CORRIGES

EXERCICE I :

1.

a) L’oxydant le plus fort (Ag⁺) va réagir avec le réducteur le plus fort(H₂)

b) L’oxydant le plus fort (H⁺ va réagir avec le réducteur le plus fort (Pb)

2. a) H₂ →2H⁺. +2e

Ag⁺ + e → Ag

Equation bilan : 2Ag⁺  +H₂ →2Ag +2H⁺

b) Pb → Pb²⁺. +2e

2H⁺ + 2e→H₂

Equation bilan :2H⁺ + Pb →H₂  + Pb²⁺

3.

La solution diluée et froide d’acide sulfurique va réagir uniquement avec le plomb. // L’oxydant le plus fort (H⁺) va réagir avec le réducteur le plus fort (Pb).

EXERCICE II :

1. On observe des bulles dans la solution (dégagement du dihydrogène) et la solution devient verte.

2. Identification :

Gaz : On recueille le gaz grâce à un tube à essai dont l’ouverture fait face au récipient contenant la solution. Ce gaz détonne à l’approche une allumette enflammée : C’est du dihydrogène.

Ions : En ajoutant de la soude à la solution, il se forme un précipité vert de Ni(OH)₂ : Ce sont les ions Ni⁺⁺.

EXERCICE III :

1.      Fe +  2H⁺    →Fe²⁺  + H₂

1mol    2 mol.   1mol.     1mol

2. n(H₂) = n(Fe)

Or n(Fe)=m(Fe)/M(Fe)=1/56=1,8.10^-2 mol

n(H+)=cV=0,2x0,25=5.10^-4 mol

Dans les conditions stœchiométriques : n(H⁺)=2n(Fe)

Dans les conditions de l’expérience 

N(H⁺)/n(Fe)= 2,77>2  => les ions H⁺ sont en excès, le fer ayant totalement réagit.

n(H₂)=V(H₂)/V_m =>V(H₂)=n(H₂)xV_m=1,8x10^-2 x 22,4=0,40l.

3. Calcul de concentrations finales en ions Fer(II).

===.

Calcul de concentrations finales en ions hydrogène.

n(H⁺)r= 2n(Fe²⁺)=2x1,8.10^-2=3,6.10^-2

n(H⁺)f= n(H⁺)_i - n(H⁺)_r =510^-4 -3,6.10^-2=1,4.10^-2 mol

[H⁺]_f =1,4.10^-2/0,25=0,056mol/l.

EXERCICE IV :

1.

Ni  +    2H⁺      →    Ni²⁺. + H₂

1mol   2mol        1mol   1mol

2. n_i(H⁺) =[H⁺]_i.V=0,25 x 0,10=0,025 mol.

La quantité de H⁺ en solution est :

n_f(H⁺) =[H+].V=2,5.10^-3 x0,25=6,25.10^-4 mol.

La quantité de H+ ayant réagi est :

n_r(H+)=n_i(H⁺)-n_f(H⁺)=2,025-6,25,10^-4=0,024mol

D’après l’équation n(H₂) = n(H⁺)/2 donc

  =>

3. Masse de nickel qui a réagi.

D’après l’équation n(Ni)=n_r(H₂)

  <=>  m(Ni)/M(Ni)n_r(H₂) =>

m(Ni)  = n_r(H₂) x M(Ni)=0,024375 x58,7= 1,53g.

EXERCICE VI :

1-Sn⁺⁺/Sn ;Mg⁺⁺/Mg et Ni⁺⁺/Ni

2-

2-1 le réducteur le plus fort dans cette expérience est Mg.

2-2 Mg⁺⁺/Mg          Ni⁺⁺/Ni               Sn⁺⁺/Sn    →

2-3 Les valeurs des potentiels standard redox des couples intervenant dans cette expérience sont : -2,37 V ; -0,14 V  et  -0,23 V.   Affecter à chaque couple la valeur de son potentiel standard redox.

E°( Mg⁺⁺/Mg)=-2,37 V ;   E°( Ni⁺⁺/Ni)=-0,23 V ;  E°( Sn⁺⁺/Sn )=-0,14 V

3-a)Non, il n’y a pas variation du nombre d’oxydation des espèces mis en jeu  dans cette réaction

b) Oui, il y a variation du nombre d’oxydation des espèces mis jeu dans cette réaction.

Réducteur :CO

Oxydant :Fe₂O₃