Exercice 1.
1.1. Al = Al3+ + 3 e.
1.2. 2 H+ + 2 e = H2.
Puis, comme 1 H+ + 1 H2O = 1 H3O+,
1.3. 2 Al + 6 (H3O+ + Cl-)
= 2 (Al3+ + 3 Cl-) + 3 H2 + 6 H2O.
Aluminium + Acide chlorhydrique = Chlorure d' aluminium
+ Dihydrogène + Eau.
1.4. Le nombre initial de moles d' aluminium, est égal
à 0,75 / 27 mol, soit 0,028 mol.
Le nombre initial de moles d' ions hydronium, est égal
à 0,1.200.10-3 mol, soit 0,02 mol.
1.5. Il restera 0,028-2.3,33.10-3 mol d' aluminium,
soit 0,021 mol.
Il se sera formé 9,99.10-3 mol de dihydrogène.
Comme le volume molaire, dans les CNTP, fait 22,4 L,
il se sera formé 0,224 L de dihydrogène.
Il se sera formé 6,66.10-3 mol de chlorure
d' aluminium.
Exercice 2.
Pile de concentration utilisant les couples redox Ag+ / Ag et Al3+ / Al.
Pôle positif: électrode d' argent. C' est la cathode. Elle est le siège de la réduction cathodique:
Pôle négatif: électrode d' aluminium. C' est l' anode. Elle est le siège de l' oxydation anodique.
Bilan chimique du fonctionnement de la pile:
3 Ag+ + Al = 3 Ag + Al3+.
Chaque compartiment a un volume de 100 mL. La concentration
de chaque cation métallique dans le compartiment concerné
est égale à 1 mol.L-1.
Le nombre de moles initial de cations Ag+ dans
le compartiment cathodique est égal à 0,1 mol.
Le nombre de moles initial de cations Al3+
dans le compartiment anodique est égal à 0,1 mol.
La pile va fonctionner jusqu' à épuisement des cations Ag+ dans le compartiment cathodique.
La concentration finale des cations argent dans le compartiment cathodique sera égale à 0 mol.L-1.
La concentration finale des cations aluminium dans le
compartiment anodique sera égale à (0,1 + 3,33.10-2)
/ 0,1 mol.L-1, soit
1,33 mol.L-1.
L' électrode d' aluminium, l' anode, aura perdu
3,33.10-2 mol d' aluminium, soit une masse de 3,33.10-2.27
g, soit 0,899 g.
L' électrode d' argent, la cathode, aura gagné
9,99.10-2 mol d' argent, soit une masse de 9,99.10-2.108
g, soit 10,79 g.
Exercice 3.
Electrolyse à anode soluble, avec dépot d' argent métallique sur une gourmette d' acier.
La gourmette d' acier constituera la cathode.
Elle sera le siège d' une réduction cathodique:
Ag+ + 1 e = Ag.
L' anode sera constituée d' argent métallique.
Elle sera le siège d' une oxydation anodique:
Ag = Ag+ + 1 e.
Au bilan, il y aura un transfert d' argent métallique de l' anode vers la cathode:
Ag anode = Ag cathode.
On veut déposer 100 mg d' argent sur la gourmette.
Le nombre de moles d' argent à déposer
est égal à 0,1 / 108 mol, soit 9,26.10-4 mol.
Il a fallu le transport, à travers le circuit, de 9,26.10-4 mol d' électrons.
La charge transportée est égale à 9,26.10-4.6,02.1023.1,6.10-19 C, soit 89,19 C.
L' intensité I du courant d' électrolyse est fixée à 50 mA.
La durée de l' électrolyse est égale à 89,19 / 50.10-3 s, soit 1783,8 s.
Exercice 4.
Dosage d' une solution aqueuse de diiode par le thiosulfate de sodium.
Demi-équation d' oxydation: les ions thiosulfate sont oxydés en ions tétrathionate.
2 S2O32- = S4O62- + 2 e.
I2 + 2 e = 2 I-.
Bilan redox:
I2 + 2 S2O32- = 2 I- + S4O62-.
Le nombre de moles d' ions thiosulfate mis en jeu est égal à 0,01.18,3.10-3 mol, soit 1,83.10-4 mol.
Le nombre de moles de diiode qui a réagi avec les ions thiosulfate est égal à 1,83.10-4 / 2 mol, soit 9,15.10-5 mol.
Ce nombre de moles est présent dans une prise d' essai de 20 mL.
La concentration du diiode est alors égale à 9,15.10-5 / 0,020 mol.L-1, soit 0,0046 mol.L-1.
Exercice 5.
Le méthane s' inscrit dans une figure géométrique appelée tétraèdre.
La longueur de la liaison Carbone-hydrogène est de l' ordre de 100 pm.
L' angle des liaisons (H,C,H) est égal à 109° 28'.
Le butane possède deux isomères:
- Le butane normal, CH3CH2CH2CH3
- Le 2 méthyl propane.