Chimie – travaux pratiques sur la transformation dans le domaine de l'oxydo-réduction - correction, Exercices de Biochimie et Instrumentation. Université Louis Pasteur (Strasbourg I)
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Melissa_s24 April 2014

Chimie – travaux pratiques sur la transformation dans le domaine de l'oxydo-réduction - correction, Exercices de Biochimie et Instrumentation. Université Louis Pasteur (Strasbourg I)

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Chimie – travaux pratiques sur la transformation dans le domaine de l'oxydo-réduction - correction. Les principaux thèmes abordés sont les suivants: Étude d'une réaction d'oxydoréduction lorsque les deux réactifs sont di...
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) Autour d'une transformation dans le domaine de l'oxydo-réduction :

2003/09 Polynésie 6,5 points

Exercice 1 Autour d'une transformation dans le domaine de l'oxydo-réductionCORRECTION

A. Étude d'une réaction d'oxydoréduction lorsque les deux réactifs sont directement en contact.

1.[Ag+]i = 40

2010.0,1 1

21

11

21

1  

 

VV

VC

VV

n = 5,0.10-2 mol.L-1

[Cu2+]i = 40

2010.0,5 2

21

22

21

2  

 

VV

VC

VV

n = 2,5.10-2 mol.L-1

2.1. 2 Ag+(aq) + Cu(s) = 2 Ag(s) + Cu2+(aq) Qr = 2 )(

2 )(

][

][ 

aq

aq

Ag

Cu

2.2 Qr, i = 2 )(

2 )(

][

][

iaq

iaq

Ag

Cu

= )²10.0,5(

10.5,2 2

2

= 10

2.3. D’après le critère d'évolution : Qr, i < K, le système évolue dans le sens direct de l'équation.

2.4. Au cours de la transformation des ions Cu2+ apparaissent, la coloration bleue de la solution devrait

se renforcer.

D'autre part, un dépôt gris de métal argent devrait se former sur le fil de cuivre.

2.5. K = 2

)(

2 )(

][

][

éqaq

éqaq

Ag

Cu

soit [Ag+(aq)]éq = K

Cu éqaq ][ 2

)( 

[Ag+(aq)]éq = 15

2

10.2,2

10.00,5  = 4,8.10–9 mol.L-1

On peut considérer que le réactif limitant, c'est à dire Ag+, est totalement consommé.

La transformation peut être considérée comme totale.

B. Constitution et étude d'une pile :

1. Voir schéma ci-contre:

2.1. Le courant circulant de l'argent vers le cuivre, les électrons circulent en sens inverse soit du cuivre

vers l'argent dans le conducteur ohmique.

2.2. L'électrode de cuivre est donc la borne négative soit l'anode, siège d’une oxydation qui fournit des

électrons: Cu(s) = Cu2+(aq) + 2 e–

Au niveau de l’électrode d’argent (pôle positif), il se produit une réduction qui consomme des électrons :

Ag+(aq) + e– = Ag(s)

2.3. L’équation de la réaction spontanée est donc : 2 Ag+(aq) + Cu(s) = 2 Ag(s) + Cu2+(aq)

Le sens de la réaction spontanée est en accord avec celui déterminé dans la question A.2.3.

Pont salin contenant une solution ionique

saturée de nitrate de potassium

fil d'argent

V1 = 20 mL de solution

de nitrate d'argent de

concentration

C1 = 1,0.10-1 mol.L-1

fil de cuivre

m = 1,0 g

V2 = 20 mL de solution de nitrate

de cuivre de concentration

C2 = 5,0.10-2 mol.L-1

K+(aq) NO3–(aq)

2.4. Le pont salin permet:

- de fermer le circuit électrique, il assure le passage du courant entre les 2 solutions, sous forme

d'un déplacement d'ions.

- de conserver la neutralité électrique des solutions en leur apportant des ions. D'un côté, il y a

consommation d'ions Ag+, le pont salin apporte des ions K+ pour compenser. Dans l'autre becher, il y a

formation d'ions Cu2+, le pont salin apporte des ions NO3– pour neutraliser. Voir schéma précédent.

3.1. On a vu précédemment que cette transformation pouvait être considérée comme étant totale.

3.2. Si Ag+ est le réactif limitant, il est totalement consommé soit n1 – 2xmax = 0

C1.V1 – 2xmax = 0

xmax = 2

. 11 VC

xmax = 2

10.2010.0,1 31   = 1,0.10–3 mol

Si Cu est le réactif limitant, n(Cu)0 – xmax = 0

xmax = M

m =

5,63

0,1 = 1,6.10–2 mol

Ag+ conduit à la valeur de l'avancement maximal la plus faible, il s'agit donc du réactif limitant et

xmax = 1,0.10–3 mol.

3.3. [Cu2+(aq)]f = 2

max22.

V

xVC  =

3

332

10.20

10.0,110.2010.0,5 

  = 1,0.10–1 mol.L–1.

3.4. La pile cesse de fonctionner lorsque le système chimique atteint l'état d'équilibre. On a vu que pour

cette réaction xéq = xmax.

Q = n(e–).F

Méthode 1: Niveau microscopique: A chaque fois

que la réaction 2 Ag+(aq) + Cu(s) = 2 Ag(s) + Cu2+(aq)

a lieu une fois, ce sont deux électrons qui sont

transférés au circuit extérieur.

Niveau macroscopique: n(e–) = 2.xmax

Méthode 2: D'après la demi-équation de réduction

Ag+(aq) + e– = Ag(s) , on a Ag conso

n

= n(e–).

D'après le tableau d'avancement:

Ag conso n

= n1 = 2xmax , alors n(e–) = 2xmax

Donc Q = 2.xmax.F

Q = 2 1,0.10–396,5.103

Q = 193 C soit Q = 1,9.102 C

3.5. Il suffit de convertir Q en A.h.

1 A.h = 3600 C

 = 3600

Q

 = 3600

193 = 53,6.10–3 A.h

soit  = 54.10–3 A.h ou 54 mA.h

Équation chimique 2 Ag+(aq) + Cu(s)  2 Ag(s) + Cu2+(aq)

État du système Avancement Quantité de matière en mol

État initial 0 n1 = C1.V1 n(Cu)0 = M

m n(Ag)0 n2 = C2.V2

En cours x n1 – 2x n – x n(Ag)0 + 2 x n2 + x

État final xmax n1 – 2xmax n – xmax n(Ag)0 + 2 xmax n2 + xmax

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