oxydo-réduction

Aurélie déc 2001

oxydo-réduction

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Le cerium en solution possède deux degrés d'oxydation +4 et +3. Le potentiel standart de ce couple est Eo(Ce⁴⁺/Ce³⁺)= +1,72V. Le fer, lui aussi,possède deux degrés d'oxydation +3 et +2. Le potentiel standart de ce couple est Eo(Fe³⁺/Fe²⁺)=+0,77V.

Ecrire la reaction redox qui a lieu entre ces 2 couples. (Ce⁴⁺ oxydant et Fe²⁺ réducteur )
Le fer au degre d'oxydation +2 n'est pas stable et s'oxyde spontanément au contact de l'oxygène de l'air. On utilise donc un composé particulier, le sel de mohr (FeSO₄,(NH₄)₂SO₄,6H₂O), qui réagit comme FeSO₄. Calculer la concentration d'une solution préparée à partir de 30 g.de sel de mohr pour 500mL de solution.
Cette solution sert à doser du sulfate de cérium IV.
- Quelle est la formule de ce sel ?
- On dose 40 mL de solution de sulfate de cerium et on observe la disparition de la couleur initiale(orangée) pour un volume de solution de sel de Mohr versé égal à Véq=13,4ml. Calculer la concentration de la solution de sulfate de cérium.
Au point d'équivalence, quelle est la composition de la solution (nature et concentration des differents espèces présentes) ? (pour cette question,ne prendre en compte que FeSO₄ dans le sel de Mohr).

données : masse atomique: H=1 ; N=14 ; O=16 ; S=32 ; Fe=55.85 ; K=39 ; Mn=55 g /mol

corrigé

Ce⁴⁺ + Fe²⁺ donne Ce³⁺ + Fe³⁺

masse molaire du sel de Mohr : 55,85 +32+64+36+96+6*18 =391,85 g/mol

30 / 391,85 = 0,0766 mol dans ½ L soit 0,153 mol/L.

Ce(SO₄)₂

à l'équivalence , les quantités de matière de réactifs mis en jeu sont dans les proportions stoéchiomètriques

0,153 * 13,4 = 2,05 mmol Fe²⁺ ajouté

2,05 = 40 [Ce⁴⁺] d'où [Ce⁴⁺] = 5,12 10^-2 mol/L .

la solution contient alors Fe³⁺ ; Ce³⁺ ; SO₄^2-.

volume du bêcher : 53,4 mL

Fe³⁺ : 2,05 / 53,4 = 3,84 10^-2 mol/L

Ce³⁺ : 2,05 / 53,4 = 3,84 10^-2 mol/L

la solution est électriquement neutre :

3[Ce³⁺] + 3[Fe³⁺] = 2 [sulfate]

[sulfate] = 0,115 mol/L.

Le permanganate de potassium (KMnO₄) peut être utilisé pour doser le dioxyde de soufre en solution aqueuse. Les 2 couples concernés par la reaction redox sont (MnO₄^-/Mn²⁺) :Eo= +1,51V et (SO₄^2-/ SO₂) : Eo=+0,17V.

Ecrire les deux demi-équations et l'équation bilan de la reaction redox. (MnO₄^- oxydant et SO₂ réducteur).
On verse dans un bêcher 35mL d'une solution aqueuse contenant SO₂. On ajoute une solution de permanganate de potassium faite en dissolvant 0,40g. dans 50 mL. On constate que la coloration violette des ions permanganate apparaît pour un volume ajouté Veq=7,4mL.
- Calculer la concentration de la solution de permanganate de potassium .
- Calculer la concentration de la solution initiale de dioxyde de soufre et la masse de dioxyde de soufre dans les 35mL.
données : masse atomique: H=1 ; N=14 ; O=16 ; S=32 ; Fe=55.85 ; K=39 ; Mn=55 g /mol

corrigé :

2 fois { MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- = Mn²⁺ + 4H₂O }

5 fois { SO₂ +2H₂O = SO₄^2- + 4H⁺ +2e^- }

dans le bilan pas d'électrons :

2 MnO₄^- + 5SO₂ +2H₂O donne 2 Mn²⁺ +5 SO₄^2- + 4H⁺.

masse molaire KMnO₄ : 39 +55 +64 = 158 g/mol

0,4 /158 = 2, 53 10^-3 mol dans 0,05 L

[MnO₄^-]= 2,53 10^-3/ 0,05 = 5,06 10^-2 mol/L

à l'équivalence , les quantités de matière de réactifs mis en jeu sont dans les proportions stoéchiomètriques.

7,4 *0,0506 = 0,374 mmol d'ion permanganate mis en jeu

donc d'après les coefficients de l'équation bilan :

2,5 fois 0,374 = 0,937 mmol SO2 dans 35 mL

[SO₂]=0,937 / 35 = 2,67 10^-2 mol/L

0,937 *(32+2*16) = 60 mg.

On fait reagir 0,725 g de fer métallique avec 50 mL d'une solution d'acide sulfurique de concentration en soluté apporte 1 mol/L. Il se forme des ions Fe²⁺ (aq) et du dihydrogène.

Ecrire une équation chimique représentant la transformation de ce système.
- De quel type d'équation s'agit-il ? Justifier la réponse.
Quelle est l'équation de dissolution de l'acide sulfurique H₂SO₄ (l) dans l'eau ?
- En déduire la quantité de matière d'ions oxonium H₃O⁺ présents dans les 50 mL de solution avant qu'on y introduise le fer.
A l'aide d'un tableau d'avancement déterminer la quantité de matière d'ions Fe²⁺ (aq) à l'état final.
- Le volume est complèté exactement à 100 mL avec de l'eau distillée. Quelle est la concentration en ions Fe²⁺ (aq) ?
Afin de réaliser un dosage, on introduit 20,0 mL de cette solution dans un erlenmeyer en présence d'un excès d'acide. La solution dosée de permanganate de potassium de concentration inconnue est placée dans la burette. Ecrire l'équation du dosage.
- Il faut 8,7 mL de la solution titrée pour que le mélange prenne une légère coloration violette persistante. Que peut on en déduire ?
- A l'aide du tableau d'avancement à l'équivalence déterminer la quantité de matière d'ions permanganate présents dans les 8,7 mL versés.
- En déduire la concentration de la solution titrée.

masse molaire du fer : 56 g/mol

corrigé :

Fe + 2H⁺ donne Fe²⁺et H₂ gaz

réaction oxydo réduction (fer réducteur)

H₂SO₄ + 2 H₂O donne 2H₃O⁺ et ion sulfate SO₄ ^2-

1 *0,05 *2 = 0,1 mol ion oxonium et 0,05 mol ion sulfate dans 50 mL de solution

Qté de matière initiale de fer : 0,725 / 56 = 0,013 mol de fer

Fe + 2 H⁺ --> Fe²⁺ + H₂

initial 0,013 mol 0,1 mol 0 0

en cours 0,013-x 0,1-2x x x

final 0 0,1-2*0,013
= 0,074 mol
0,013 mol 0,013 mol

avancement maxi = 0,013 mol (acide en excès)

le volume de la solution est amené à 0,1L

[Fe²⁺] = 0,013 / 0,1 = 0,13 mol/L.

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- = Mn²⁺ + 4H₂O réduction

5fois {Fe²⁺ = Fe³⁺ + e^- }

MnO₄^- + 5 Fe²⁺ + 8H⁺ donne 5Fe³⁺ + Mn²⁺ et 4 H₂O

au changement de coloration les quantités de matière d'ion permanganateajouté et d'ion Fe²⁺ sont en proportions stoéchiométriques. On note [MnO₄^-] =C

MnO₄^-ajouté + 5 Fe²⁺

initial 0 20*0,13 mol = 2,6 mmol

en cours x 2,6 -5x

équivalence 8,7 C mmol 2,6-5*8,7C = 0

8,7C*5 = 2,6

C = 2,6 / (5*8,7) = 0,06 mol/L ion permanganate.

dosage eau oxygénée H₂O₂ par une solution de permanganate de potassium à 0,01 mol/L. Le volume versé à l'équivalence est V =18mL de permanganate de potassium. Les couples redox mis en présence sont MnO₄^- / Mn²⁺ et O₂ / H₂O₂.

Qu'elle est l'équation bilan.
On prépare 100 mL de solution aqueuse contenant 5 mL d'eau oxygénée ; on verse 10 mL de cette solution dans un erlenmeyer. En considérant le gaz dioxygène pratiquement insoluble dans l'eau et en prenant pour volume molaire des gaz 22,4 L/mol, déduire du titrage précédant le volume de gaz susceptible d'être formé, après décomposition de 5mL de solution d'eau oxygénée.
Si un litre de solution d'eau oxygénée dégage en se dismutant totalement 30 litres d'oxygène, cette eau oxygénée est à 30 volumes. Evaluer le titre volumétrique de l'eau oxygénée du commerce.

corrigé :

2 fois { MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- = Mn²⁺ + 4H₂O } réduction

5 fois {H₂O₂ = O₂ + 2H⁺+ 2e^- } oxydation

2 MnO₄^- + 5 H₂O₂ + 6H⁺ donne 5 O₂ + 2 Mn²⁺ + 8H₂O

l'eau oxygénée du commerce est diluée :100 / 5 = 20 fois.

stoéchiométriques. On note [H₂O₂]_diluée =C

MnO₄^-ajouté + 2,5 H₂O₂

initial 0 10 C mmol

en cours x 10C -2,5x

équivalence 18*0,01 = 0,18 mmol 10 C-2,5*0,18 = 0

10C = 0,45

C = 0,045 mol/L eau oxygénée diluée.

et en tenant compte de la dilution : 20*0,045 = 0,9 mol/L.

volume de gaz libéré par 5 mL d'eau oxygénée concentrée lors de la réaction avec l'ion permanganate :

5*0,9 = 4,5 mmol eau oxygénée

soit 4,5 mmol O₂ ou 0,0045*22,4 = 0,1 L

2 H₂O₂ --> O₂ + 2 H₂O

la concentration de l'eau oxygénée précédente est 0,9 mol/L

0,45 mol O₂ sont susceptibles d'être libérées par 1L d'H₂O₂

soit 0,45 *22,4 = 10 litres O₂ (ou 10 volumes)

Un filtre de nickel de masse m =0.50 g est plongé dans un becher contenant 0.25 L d'une solution acide chlorydrique de concentration C=0,02 mol/L. Au cours de l'expérience ,on observe un degagement gazeux H₂ et des ions Ni ²⁺ apparaisent dans la solution.

Quels sont les couples redox misent en jeu .
Ecrire l'equation de la reaction d'oxydo-reduction
Déterminer la quantite de matiere initial des réactifs.
Quel est le volume de gaz dégagé au cours de cette expérience.
Déterminer la masse de nickel ayant réagit.
Quel est la masse de fil de nickel à la fin de l'expérience.

On donne Vm = 24L/mol ; Ni=58,7 g/mol

corrigé :

Ni²⁺/Ni : Ni=Ni²⁺+2e^- oxydation

et H⁺/H₂: 2H⁺ +2e^-= H₂(g) réduction

Ni+2H⁺=Ni²⁺ + H₂(g) oxydoréduction

masse(g) / masse molaire (g/mol)=0,5 / 58,7=8,52 mmol nickel

volume (L)*concentration (mol/L)=0.25*0,02= 5 mmol acide

Ni +2H⁺ Ni²⁺ + H₂(g)

initial 8,52 mmol 5 mmol 0 0

en cours 8,52-x 5-2x x x

équivalence 8,52-2,5 = 6,02 mmol 0 défaut 2,5 mmol 2,5 mmol

x_max = 2,5 mmol

volume de gaz (L) = Qté de matière (mol) * volume molaire (L/mol)

2,5 10 ^-3 *24=0,06 L

donc 2,5 mmol nickel attaqué soit 2,5 10^-3*58,7 = 0,146 g

il reste 0,5-0,146 = 0,354 g nickel

la réaction de l'acide chlorydrique sur le zinc est une réaction lente mettant en jeu les couples : H⁺(aq) / H₂(g) et Zn²⁺(aq) / Zn(s). On introduit un morceau de zinc impur, de masse 5.0 g, dans 200 mL d'une solution molaire en ions oxonium. A la fin du dégagement gazeux, il reste 0.05 mol d'ions oxonium dans la solution.

Ecrire l'équation de la réaction se produisant entre le zinc et les ions oxonium.
Quel est le pourcentage massique de zinc dans le morceau de zinc impur ? ( Zn = 65,4 g/mol)

corrigé

Zn (s ) = Zn²⁺ + 2e^- oxydation

2H⁺ + 2e^- = H₂ réduction

bilan : Zn (s ) + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂

Qté de matière d'acide initiale : concentration (mol/L) * volume de la solution (L) = 1*0,2 = 0,2 mol

Qté de matière d'acide finale : 0,05 mol

Qté de matière d'acide ayant réagi : 0,2-0,05 = 0,15 mol

donc d'après les coefficients de l'équation bilan : ½* 0,15 = 0,075 mol de zinc.

masse de zinc attaqué (g) = Qté de matière (mol) fois masse molaire (g/mol)= 0,075*65,4 = 4,905 g.

% massique du zinc : 4,905*100/5 = 98,1%.

à suivre ...

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