Oxydoréduction : corrigé des exercices de sciences physiques première – PDF gratuit à télécharger et imprimer

1. Un oxydant est une espèce capable de gagner des électrons ; un réducteur est une espèce capable d’en céder.
2. Oxydation : perte d’électrons ; réduction : gain d’électrons.
3. Ox + n e⁻ = Red.
4. Les électrons cédés par le réducteur sont immédiatement captés par l’oxydant : ils se compensent entre les deux demi-équations et ne subsistent pas en solution.

a. Vrai.
b. Faux : Cu²⁺ est l’oxydant, Cu le réducteur.
c. Vrai : l’oxydant d’un couple réagit avec le réducteur d’un autre.
d. Faux : les électrons n’apparaissent pas.
e. Vrai.
f. Faux : le zinc perd des électrons, il est oxydé.

a. Couples Cu²⁺/Cu et Fe²⁺/Fe ; Fe est oxydé (réducteur), Cu²⁺ est réduit (oxydant).
b. Couples Ag⁺/Ag et Zn²⁺/Zn ; Zn est oxydé (réducteur), Ag⁺ est réduit (oxydant).
c. Couples H⁺/H₂ et Al³⁺/Al ; Al est oxydé (réducteur), H⁺ est réduit (oxydant).
d. Couples Fe³⁺/Fe²⁺ et I₂/I⁻ ; I⁻ est oxydé (réducteur), Fe³⁺ est réduit (oxydant).

a. Ag⁺ + e⁻ = Ag
b. Al³⁺ + 3 e⁻ = Al
c. Pb²⁺ + 2 e⁻ = Pb
d. Cl₂ + 2 e⁻ = 2 Cl⁻
e. S₄O₆²⁻ + 2 e⁻ = 2 S₂O₃²⁻ (charges : −2 − 2 = −4 = 2 × (−2)).

a. Cr₂O₇²⁻ = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O ; 14 H⁺ à gauche ; charge : −2 + 14 = +12 à gauche, +6 à droite : 6 e⁻ à gauche. Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O.
b. O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ = 2 H₂O.
c. ClO⁻ + 2 H⁺ + 2 e⁻ = Cl⁻ + H₂O (charge : −1 + 2 − 2 = −1).
d. O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻ = H₂O₂.
e. NO₃⁻ + 4 H⁺ + 3 e⁻ = NO + 2 H₂O (charge : −1 + 4 − 3 = 0).

a. Fe³⁺ + e⁻ = Fe²⁺ (× 2) et 2 I⁻ = I₂ + 2 e⁻ : 2 Fe³⁺ + 2 I⁻ → 2 Fe²⁺ + I₂.
b. MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O + 5 Fe³⁺.
c. Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O et 6 × (Fe²⁺ = Fe³⁺ + e⁻) : Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 Fe²⁺ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 6 Fe³⁺.
d. 2 × (MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ = Mn²⁺ + 4 H₂O) et 5 × (H₂O₂ = O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻) : 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 8 H₂O (16 H⁺ à gauche − 10 H⁺ à droite = 6 H⁺).

1. Un métal plongé dans une solution de ses propres ions ne subit aucune transformation observable : l’essai n’a pas d’intérêt.
2. Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu et Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag.
3. Le zinc réagit avec les trois autres ions, le fer avec Cu²⁺ et Ag⁺, le cuivre avec Ag⁺, l’argent avec aucun : classement Zn > Fe > Cu > Ag.
4. L’argent ne réagit pas avec Zn²⁺ (l’argent est le moins réducteur, comme avec les ions Fe²⁺ et Cu²⁺ du tableau). Le zinc réagit avec Cu²⁺ : le tableau indique « réaction ».

1. n₀(Cu) = 0,64 ÷ 63,5 = 1,01 × 10⁻² mol ; n₀(Ag⁺) = 0,100 × 50,0 × 10⁻³ = 5,00 × 10⁻³ mol.
2. Pour Cu : 1,01 × 10⁻² ÷ 1 ; pour Ag⁺ : 5,00 × 10⁻³ ÷ 2 = 2,50 × 10⁻³. x_max = 2,50 × 10⁻³ mol ; les ions Ag⁺ sont limitants.
3. n(Ag) = 2 x_max = 5,00 × 10⁻³ mol ; m = 5,00 × 10⁻³ × 107,9 ≈ 0,540 g. Cuivre consommé : 2,50 × 10⁻³ × 63,5 = 0,159 g ; il reste 0,64 − 0,159 ≈ 0,48 g.
4. La solution devient bleue : il s’est formé 2,50 × 10⁻³ mol d’ions Cu²⁺, alors que les ions Ag⁺ (incolores) ont disparu.

1. n₀(Zn) = 0,50 ÷ 65,4 = 7,65 × 10⁻³ mol ; n₀(Cu²⁺) = 0,200 × 40,0 × 10⁻³ = 8,00 × 10⁻³ mol. x_max = 7,65 × 10⁻³ mol ; le zinc est limitant.
2. m(Cu) = 7,65 × 10⁻³ × 63,5 ≈ 0,486 g.
3. n(Cu²⁺) final = 8,00 × 10⁻³ − 7,65 × 10⁻³ = 3,5 × 10⁻⁴ mol ; [Cu²⁺] = 3,5 × 10⁻⁴ ÷ 0,0400 ≈ 8,9 × 10⁻³ mol/L.
4. n(e⁻) = 2 x_max = 1,53 × 10⁻² mol.

1. H₂O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻ = 2 H₂O et O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻ = H₂O₂.
2. Oxydant : H₂O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻ → 2 H₂O ; réducteur : H₂O₂ → O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻. Somme : 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂.
3. C’est une dismutation.

1. ClO⁻ + 2 H⁺ + 2 e⁻ = Cl⁻ + H₂O ; 2 I⁻ = I₂ + 2 e⁻. Équation : ClO⁻ + 2 I⁻ + 2 H⁺ → Cl⁻ + I₂ + H₂O.
2. n₀(ClO⁻) = 5,0 × 10⁻² × 20,0 × 10⁻³ = 1,0 × 10⁻³ mol ; n₀(I⁻) = 0,30 × 10,0 × 10⁻³ = 3,0 × 10⁻³ mol. ClO⁻ : 1,0 × 10⁻³ ÷ 1 ; I⁻ : 3,0 × 10⁻³ ÷ 2 = 1,5 × 10⁻³. x_max = 1,0 × 10⁻³ mol, ClO⁻ limitant.
3. n(I₂) = 1,0 × 10⁻³ mol ; m = 1,0 × 10⁻³ × 253,8 ≈ 0,25 g. n(I⁻) restant = 3,0 × 10⁻³ − 2 × 1,0 × 10⁻³ = 1,0 × 10⁻³ mol.

1. n₀(Cu²⁺) = 0,100 × 0,1000 = 1,00 × 10⁻² mol ; le zinc est en excès, donc x_max = 1,00 × 10⁻² mol.
2. À t = 60 s, [Cu²⁺] ≈ 0,037 mol/L ; n(Cu²⁺) = 0,037 × 0,1000 = 3,7 × 10⁻³ mol ; x = 1,00 × 10⁻² − 3,7 × 10⁻³ = 6,3 × 10⁻³ mol.
3. m(Cu) = 6,3 × 10⁻³ × 63,5 ≈ 0,40 g.
4. x = x_max ÷ 2 correspond à [Cu²⁺] = 0,050 mol/L : on lit t_1/2 ≈ 42 s.
5. n(Zn) consommé = x_max = 1,00 × 10⁻² mol ; m = 1,00 × 10⁻² × 65,4 ≈ 0,654 g.

1. MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O + 5 Fe³⁺.
2. Le permanganate est violet et ses produits sont presque incolores : l’espèce titrante joue elle-même le rôle d’indicateur. Avant l’équivalence, chaque goutte se décolore ; après, la teinte rose persiste.
3. À l’équivalence : n(Fe²⁺) ÷ 5 = n(MnO₄⁻)_versé ÷ 1, soit n(Fe²⁺) = 5 × n(MnO₄⁻).
4. n(MnO₄⁻) = 0,0200 × 15,0 × 10⁻³ = 3,00 × 10⁻⁴ mol ; n(Fe²⁺) = 1,50 × 10⁻³ mol ; C = 1,50 × 10⁻³ ÷ 20,0 × 10⁻³ = 7,50 × 10⁻² mol/L ; concentration massique : 7,50 × 10⁻² × 55,8 ≈ 4,19 g/L.

1. C₆H₆O₆ + 2 H⁺ + 2 e⁻ = C₆H₈O₆ et I₂ + 2 e⁻ = 2 I⁻.
2. Coefficients tous égaux à 1 : à l’équivalence, n(I₂) versé = n(C₆H₈O₆) initial.
3. n(I₂) = 0,0200 × 14,0 × 10⁻³ = 2,80 × 10⁻⁴ mol dans 10,0 mL ; dans le comprimé (100,0 mL) : 10 × 2,80 × 10⁻⁴ = 2,80 × 10⁻³ mol.
4. m = 2,80 × 10⁻³ × 176,1 ≈ 0,493 g = 493 mg ; écart relatif : (500 − 493) ÷ 500 = 1,4 %, compatible avec l’indication du fabricant.

1. Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu ; les coefficients valent 1 : n(Zn consommé) = n(Cu formé).
2. Avant la rupture, la courbe est une droite passant par l’origine (proportionnalité) ; après, un plateau. La rupture se situe à m(Zn) ≈ 0,65 g.
3. Avant : le zinc est limitant (entièrement consommé) ; après : les ions Cu²⁺ sont limitants (épuisés).
4. À la rupture, mélange stœchiométrique : n(Cu²⁺) = n(Zn) = 0,65 ÷ 65,4 = 9,94 × 10⁻³ mol ; C = 9,94 × 10⁻³ ÷ 50,0 × 10⁻³ ≈ 0,20 mol/L.
5. m(Cu) = n × M = 9,94 × 10⁻³ × 63,5 ≈ 0,63 g ; la valeur lue (environ 0,64 g) est cohérente.

a. Un réducteur cède des électrons.
b. MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ = Mn²⁺ + 4 H₂O (il manque les ions H⁺).
c. L’ion Cu²⁺ est réduit (il gagne des électrons).
d. La réaction a lieu entre l’oxydant d’un couple et le réducteur d’un autre couple.
e. Elle n’est pas ajustée : 2 Fe³⁺ + 2 I⁻ → 2 Fe²⁺ + I₂ (dans l’équation proposée, 1 atome d’iode à gauche et 2 à droite : l’élément iode n’est pas conservé).

1. Fe = Fe²⁺ + 2 e⁻ et O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ = 2 H₂O.
2. 2 × (Fe = Fe²⁺ + 2 e⁻) + O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ : 2 Fe + O₂ + 4 H⁺ → 2 Fe²⁺ + 2 H₂O.
3. n(Fe) = 5,6 ÷ 56 = 0,10 mol ; n(O₂) = 0,10 ÷ 2 = 0,050 mol.
4. V(O₂) = 0,050 × 24 = 1,2 L ; V(air) = 1,2 ÷ 0,20 = 6,0 L.

1. Le fer est plus réducteur que le cuivre : il réagit avec les ions Cu²⁺. Le seau serait attaqué et se recouvrirait de cuivre ; la solution se décolorerait.
2. Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu ; n(Cu²⁺) = 0,50 × 1,0 = 0,50 mol ; n(Fe) = 0,50 mol ; m = 0,50 × 55,8 ≈ 28 g.
3. m(Cu) = 0,50 × 63,5 ≈ 32 g.
4. Il faut un récipient en matériau qui ne réagit pas avec Cu²⁺ : plastique ou verre (ou à la rigueur du cuivre ou un métal moins réducteur que le cuivre). Le zinc serait encore plus attaqué que le fer.

1. Couples Fe²⁺/Fe et H⁺/H₂ : Fe = Fe²⁺ + 2 e⁻ et 2 H⁺ + 2 e⁻ = H₂.
2. n₀(Fe) = 2,79 ÷ 55,8 = 5,00 × 10⁻² mol ; n₀(H⁺) = 1,00 × 0,100 = 0,100 mol. Fe : 5,00 × 10⁻² ; H⁺ : 0,100 ÷ 2 = 5,00 × 10⁻². x_max = 5,00 × 10⁻² mol, mélange stœchiométrique : le fer et les ions H⁺ sont tous deux épuisés. n(H₂) = 5,00 × 10⁻² mol ; V = 5,00 × 10⁻² × 24,0 = 1,20 L.
3. n(Fe²⁺) = 5,00 × 10⁻² mol ; C = 5,00 × 10⁻² ÷ 0,100 = 0,500 mol/L.
4. Dans 10,0 mL : n(Fe²⁺) = 5,00 × 10⁻³ mol ; n(MnO₄⁻) = 5,00 × 10⁻³ ÷ 5 = 1,00 × 10⁻³ mol ; V_E = 1,00 × 10⁻³ ÷ 0,100 = 1,00 × 10⁻² L = 10,0 mL.

Protocole possible. Mettre dans neuf tubes à essais environ 3 mL de chacune des trois solutions (trois tubes par solution) ; plonger dans chaque série une lame propre de zinc, de fer, puis de cuivre ; attendre quelques minutes ; noter la présence d’un dépôt métallique et la décoloration éventuelle. Tableau prévu : les cases « métal dans ses propres ions » sont sans objet. Observations attendues : zinc → dépôt dans Fe²⁺ et Cu²⁺ ; fer → dépôt dans Cu²⁺ seulement ; cuivre → aucun dépôt. Équations : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu ; Zn + Fe²⁺ → Zn²⁺ + Fe ; Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu. Raisonnement : un métal qui réagit avec les ions d’un autre métal est plus réducteur que lui ; le zinc réagit avec deux ions, le fer avec un, le cuivre avec aucun, d’où Zn > Fe > Cu. Sécurité : lunettes, gants, solutions de sulfate de cuivre récupérées dans un flacon de déchets.