TRAVAUX DIRIGES

GENERALISATION DE LA  NOTION D’OXYDOREDUCTION EN

SOLUTION AQUEUSE

PARTIE A : EVALUATION DES RESSOURCES

Exercice 1

1.        Définir du point de vu électronique les termes suivant : oxydant, réducteur, oxydation, réduction et oxydo-réduction.

2.        Qu’es ce qu’une réaction exothermique, endothermique ?

3.        Définir : concentration molaire, concentration massique et donner la relation liant les deux concentrations.

4.        Ecrire de manière générale, l’équation traduisant l’électro neutralité d’une solution ionique.

5.        Définir les expressions suivantes : ion solvaté, ion spectateur.

6.        Donner la différence entre une solution neutre et une solution électriquement neutre.

7.        Qu’es ce qu’une solution aqueuse ? Donner en un exemple. 

8.        Comment peut-on mettre en évidence les ions suivants : Cu²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Al³⁺, Zn^2+.

Exercice 2

Completer les phrases suivantes :

1.    Une solution est un mélange de…………………… et de………………………..

2.    La molécule d’eau est dite dipolaire car elle présente…………………..électriques.

3.    Lors de l’attaque du fer par ……………….. , il y’a dégagement du……………………, ce dernier peut être mis en évidence grâce à…………………………………

4.    Un gain d’électron est appelé…………………….. et une perte……………………

5.    En solution aqueuse, la couleur blanche est la couleur caractéristique des ions…………… et

…………….., pour les différencier on utilise une solution…………………

6.    Une solution ionique est ……………………… neutre car elle contient autant de …………………… que de charges……………………

7.    En solution aquesuse, un ion entouré de molécule d’ ………….. est dit………….. ou……………

Exercice 3

 Répondre par vrai ou faux

1.                 Les ions Cu2+ sont incolores en solution aqueuse.

2.                 Toute solution aqueuse contient toujours des cations et de anions.

3.                 L’acide chlorhydrique attaque tous les métaux.

4.                 Une solution ionique peut comporter un excès de charges positives.

5.                 L’électron n’existe jamais dans un état stable dans une solution.

6.                 Quand les ions hydroniums attaquent un métal, on observe un dégagement gazeux.

7.                 L’acide chlorhydrique dilué n’attaque plus les métaux.

8.                 L’ion cuivre (II) en solution aqueuse réagit avec le fer.

9.                 Une oxydation correspond à un perte d’électrons.

10.             Un oxydant est toute espèce chimique capable de capter des protons en solutions aqueuse.

PARTIE B : UTILISATION DES ACQUIS

Exercice 4 

1.        On dissout dans un volume Ve=0,5L d’eau distillée un volume V2=1,2L de chlorure d’hydrogène (HCl) dans les conditions ou le volume molaire vaut V_m=24L/mol. 

2.        Ecrire l’équation de la dissolution du chlorure d’hydrogène et calculer la concentration de la solution d’acide chlorhydrique. En déduire celle des ions hydronium.                      

Exercice 5

  On attaque 3g de fer par 220mL d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration molaire1mol/L. A la fin du dégagement gazeux, on constate que tout le fer a disparu.

1.    Ecrire l’équation bilan de la réaction.

2.    Quel est la gaz qui se dégage ? Déterminer le volume de ce gaz dans les condition ou le volume molaire est de 24L/mol.

3.    Montrer que l’acide chlorhydrique était en excès.

4.    On ajoute une solution d’hydroxyde de sodium au mélange réactionnel. Au début, on n’observe aucune transformation, puis il se forme un précipité vert. a. Interpréter ces observations

b. Ecrire l’équation bilan et calculer la masse du précipité.

Exercice 6

1-Dans un bêcher contenant 50ml d’acide chlorhydrique (H₃O⁺ + Cl^-) de concentration C = 2mol/l. On introduit 8,4g de poudre d’Aluminium.

1.1-Ecrire l’équation bilan de la réaction qui a lieu.

1.2-Quel est le réactif qui est en excès ?justifier votre réponse.

1.            3-Calculer le volume de gaz dégagé en fin de réaction

2-On attaque 10g d’un alliage de laiton par une autre solution d’acide chlorhydrique en excès. Le laiton contient du Zinc et du Cuivre.

2.            1-Déterminer la réaction qui a lieu et écrire son équation bilan

2.2-Lorsque la réaction est terminée, le volume du dihydrogène dégagé est 0,9L.Déterminer la masse de chacun des métaux constituant l’échantillon de laiton étudié.

2.            3-En déduire la composition centésimal massique du laiton

3-On réalise une expérience en plongeant une lame de cuivre dans une solution de nitrate d’argent. On observe la diminution de la lame de cuivre.

3.            1-Donner les autres observations.

3.2-Interpreter cette expérience.

3.3-Ecrire son équation bilan

Exercice 7

On prépare une solution de sulfate de cuivre en dissolvant 8g de sulfate anhydre (CuSO₄) dans l’eau et on complète le volume à 200ml.

1.          Calculer la concentration molaire de la solution. 

2.          On verse dans cette solution un excès de poudre de zinc. Quels sont les phénomènes observés ? 

3.          Quelles sont la nature du métal déposé et sa masse lorsque le système n’évolue plus. 

4.          Quelles sont alors la nature et la concentration de chacun des ions présents dans la solution ? 

5.          Vérifier l’électroneutralité de la solution.

Exercice 8

Une solution diluée d’acide sulfurique est versée dans un tube à essai contenant un clou en fer. Après quelques minutes, une partie de la solution est transvasée dans un autre tube à essai, puis additionné d’une solution d’hydroxyde de sodium. On observe l’apparition d’un précipité vert qui après avoir versé une quantité suffisante de cette dernière solution.

1.          Pourquoi le précipité n’apparaît-il pas dès l’addition des premières gouttes de la solution d’hydroxyde de sodium ? 

2.          Ecrire les deux demi-équations électroniques concernant la réaction entre le fer et l’acide sulfurique. 

2.1. En déduire l’équation-bilan de cette réaction.

2.2Compléter les phrases suivantes : 

 .............................été oxydé(s) en………………par…………………………….

………………….été réduit(s) en……………….par………………………………

3.          Le clou de masse m = 3g est complètement transformé.

3.1-Calculer la quantité de matière de fer contenue dans ce clou. 

3.2-En déduire la quantité de matière de dihydrogène formé, puis le volume dégagé dans les conditions où le volume molaire vaut 24L/mol. 

Exercice 9

On verse une solution d’acide chlorhydrique sur 15g de mélange de fer et de cuivre en poudre.

1.                 Ecrire l’équation-bilan de la réaction que s’effectue.                                         

2.                 Le volume de dihydrogène dégagé est 4,48L dans les CNTP. Déterminer la masse de chaque métal dans le mélange.                                                                      

3.                 Déduire sa composition centésimale massique.                                                

L’équation-bilan non équilibrée d’une réaction d’oxydoréduction est   Cu + Ag⁺        Cu²⁺ + Ag.

4.                 Ecrire les demi-équations électroniques traduisant l’oxydation et la réduction.  

5.                 Quel est l’oxydant ?                                                                                             

6.                 Quel est le réducteur ? Equilibrer l’équation-bilan.

Exercice 10

Dans 100cm³ d’une solution molaire d’acide chlorhydrique, on introduit 4,2g de limaille de fer. Il se produit un dégagement gazeux.

1-         Les réactifs sont-ils dans les proportions stoechiométriques ? Si non donner le réactif en excès et le réactif en défaut.                                                                                               

2-         Donner la nature et le volume du gaz dégagé lors de cette réaction.                                 

3-         Quelle est la concentration des ions Fe²⁺ dans la solution finale ?                                     

4-         Déterminer la concentration de l’acide chlorhydrique dans la solution finale.                    

5-       

5-1-                   Quelle est la nature de ce précipité ? Donner l’équation de son obtention.                

5-2-                   Calculer la masse de précipité obtenu.   

PARTIE C : EXERCICES A CARACTERE EXPERIMENTAL

Exercice 11

            Un groupe d’élèves de 1^ère S se livre à une série de deux expériences pour identifier les ions métalliques présents en solution aqueuse.

            Première expérience :

            Au cours de ce premier test, ils constatent qu’en versant quelques gouttes d’une solution d’hydroxyde de sodium (NaOH) dans une solution aqueuse d’ions métalliques, il se forme un précipité dont la couleur varie avec l’ion métallique présent en solution.

1.1.                     Compléter le tableau ci-dessus.                                                                      

1.2.                     Ils observent la même couleur pour les précipités Aℓ(OH)₃ et Zn(OH)₂. Proposer un test permettant de distinguer ces deux précipités.         

            Deuxième expérience :

       Ils plongent une lame d’étain (Sn) dans trois solutions aqueuses différentes lors  du deuxième test. Les résultats obtenus sont récapitulés dans le tableau ci-dessous :

2.1.   Pour chacune des trois solutions utilisées, préciser les ions métalliques présents en solution aqueuse.                                                                                              

2.2.   Définir du point de vue électrochimique : Oxydant – Réduction – Oxydation – Réducteur. 

Exercice 12

Lors d’une expérience, un élève introduit 2,3g de  poudre d’aluminium dans un tube puis, y verse 600cm³ d’acide chlorhydrique dilué. 

-                     Que constate-t-il ?

-                     Quelle masse d’aluminium a réagi et en déduire la masse d’aluminium restée à la fin de la réaction. On donne Vm = 22,4L/mol.

 Exercice 13 1. Au cours d’une expérience au laboratoire, un élève de 1^èreD constate qu’en versant quelques gouttes d’une solution de NaOH  dans une solution aqueuse   d’ions métalliques, il se forme dont un précipité dont la couleur  varie avec l’ion métallique.

Reproduire le tableau ci-dessous en indiquant la couleur du précipité obtenue dans chaque cas.

2. L’élève observe la même couleur pour les précipité Al(OH)₃ et Zn(OH)₂ . Proposer un test permettant de les distinguer.