CHAPITRE 10

CORRIGÉ DES EXERCICES
Chapitre 11 A. Les réactions d'oxydoréduction 1. Le réducteur donne un (des) électron(s) à l'oxydant; donc :
|Numéro |Réducteur |Oxydant |
|A |Mg |Mg2+ |
|B |Fe2+ |Fe3+ |
|C |O2- |O2 |
2. Meilleurs oxydants parmi les couples donnés : celui dont E0r sera le
plus élevé car l'oxydant est réduit puisqu'il capte des électrons:
a) Cl2
b) Mg2+
c) Fe3+ 3. Meilleurs réducteurs parmi les couples donnés : celui dont E0ox sera le
plus élevé car le réducteur est oxydé puisqu'il donne des électrons:
a) Fe2+
b) Mg
c) S2O32- 4.
|No |Demi réactions et équations ioniques nettes |Eredox (v)|
|a |Ox : Mg(s) ( Mg2+(aq) + 2 e- |E0ox = |
| |Red : 2H+(aq) + 2 e- ( H2(g) |2,37 |
| |Ionique nette : : Mg(s) + 2H+(aq) ( |E0r = 0 |
| |Mg2+(aq) + H2(g) |E0rédox = |
| |N.B. Nous sommes en milieu acide (H2SO4) |2,37 |
|b |Ox : I2(aq) + 6 H2O(l) ( 2 HIO3(aq) + |E0ox = |
| |10 H+(aq) + 10 e- |-1,20 |
| |Red : ClO4-(aq) + 8 H+(aq) + 8 e- ( |E0r = |
| |Cl-(aq) + 4 H2O(l) |1,39 |
| |Ionique nette : 4 I2(aq)+ 5 ClO4-(aq)+ 4 H2O(l) |E0rédox = |
| |( 8 HIO3(aq) + 5 Cl-(aq) |0,19 |
| |N.B. L'acide perchlorique et l'acide | |
| |chlorhydrique sont des acides forts (F.P. | |
| |ioniques) alors que l'acide iodique est faible | |
| |(F.P. moléculaire) | |
|c |Ox : 4 OH-(aq) ---> O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- |E0ox = |
| |Red : BrO3-(aq) + 3 H2O(l) + 6 e- ---> Br-(aq) +|-0.40 |
| |6 OH-(aq) |E0r = |
| |Ionique nette : 2 BrO3-(aq) ---> 2 Br-(aq) + 3 |+0,61 |
| |O2(g) |E0rédox = |
| | |0,21 |
5.
|No |Demi réactions et équations ioniques nettes |Eredox (v)|
|a |Ox : 2 I-(aq) ( I2 (aq) + 2 e- |E0ox = |
| |Red : NO3-(aq) + 4 H+(aq) + 3 e- ( NO |-0,62 |
| |(g) + 2 H2O(l) |E0r = |
| | |0,96 |
| | |E0rédox = |
| | |0,34 |
| | |1,58 |
|b |Ox : 2 Br- (aq) ( Br2(aq) + 2 e- |E0ox = |
| |Red : Cl2(aq) + 2 e- ( 2 Cl-(aq) |-1,06 |
| | |E0r = |
| | |1,39 |
| | |E0rédox = |
| | |0,30 |
|C |Ox : Ca(s) ( Ca2+(aq) + 2 e- |E0ox = |
| |Red : 2 H2O(l) + 2 e- ( H2(g) + 2 |2,87 |
| |OH-(aq) |E0r = |
| | |-1,41 |
| | |E0rédox = |
| | |2,46 |
6. a) H2O(l) + ---> KOH(aq) + H2(g) Milieu basique à cause de la présence de KOH
Réduction : H2O(l) ---> H2(g)
2 H2O(l) + 2 e- ---> H2(g) + 2 OH-(aq)
Oxydation : ---> K+
K(s) ---> K+(aq) + 1 e-
Équation ionique nette : 2 K(s) + 2 H2O(l) ---> 2 K+(aq) +
H2(g) + 2 OH-(aq) Équation moléculaire : 2 K(s) + 2 H2O(l) ---> 2 KOH(aq) +
H2(g) b) H2O2(aq) + ---> I2(aq) +
Réduction : H2O2(aq) + 2 H+(aq) + 2 e- ---> 2 H2O(l)
Oxydation (en milieu acide à cause de la présence des ions H+
de la demi-réaction de la réduction) :
2 I-(aq) ---> I2(aq) + 2 e-
Équation ionique nette : H2O2(aq) + 2 H+(aq) + 2 I-(aq) --->
2 H2O(l) + I2(aq) Équation moléculaire : H2O2(aq) + 2 HI(aq) ---> 2 H2O(l) +
I2(aq)
c) KMnO4(aq) + ---> MnCl2(aq) + Cl2(aq) +
Réduction : MnO4- ---> Mn2+
MnO4- + 8 H+(aq) + 5 e- ---> Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
Oxydation (en milieu acide à cause des ions H+ de la demi-
réaction de réduction) :
---> Cl2(aq)
2 Cl-(aq) ---> Cl2(aq) + 2 e-
Équation ionique nette :
2 MnO4-(aq) + 16 H+(aq) + 10 Cl-(aq) ---> 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l)
+ 5 Cl2(aq) Équation moléculaire :
2 KMnO4(aq) + 16 HCl(aq) ---> 2 MnCl2(aq) + 8 H2O(l) + 5
Cl2(aq) + 2 KCl(aq)
d) Cu(s) + ---> SO2(g) +
Réduction : SO42-(aq) + 4 H+(aq) + 2 e- ---> SO2(g) + 2
H2O(l)
Oxydation (de potentiel d'oxydation le plus élevé) : Cu(s) --->
Cu2+(aq) + 2 e-
Équation ionique nette :Cu(s) + SO42-(aq) + 4 H+(aq) --->
Cu2+(aq) + SO2(g) + 2 H2O(l)
Équation moléculaire : Cu(s) + 2 H2SO4(aq) ---> CuSO4(aq)
+ SO2(g) + 2 H2O(l) 7. a) Réaction de l'aluminium avec l'eau pure : Réactifs présents : Al, H2O, milieu neutre
Demi réactions possibles :
Al(s) ---> Al3+(aq) + 3 e- (o° = 1,66 V (plus fort
réducteur)
2 H2O(l) ---> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- (o = -0,81 V
2 H2O(l) + 2 e- ---> H2(g) + 2 OH-(aq) (r = -0,41 V (plus
fort oxydant)
Équation ionique nette : 2 Al(s) + 6 H2O(l) ---> 2 Al3+(aq) + 3
H2(g) + 6 OH-(aq) Erédox = 1,25 V
Équation moléculaire : 2 Al(s) + 6 H2O(l) ---> 2 Al(OH)3(s) + 3
H2(g)
b) Réaction de l'aluminium dans une solution aqueuse de HCl : Réactifs présents : Al, H+, Cl-, H2O, milieu acide (à cause de
la présence de HCl)
Demi réactions possibles :
Al(s) ---> Al3+(aq) + 3 e- (o° = 1,66 V (plus fort réducteur)
2 H+(aq) + 2 e- ---> H2(g) (r° = 0,00 V (plus fort oxydant)
2 Cl-(aq)---> Cl2(g) + 2 e- (OX° = -1,39 V ((r° le plus
élevé impliquant Cl- et/ou H2O)
2 H2O(l) ---> H2O2(aq) + 2 H+(aq) + 2 e- (o° = -1,77 V
2 H2O(l) ---> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- (o° = -1,23 V
Équation ionique nette :2 Al(s) + 6 H+(aq) ---> 2 Al3+(aq) + 3
H2(g)
Erédox = 1,66 V
2 Al(s) + 6 HCl(aq) ---> 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)
c) Réaction de l'aluminium dans une solution de KOH : Réactifs présents : Al, K+, OH-, H2O, en milieu basique (à
cause de la présence de KOH)
Demi-réactifs possibles :
Al(s) ---> Al3+(aq) + 3 e- (o° = 1,66 V
Al(s) + 4 OH-(aq) ---> Al(OH)4-(aq) + 3 e- (o° = 2,33 V
(plus fort réducteur)
K+(aq) + 1 e- ---> K(s) (r° = -2,92 V
4 OH-(aq) ---> O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- (o° = -0,40 V
2 H2O(l) + 2 e- ---> H2(g) + 2 OH-(aq) (r° = -0,83 V(plus
fort oxydant) Équation ionique nette : 2 Al(s) + 2 OH-(aq) + 6 H2O(l) --->
2 Al(OH)4-(aq) + 3 H2(g)
Équation moléculaire : 2 Al(s) + 2 KOH(aq) + 6 H2O(l) --->
2 KAl(OH)4(aq) + 3 H2(g)
8. a) Bromure ferreux en présence de NaOH en solution aqueuse :
Réactifs présents : Fe2+, Br-, Na+, OH- en milieu basique (à
cause de la présence de la base forte NaOH)
Demi réactions possibles :
Fe2+(aq) + 2 e- ---> Fe(s) (r° = -0,44 V (plus fort
oxydant)
Fe2+(aq) ---> Fe3+(aq) + 1 e- (o° = -0,77 V
2 Br-(aq) ---> Br2(l) + 2 e- (o° = -1,06 V
Br-(aq) + 2 OH-(aq) ---> BrO-(aq) + H2O(l) + 2 e- (o° =
-0,76 V
Na+(aq) + 1 e- ---> Na(s) (r° = -2,71 V
4 OH-(aq) ---> O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- (o° = -0,40 V
(plus fort réducteur)
Équation ionique nette :
2 Fe2+(aq) + 4 OH-(aq) ---> 2 Fe(s) + O2(g) + 2 H2O(l)
E°rédox = -0,84 V
Équation moléculaire :
2 FeBr2(aq) + 4 NaOH(aq) ---> 2 Fe(s) + O2(g) + 2 H2O(l) + 4
NaBr(aq)
Cette réaction ne peut pas avoir lieu spontanément aux
conditions standard, puisque le potentiel d'oxydoréduction est
négatif, indiquant que les produits sont moins stables que les
réactifs.
Une réaction de substitution peut toutefois avoir lieu
conduisant à la formation d'un précipité. Laquelle? b) Bromure ferreux en présence de HBr en solution aqueuse :
Réactifs présents : Fe2+, Br-, H+ en milieu acide (à cause de
la présence de l'acide fort HBr)
Demi réactions possibles :
Fe2+(aq) + 2 e- ---> Fe(s) (r° = -0,44 V
Fe2+(aq) ---> Fe3+(aq) + 1 e- (o° = -0,77 V (plus fort
réducteur)
2 Br-(aq) ---> Br2(l) + 2 e- (o° = -1,06 V
2 H+(aq) + 2 e- ---> H2(g) (r° = 0,00 V (plus fort
oxydant)
Équation ionique nette : 2 Fe2+(aq) + 2 H+(aq) ---> 2
Fe3+(aq) + H2(g) E°rédox = -0,44 V
Équat