Série des exercices sur les réactions d’oxydoréduction :
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EXERCICE 1 :
On dispose des
produits suivants : fil d’argent, lame de fer, solution aqueuse de
nitrate d’argent
et de nitrate de fer II
1.) Si l’on
plonge la lame de fer dans la solution de nitrate d’argent, que se passe-t-il ?
Expliquer.
Justifier.
2.)Comment
peut-on réaliser une pile redox avec les produits indiqués ci-dessus ?
2.1. Calculer la
f.é.m. E de cette pile.
2.2. Cette pile
débitant un courant dans le circuit extérieur à la pile, préciser :
· les bilans des équations aux électrodes,
· le sens de circulation du courant et de
tous les porteurs de charge.
· Expliquer ce que deviennent les
concentrations [Ag+ ] et [ Fe2+]
EXERCICE 2 :
On plonge une lame de cuivre dans une solution
aqueuse de nitrate d’argent (cette
solution est
titrée à 20 g . L–1
).
Quelle est la masse d’argent m qui apparaît sur le cuivre en excès, si
on utilise un
volume v = 10 mL de solution ?
EXERCICE 3 :
Soient les
couples Ag+
/
Ag et Pb2+
/
Pb
1.) Ecrire les
demi-équations définissant ces couples redox.
2.) Faire un
schéma de la pile réalisée en utilisant les espèces chimiques de ces couples.
Indiquer les
bornes de la
pile, le sens conventionnel du courant à l’extérieur, le sens de déplacement de
tous les
porteurs de
charge, et donner la f.é.m. E de la pile.
3.) Ecrire le
bilan chimique de la pile lorsqu’elle débite.
EXERCICE 4 :
Une pile dont le pôle négatif est le zinc
consomme du zinc lorsqu’elle est traversée
par un courant
d’intensité I .
1.) Quelle masse
de zinc m se trouve ionisée lorsque auront passé n = 10–2 mol d’électrons
dans le
circuit ?
2.) L’intensité
du courant étant I = 1 A, combien de temps la pile a-t-elle fonctionné ?
EXERCICE 5 :
On plonge une
lame de fer dans un volume V = 150 mL d’une solution demi-molaire
de sulfate de
cuivre.
1.) Quelle est
la masse m de cuivre déposé quand la totalité des ions Cu2+ ont disparu ?
2.) Quelle est
la perte de masse m’ subie par la lame de fer ?
EXERCICE 6 :
On attaque une
masse m = 2 g de zinc par une solution d’acide chlorhydrique en
excès. Calculer
:
1. Le volume de dihydrogène
libéré sachant que le volume molaire dans les conditions de
l’expérience
vaut Vm = 25 L.mol–1
.
2. la masse m’
de chlorure de zinc formé.
EXERCICE 7 :
On attaque une
masse m = 0,2 g de fer par un volume V = 100 mL d’une solution
d’acide fort à
pH = 1 .
1.) Y-a-t-il
disparition totale du métal ?
2.) Quel est le
volume v de gaz obtenu. si dans les conditions de l’expérience le volume
molaire
vaut Vm = 24
L.mol–1
.
EXERCICE 8 :
dans un demi-litre de solution de chlorure de
cuivre II, on immerge une plaque d’étain
(Sn) . Après un
certain temps, la solution est complètement décolorée et un dépôt rouge couvre
la
plaque. La
plaque a perdu une masse m = 55 mg .
1.) Expliquer le
pourquoi d’un telle réaction et écrire l’équation bilan de la réaction.
2.) Calculer la
masse m’ du dépôt de cuivre
3.) Quelle était
la concentration initiale c de la solution de chlorure de cuivre II ?
La
source de cette série : claude.jeuch.free.fr
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Merci, ça m'a beaucoup aidé :)
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