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REVISION MPSI -
OXYDO - REDUCTION EN SOLUTION AQUEUSE.
Dans le couple redox MnO4-/Mn2+
L'oxydant est (formule puis nom):
Le réducteur est (formule puis nom):
Le nombre d'oxydation de Mn dans Mn 2+ est:
Le nombre d'oxydation de Mn dans MnO4- :
La demi équation redox s'écrit :
On donne le potentiel standard à 25°C :
E°(MnO4-/Mn2+) = 1.51V.
La formule de Nernst s'écrit:
On considère les couples redox de l'eau
Le couple dans lequel l'eau est l'oxydant est :
(on demande deux écritures)
Son potentiel standard à 298 K vaut
conventionnellement :
Ecrire la formule de Nernst associée
Le couple dans lequel l'eau est le réducteur est :
Son potentiel standard à 298 K vaut :
Ecrire la formule de Nernst associée
L’eau oxygénée est H2O2. Elle est impliquée dans les
couples O2/H2O2 et H2O2/H2O dont les potentiels
standard à 25°C valent 0.68V et 1.77V
Justifier que H2O2 se dismute.
Calculer la constante thermodynamique de la réaction.
Pourquoi observe-t-on des solutions aqueuses d’eau
oxygénée ?
Le fer et ses couples
Le potentiel standard du couple Fe3+/Fe2+ est 0.77V. Le produit de solubilité de FeOH3 est tel que pKs = 38
Le produit de solubilité de FeOH3 est tel que pKs = 15
Le fer au nombre d'oxydation deux est usuellement
présent sous deux formes qui sont :
Le fer au nombre d'oxydation trois est usuellement
présent sous deux formes qui sont :
Dans quel domaine de pH observe-t-on la précipitation
de FeOH3 dans une solution de Fe3+ de concentration
initiale 0.01 mol/L.
Dans quel domaine de pH observe-t-on la précipitation
de FeOH3 dans une solution de Fe3+ de concentration
initiale 0.01 mol/L.
Quel est le potentiel redox d’une solution dans laquelle
[Fe3+]=[Fe2+] ?
Réaction des deux couples Fe3+/Fe2+ et MnO4-/Mn2+
Quelle réaction spontanée entre ces deux couples
prévoit la règle du gamma à pH = 0 ?
Ecrire son équation bilan.
Calculer sa constante thermodynamique d'équilibre K
Quel est l'indicateur coloré utilisé pour détecter
l'équivalence ?
Quelle sera l'allure de la courbe de dosage E = f(v) si
l'oxydant est dans la burette ?
Quelles électrodes suggérez vous d'utiliser pour suivre
ce dosage par potentiométrie? Faire un schéma du
montage.
On dose 10 mL de Fe2+ 0.1 mol/L par du permanganate
de potassium de concentration 0.02 mol/L
Quel est le volume équivalent Ve ?
On pose x=V/Ve. x est le paramètre de titrage et V le
volume de permanganate versé.
Donner le potentiel redox de la solution pour 0<x<1
Donner le potentiel redox de la solution pour 1<x<2
Calculer le potentiel redox à l’équivalence
Exercice 1 :
On plonge une lame de zinc dans 100 cm3 d'une solution de nitrate d'argent de concentration égale à 0,10 mol.L-1.
1- Quelle est la réaction qui a lieu spontanément ?
2- Quelle est la masse d'argent déposé quand la quasi-totalité des ions Ag+ a disparu ? Quelle est la perte de
masse subie par la lame de zinc ?
Exercice 2:
On réalise les piles suivantes : Cu/Cu2+//Sn2+/Sn et Cu/Cu2+//Pb2+/Pb
et l'on mesure leur fem avec un voltmètre. On trouve : e(Cu-Sn) = 0,48 V et e(Cu-Pb) = 0,47 V.
1- Quelle est la f.e.m. de la pile plomb-étain ?
2- Quelle conclusion en tire-t-on quant aux propriétés réductrices du plomb et de l'étain ?
Exercice 3 :
Le bilan de fonctionnement d’une pile fer-argent est : Fe + 2 Ag+ → Fe2+ + 2 Ag
1. Faire le dessin du montage correspondant.
2. Quelle est la polarité de cette pile ?
3. Pendant le fonctionnement de la pile, la masse de l’électrode de fer a diminué de
Δm(Fe) = 50 mg. Quelle est la quantité d’électricité Q débitée par la pile?
4. Déterminer Δm(Ag) la variation de masse correspondante de l’électrode d’argent.
Exercice 4 : DETERMINATION DE LA CONSTANTE DE DISSOCIATION D’UN COMPLEXE.
potentiel normal d’oxydo-réduction du couple Fe3+/Fe2+ : 0,77 V
(RT/F) ln x = 0,06 log x
On réalise les 2 demi-piles suivantes, à 25 °C :
Données à 25 °C
- demi-pile n° 1 :
une électrode de platine plonge dans 100 cm3 d’une solution aqueuse contenant 10-3 mol
d’ions Fe3+ et 10-3 mol d’ions Fe2+
- demi-pile n° 2 :
une électrode de platine plonge dans 100 cm3 d’une solution aqueuse contenant avant
réaction 10-3 mol d’ions Fe3+, 10-3 mol d’ions Fe2+ et 10-1 mol d’ions florure F-.
L’ion F- forme avec l’ion Fe3+ le complexe fluorofer(III): FeF2+ tandis que l’ion Fe2+ n’est pas complexé.
1- Faire un schéma de la pile constituée par l’association des 2 demi piles décrites ci-dessus. Quel est le
pôle positif de la pile ? Justifier qualitativement.
2- La force électromotrice de la pile ainsi formée est 0,31 V.
Calculer la concentration molaire en ions Fe3+ de la solution contenue dans la demi-pile n° 2.
3- Calculer la constante de dissociation KD du complexe fluorofer (III).
Exercice 5 :
Le chlorure d'argent est un sel peu soluble dans l'eau : Ks = 10–9,50.
E0Ag / Ag  0,800 volt.
Pour mesurer le pH d’une solution, on mesure la différence de potentiel entre une électrode de verre et une
électrode de référence. Le potentiel d’électrode de l’électrode de verre dépend du pH et le potentiel d’électrode
de l’électrode de référence est constant. Une électrode de référence souvent utilisée est obtenue en plongeant un
fil d’argent recouvert de chlorure d’argent dans une solution d’acide chlorhydrique où l’activité des ions chlorure
(Cl–) est constante et égale à 1.
1- Calculer l’activité des ions Ag+ présents dans la solution contenue dans l’électrode de référence.
2- Ecrire la demi-équation électronique du couple redox fonctionnant à l’électrode de référence.
3- Donner l’expression littérale du potentiel d’électrode de l’électrode de référence.
4- Calculer la valeur numérique, à 25°C, du potentiel d’électrode de l’électrode de référence.
DOSAGE DES IONS IODURE PAR ARGENTIMÉTRIE
Potentiel standard, à 25°C, par rapport à
l'électrode normale à hydrogène :
E°(Ag+/Ag) = 0,800V
Produit de solubilité de l'iodure d'argent
(AgI) à 25°C : Ks° =10-16
2,302 R T/F = 0,060 V (à 25°C)
Volume d'une goutte versée avec la
burette : 0,05 mL
L'argentimétrie
est
une
technique
analytique qui met à profit la faible
solubilité dans l'eau des sels d'argent.
Cette technique est particulièrement
adaptée au dosage des iodures.
1 Ecrire l'équation bilan de la réaction de formation du précipité d'iodure d'argent et l'expression
littérale du produit de solubilité, Ks, de ce sel.
2 Donner l'expression littérale et la valeur numérique de la solubilité (exprimée en mol .L-1) de
l'iodure d'argent dans l'eau pure à 25°C.
3 A 25°C le dosage potentiométrique suivant est réalisé en mesurant la différence de pot entiel entre
l'électrode d'argent et l'électrode de référence ( E = EAg-Er) en fonction du volume de solution
titrante versée.
1. Ecrire l'équation bilan traduisant la réaction de dosage.
2. Montrer qu'une électrode d'argent qui plonge dans une solution contenant des ions Ag + est
une électrode indicatrice de la concentration en ion argent ( [Ag +] ).
3. Sachant que le volume équivalent est de 6,20 mL, quelle est la concentration C 0 de la
solution d'iodure de potassium ?
4. Montrer que, dès la première goutte de solution titrante versée, la précipitation de l'iodure
d'argent se produit.
5. Donner l'expression littérale et la valeur numérique de la différence de potentiel E mesurée
à l'équivalence.
6. Après avoir versé 6,15 mL de solution titrante, calculer :
1. La valeur numérique de la concentration molaire en ion I - et celle en ion Ag+ dans
le bécher.
2. La valeur numérique de la différence de potentiel AE entre les deux électrodes.
7. Après avoir versé 6,25 mL de solution titrante, calculer :
1. La valeur numérique de la concentration molaire en ion Ag+ et celle en ion 1-dans le
bécher.
2. La valeur numérique de la différence de potentiel E entre les deux électrodes.
8. Expliquer pourquoi l'équivalence est facilement détectable avec précision.