Support de travaux dirigés adossés au!
cours d’Equilibre et Cinétique.!
Séance n°3!
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Année universitaire!
2013/2014
Exercice 1 :!
Que vaut le nombre d'oxydation des éléments dans les composés suivants ? !
Fe, S8, CH4, CO2, HClO4, CO32-, PO43-, MgO, MgCl2, KN3, HNO3, IO3-, K2MnO4.!
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Exercice 2 :!
Equilibrer les équations chimiques suivantes à l'aide de la méthodologie expliquée en cours en
indiquant comme première étape qui est l'oxydant et qui est le réducteur.!
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Exercice 3 :!
On place un morceau de zinc métal dans une solution aqueuse de AgNO3 1M.!
Décrire les processus d’oxydoréduction possibles. Ecrire les équations associées à vos
hypothèses et la valeur des constantes d’équilibre.!
On donne : E°(Zn2+/Zn°) = -0,763 V ; E°(Ag+/Ag°) = +0,7994 V ; E°(NO3-/NO) = +0,96 V à pH =0.!
Calculer les potentiels réels en début de réaction en considérant les concentrations suivantes :!
[Zn2+] = 10-8 M ; [Ag+] = 1 M ; [NO3-] = 1 M ; [NO] = 10-8 M.!
Conclusions.!
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Exercice 4 :!
On réalise une pile zinc – argent. Pour cela, une lame de zinc est plongée dans 100 mL
d’une solution de ZnSO4 1 mol·L-1 et une lame d’argent dans 100 mL d’une solution de
AgNO3 1 mol·L-1.!
a.
Schématiser cette pile. Quelles sont les électrodes négative et positive de cette pile ? !
b.
Ecrivez les équations des demi-réactions à chaque électrode de la pile en précisant si c’est
l’anode ou la cathode. !
c.
Déterminez la tension à vide entre les deux électrodes. !
d.
Quelle est la variation de la masse de l’électrode négative lorsqu’on mesure un dépôt de
108 mg sur la lame d’argent. !
Exercice 5 :!
Calculez la lecture prévue du voltmètre pour cette pile Cu/Fe à 25 °C et compte tenu des
concentrations indiquées sur le schéma de la pile.!
On donne : E°(Cu2+/Cu°) = +0,34 V; E°(Fe3+/Fe2+) = +0,77 V!
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Exercice 6 :!
Soit la réaction d’oxydoréduction suivante :!
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2 Fe3+ + Cu°
2 Fe2+ + Cu 2+!
A pH = 0, les espèces prédominantes sont Fe3+, Fe2+ et Cu2+ en solution. Mais à partit de pH=2, le
fer +III est essentiellement sous forme d’hydroxyde de fer Fe(OH)3. !
1) A pH = 0, calculer le ∆E° de cette réaction.!
2) A pH = 0, calculer la constante d’équilibre à partir de la valeur trouvée en 1).!
3) Calculer le ∆E réel de ce système quelques instants après le début de la réaction en
considérant les concentrations suivantes :!
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[Fe3+] = 0.01 M, [Fe2+]=10-8 M , [Cu2+]=10-8 M!
4) A partir de pH = 2, le potentiel E° (appelé habituellement potentiel normal apparent) du couple
Fe3+/Fe2+ diminue avec une pente de -0,177pH. Compte tenu de cet abaissement de potentiel du
couple Fe3+/Fe2+, la réaction d’oxydoréduction sera-t-elle encore quantitative à pH = 4 ? Calculer
alors la nouvelle constante d’équilibre à pH = 4.

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