Exercice 1
Dans un tube à essai, on introduit de la limaille de fer et quelques millilitres d’une solution de chlorure d’étain (II), $(\ce{Sn^{2+} (aq) + 2 Cl^- (aq)})$. Après avoir attendu un certain temps, on ajoute quelques millilitres d’une solution d’hydroxyde de sodium (soude) ; il apparait alors un précipité vert d’hydroxyde de fer (II) $\ce{Fe(OH)2 (s)}$.
Les couples qui interviennent dans cette expérience sont : $\ce{Fe^{2+}/Fe (s)}$ et $\ce{Sn^{2+}/Sn (s)}$.
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Écrire les demi-équations électroniques de chacun des couples oxydant-réducteur.
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Écrire l’équation de formation du précipité d’hydroxyde de fer (II).
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Écrire l’équation de la réaction se produisant dans le tube à essai.
Exercice 2
Dans un tube à essai, on verse $\pu{2,0 mL}$ d’une solution de chlorure de fer (III) $(\ce{Fe^{3+} (aq) + 3 Cl^- (aq)})$ et $\pu{2,0 mL}$ d’une solution de chlorure d’étain (II) $(\ce{Sn^{2+} (aq) + 2 Cl^- (aq)})$. On agite, puis on ajoute quelques gouttes d’une solution de soude $(\ce{Na^+ (aq) + HO^- (aq)})$ ; il apparaît un précipité vert d’hydroxyde de fer (II), $\ce{Fe(OH)2 (s)}$.
Données : couples oxydant-réducteur : $\ce{Sn^{4+}/Sn^{2+}}$ ; $\ce{Fe^{3+}/Fe^{2+}}$.
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Dans quel but a-t-on ajouté les quelques gouttes de soude, à la fin de l’expérience ?
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Écrire la demi-équation électronique de chacun des couples apparaissant dans les données.
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Déterminer quels sont les réactifs de l’expérience.
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En déduire l’équation de la réaction.
Dans la solution initiale de chlorure de fer (III), $[\ce{Fe^{3+}}] = \pu{2,0e-4 mol.L-1}$. De même, dans la solution initiale de chlorure d’étain $[\ce{Sn^{2+}}] = \pu{5,0e-4 mol.L-1}$.
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Effectuer un recensement de toutes les espèces chimiques en solution dans l’état final de la transformation.
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Déterminer la concentration (effective) de ces espèces chimiques.
Exercice 3
L’acide nitrique, de formule $\ce{HNO3}$, est totalement ionisé lorsqu’on le solubilise en solution aqueuse. Dans les réactions d’oxydoréduction, le couple qui intervient le plus fréquemment est $\ce{NO3^-/ NO}$ (cette dernière espèce chimique est un gaz instable qui s’oxyde facilement en dioxyde d’azote $\ce{NO2}$ mais il n’en sera pas tenu compte dans cet exercice).
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Écrire la demi-équation électronique du couple $\ce{NO3^-/ NO}$.
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Lorsque l’on plonge du cuivre métallique $\ce{Cu (s)}$ (appartenant au couple $\ce{Cu^{2+}/Cu (s)}$) dans une solution aqueuse d’acide nitrique, il disparaît complètement et la solution se colore en bleu.
Écrire l’équation de la réaction chimique. -
La masse du morceau de cuivre étant égale à $m = \pu{5,0 g}$, déterminer la valeur de la concentration effective $[\ce{Cu^{2+} (aq)}]$ des ions cuivre dans la solution, le volume étant égal à $V = \pu{10 mL}$.
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Déterminer la concentration effective minimale des ions nitrate $[\ce{NO3^- (aq)}]$ avant introduction du cuivre dans la solution, afin que celui-ci soit complètement consommé.
Exercice 4
On introduit $\pu{1,50 g}$ de limaille de fer $\ce{Fe (s)}$ dans $\pu{100 mL}$ d’une solution de nitrate d’argent $(\ce{Ag^{+} (aq) + NO3^- (aq)})$. Après agitation, filtration et séchage du résidu solide, celui-ci pèse $\pu{3,50 g}$.
Les couples mis en jeu sont $\ce{Ag^{+}/Ag (s)}$ et $\ce{Fe^{2+}/ Fe (s)}$.
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Écrire les demi-équations de chacun des couples.
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Écrire l’équation de la réaction.
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Montrer qu’il est nécessaire d’envisager deux solutions selon les quantités respectives de fer et de nitrate d’argent.
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Déterminer la quantité de matière initiale de fer.
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Montrer qu’une seule de ces solutions est compatible avec les données.
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Déterminer la concentration molaire en ions argent dans la solution initiale de nitrate d’argent.
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Calculer le pourcentage en masse de l’argent et du fer dans le résidu solide.
Exercice 5
Les ions plomb $\ce{Pb^{2+} (aq)}$ réagissent avec le zinc $\ce{Zn (s)}$ en solution aqueuse.
Les couples mis en jeu sont : $\ce{Pb^{2+}/Pb}$ et $\ce{Zn^{2+}/Zn}$.
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Écrire les demi-équations de chacun des couples.
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Écrire l’équation de la réaction.
On dissout $\pu{130 g}$ d’éthanoate de plomb, $(\ce{Pb^{2+} (aq) + 2 CH3CO2^{-}})$, dans $\pu{1,0 L}$ d’eau. On verse dans un tube à essai $\pu{10 mL}$ de la solution aqueuse obtenue et on ajoute de la grenaille de zinc, $\ce{Zn (s)}$ en gros excès.
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Quelle est la masse de zinc qui disparaît ?
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Quelle est la concentration en ion zinc de la solution obtenue ?
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Quel aurait été l’état final de la transformation si on avait ajouté seulement 150 mg de grenaille de zinc $\ce{Zn (s)}$ à $\pu{10 mL}$ de la solution d’éthanoate de plomb ?