Exercice 1.
1. Il y a oxydation du fer en ions Fe (II):
Fe = Fe2+ + 2 e.
Il y a réduction des ions hydronium en dihydrogène:
2 H3O+ + 2 e = H2 + 2 H2O.
Bilan redox:
2 H3O+ + Fe = Fe2+ + H2 + 2 H2O.
Equation complète:
2 (H3O+ +Cl-) + Fe = (Fe2+ +2 Cl-) + H2 + 2 H2O.
2. On a fait réagir 1 g de limaille de fer avec un excès d' acide chlorhydrique.
Le nombre de moles de fer est égal à 1 / 56 mol, soit 1,79.10-2 mol.
D' après l' équation chimique ce nombre de moles de fer correspond au même nombre de moles de dihydrogène dégagé.
Le volume molaire du dihydrogène dans les conditions normales de température et de pression est égal à 22,4 L.
Le volume de dihydrogène dégagé est égal à 22,4.1,79.10-2 L, soit 0,41 L, soit 410 mL.
Exercice 2.
1. Constitution d' une pile à concentration utilisant les couples redox Ag+ / Ag et Zn2+ / Zn.
L' anode est constituée de zinc et la cathode d'
argent.
Il y aura oxydation anodique du zinc et réduction
cathodique des ions argent (I).
Zn = Zn2+ + 2 e.
Ag+ + 1 e = Ag.
Bilan redox:
2 Ag+ + Zn = 2 Ag + Zn2+.
2. La concentration des ions Ag (I) du compartiment cathodique va chuter et celle des ions Zn (II) dans le compartiment anodique va augmenter.
3. La tension à vide, dans les conditions standard, de la pile, est donnée par:
DE = E° Ag+ / Ag - E° Zn2+ / Zn.
Numériquement on a DE qui est égal à +0,80 - (-0,76) V, soit 1,56 V.
Exercice 3.
1. Schéma complet du montage utilisé pour
réaliser un dépot d' argent sur un autre métal: principe
de l' électrolyse à anode soluble.
Il faut que l' anode soit en métal argent.
Le cuivre constitue la cathode.
Il faut que l' électrolyte soit un sel contenant
forcément le cation Ag(I).
Il y a oxydation anodique de l' argent en ions Ag(I) et réduction cathodique des ions Ag(I) en Ag métallique.
2. On veut déposer 0,5 g d' argent sur la gourmette.
L' intensité du courant d' électrolyse est égale à 100 mA.
La masse d' argent à déposer correspond à un nombre de moles d' argent égal à 0,5 / 108 mol, soit 4,63.10-3 mol.
Le dépot de cette masse d' argent nécessite le passage, dans le circuit, de la même quantité d' électrons.
Une mole d' électrons équivaut en valeur absolue au transport de 6,02.1023.1,6.10-19 C, soit 96 320 C.
Ici on aura dû transporter 4,63.10-3.96 320 C, soit 445,96 C.
Le temps de l' électrolyse à 100 mA de courant est égal à 445,96 / 0,1 s soit 4459,6 s.
Exercice 4.
1. Oxydation du dioxyde de soufre, SO2, en ions sulfate, SO42-:
SO2 + 6 H2O = SO42- + 4 H3O+ + 2 e.
Réduction des ions permanganate, MnO4-, en ions Mn (II):
MnO4- + 8 H3O+ + 5 e = Mn2+ + 12 H2O.
Bilan redox:
2 MnO4- + 5 SO2 + 6 H2O = 2 Mn2+ + 5 SO42- + 4 H3O+ .
La concentration de la solution de permanganate est égale
à 0,02 mol.L-1.
Le volume équivalent est égal à
21 mL.
La prise d' essai est de 100 mL.
Le nombre de moles d' ions permanganate versé à l' équivalence est égal à 0,02.21.10-3 mol, soit 4,2.10-4 mol.
Le nombre de moles de dioxyde de soufre présent dans les 100 mL est égal à (5.4,2.10-4 / 2) mol, soit 1,05.10-3 mol.
La concentration de la solution de dioxyde de soufre, [SO2], est égale à 1,05.10-3 / 100.10-3 mol.L-1, soit 0,0105 mol.L-1.