Vingt exercices d’oxydoréduction du plus simple au plus ouvert : vocabulaire, demi-équations, équations bilan, classement de métaux, bilans de matière, lecture de graphiques et dosages. Cherche seul(e) avec ton cours, puis vérifie avec le corrigé séparé.
Cette fiche d’exercices est à télécharger en PDF et à imprimer gratuitement : le bouton se trouve en bas de la page, sans inscription.
Les exercices d’oxydoréduction
Exercice 1 : Questions de cours1. Définis un oxydant et un réducteur.
2. Qu’appelle-t-on oxydation ? réduction ?
3. Écris la forme générale de la demi-équation d’un couple Ox/Red.
4. Pourquoi les électrons n’apparaissent-ils pas dans l’équation d’une réaction d’oxydoréduction ?
Dis si chaque affirmation est vraie ou fausse et justifie.
a. Un oxydant est une espèce capable de gagner des électrons.
b. Dans le couple Cu2+/Cu, Cu2+ est le réducteur.
c. Une réaction d’oxydoréduction met en jeu deux couples.
d. Des électrons libres figurent dans l’équation d’une réaction d’oxydoréduction.
e. Une oxydation est une perte d’électrons.
f. Dans la réaction Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu, le zinc est réduit.
Pour chaque réaction, identifie les deux couples Ox/Red, l’espèce oxydée, l’espèce réduite, l’oxydant et le réducteur qui réagissent.
a. Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
b. Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2 Ag
c. 2 Al + 6 H+ → 2 Al3+ + 3 H2
d. 2 Fe3+ + 2 I− → 2 Fe2+ + I2
Écris la demi-équation électronique de chacun des couples suivants.
a. Ag+/Ag
b. Al3+/Al
c. Pb2+/Pb
d. Cl2/Cl−
e. S4O62−/S2O32−
Écris la demi-équation de chaque couple en milieu acide, en vérifiant la conservation des éléments et de la charge.
a. Cr2O72−/Cr3+
b. O2/H2O
c. ClO−/Cl−
d. O2/H2O2
e. NO3−/NO
Écris l’équation de chaque réaction à partir des demi-équations des deux couples.
a. Les ions Fe3+ oxydent les ions iodure I− (couples Fe3+/Fe2+ et I2/I−).
b. Les ions MnO4− oxydent les ions Fe2+ en milieu acide (couples MnO4−/Mn2+ et Fe3+/Fe2+).
c. Les ions Cr2O72− oxydent les ions Fe2+ en milieu acide (couple Cr2O72−/Cr3+).
d. Les ions MnO4− oxydent l’eau oxygénée H2O2 en milieu acide (couples MnO4−/Mn2+ et O2/H2O2).
On plonge des lames de métaux dans des solutions d’ions métalliques. Le tableau indique si une réaction est observée (dépôt métallique).
1. Pourquoi les cases en diagonale sont-elles sans objet ?
2. Écris l’équation de la réaction entre le fer et les ions cuivre(II), puis entre le cuivre et les ions argent.
3. Classe les métaux du plus réducteur au moins réducteur.
4. Prévois, en justifiant, si l’argent réagit avec les ions Zn2+ et si le zinc réagit avec les ions Cu2+.
Un fil de cuivre de masse 0,64 g est plongé dans 50,0 mL de solution de nitrate d’argent à 0,100 mol/L. Équation : Cu(s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2 Ag(s). Données : M(Cu) = 63,5 g/mol ; M(Ag) = 107,9 g/mol.
1. Calcule les quantités initiales de cuivre et d’ions argent.
2. Dresse le tableau d’avancement ; détermine xmax et le réactif limitant.
3. Calcule la masse d’argent déposée et la masse de cuivre restante.
4. Quelle couleur prend la solution à la fin ? Pourquoi ?
On ajoute 0,50 g de zinc en poudre à 40,0 mL d’une solution de sulfate de cuivre à 0,200 mol/L : Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s). Données : M(Zn) = 65,4 g/mol ; M(Cu) = 63,5 g/mol.
1. Détermine xmax et le réactif limitant.
2. Calcule la masse de cuivre formée.
3. Calcule la concentration finale en ions Cu2+, le volume restant 40,0 mL.
4. Quelle quantité d’électrons a été transférée ?
L’eau oxygénée H2O2 appartient à deux couples : H2O2/H2O et O2/H2O2.
1. Écris les deux demi-équations en milieu acide.
2. Dans la décomposition de l’eau oxygénée, une molécule joue le rôle d’oxydant et une autre celui de réducteur. Écris l’équation de la réaction.
3. Quel est le nom de ce type de réaction où une même espèce est à la fois oxydant et réducteur ?
En milieu acide, les ions hypochlorite ClO− de l’eau de Javel oxydent les ions iodure I− en diiode I2, qui colore la solution en brun. Couples : ClO−/Cl− et I2/I−. Données : M(I2) = 253,8 g/mol.
1. Écris les demi-équations puis l’équation de la réaction.
2. On mélange 20,0 mL de solution contenant ClO− à 5,0 × 10−2 mol/L avec 10,0 mL de solution d’iodure de potassium à 0,30 mol/L ; l’acide est en excès. Détermine xmax et le réactif limitant.
3. Calcule la masse de diiode formée et la quantité d’ions I− restants.
On ajoute un excès de zinc en poudre à V = 100,0 mL d’une solution de sulfate de cuivre de concentration initiale 0,100 mol/L. On mesure la concentration en ions Cu2+ au cours du temps. Données : M(Cu) = 63,5 g/mol ; M(Zn) = 65,4 g/mol.
1. Calcule la quantité initiale d’ions Cu2+ et la valeur de xmax.
2. Lis [Cu2+] à t = 60 s ; déduis-en l’avancement x à cet instant.
3. Calcule la masse de cuivre déposée à t = 60 s.
4. Détermine graphiquement le temps de demi-réaction.
5. Quelle masse de zinc a été consommée à la fin ?
On dose VA = 20,0 mL d’une solution acidifiée contenant des ions Fe2+ par une solution de permanganate de potassium (K+ + MnO4−) de concentration 0,0200 mol/L. La solution titrante est violette ; l’équivalence est repérée par la persistance d’une teinte rose pâle. Il faut verser VE = 15,0 mL. Donnée : M(Fe) = 55,8 g/mol.
1. Écris l’équation de la réaction support du titrage (couples MnO4−/Mn2+ et Fe3+/Fe2+).
2. Pourquoi n’a-t-on pas besoin d’indicateur de fin de réaction ?
3. Écris la relation entre n(Fe2+) initiale et n(MnO4−) versée à l’équivalence.
4. Calcule la concentration en ions Fe2+ puis la concentration massique correspondante.
Un comprimé de vitamine C (acide ascorbique C6H8O6) annoncé à 500 mg est dissous dans une fiole jaugée de 100,0 mL. On dose VA = 10,0 mL de cette solution par du diiode de concentration 0,0200 mol/L. L’équivalence est repérée par l’apparition d’une couleur persistante, pour VE = 14,0 mL. Équation : I2 + C6H8O6 → 2 I− + C6H6O6 + 2 H+. Donnée : M(C6H8O6) = 176,1 g/mol.
1. Écris la demi-équation du couple C6H6O6/C6H8O6 et celle du couple I2/I−.
2. Quelle relation lie n(I2) versé à l’équivalence et n(C6H8O6) initial dans la prise d’essai ?
3. Calcule la quantité d’acide ascorbique dans 10,0 mL puis dans le comprimé.
4. Calcule la masse dans le comprimé et compare à 500 mg (écart relatif).
On ajoute des masses croissantes de zinc à 50,0 mL d’une solution de sulfate de cuivre de concentration inconnue et on mesure la masse de cuivre déposée. Données : M(Zn) = 65,4 g/mol ; M(Cu) = 63,5 g/mol.
1. Écris l’équation de la réaction. Quelle est la relation entre les quantités de zinc consommé et de cuivre formé ?
2. Quelle est la nature de la courbe avant et après la rupture de pente ? Lis la masse de zinc au changement de pente.
3. Quel est le réactif limitant avant la rupture ? après ?
4. Détermine la concentration en ions Cu2+ de la solution.
5. Vérifie la valeur du plateau par un calcul.
Chaque affirmation contient une erreur. Recopie-la en la corrigeant.
a. Un réducteur est une espèce qui gagne des électrons.
b. La demi-équation du couple MnO4−/Mn2+ est MnO4− + 5 e− = Mn2+ + 4 H2O.
c. Dans Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu, l’ion Cu2+ est oxydé.
d. Une réaction d’oxydoréduction peut avoir lieu entre l’oxydant et le réducteur d’un même couple.
e. L’équation Fe3+ + I− → Fe2+ + I2 est correctement ajustée.
En présence d’eau acide et de dioxygène, le fer se corrode. Couples : Fe2+/Fe et O2/H2O. Données : M(Fe) = 56 g/mol ; Vm = 24 L/mol ; l’air contient 20 % de dioxygène en volume.
1. Écris les deux demi-équations en milieu acide.
2. Déduis l’équation de la réaction.
3. Une pièce de fer de masse 5,6 g est entièrement corrodée. Calcule la quantité de fer, puis la quantité de dioxygène consommée.
4. Quel volume de dioxygène puis d’air cela représente-t-il ?
Un jardinier prépare 1,0 L de solution de sulfate de cuivre à 0,50 mol/L pour traiter ses plantes et veut la stocker dans un seau en acier (essentiellement du fer). Données : M(Fe) = 55,8 g/mol ; M(Cu) = 63,5 g/mol.
1. Utilise le classement des métaux pour dire ce qui va se passer.
2. Écris l’équation et calcule la masse de fer qui serait consommée si tous les ions cuivre réagissaient.
3. Quelle masse de cuivre se déposerait ?
4. Propose un matériau plus adapté pour le récipient et justifie.
Un clou de fer de masse 2,79 g est introduit dans 100 mL d’acide chlorhydrique à 1,00 mol/L : Fe(s) + 2 H+(aq) → Fe2+(aq) + H2(g). Données : M(Fe) = 55,8 g/mol ; Vm = 24,0 L/mol.
1. Identifie les couples et écris les demi-équations.
2. Détermine xmax et décris l’état final ; calcule le volume de dihydrogène.
3. La solution finale (100 mL) contient des ions Fe2+. Calcule leur concentration.
4. On dose 10,0 mL de cette solution, acidifiée, par une solution de permanganate à 0,100 mol/L. Quel volume équivalent attend-on ?
On dispose de lames de zinc, de fer et de cuivre et de solutions de sulfate de zinc, de sulfate de fer(II) et de sulfate de cuivre(II) à 0,10 mol/L, de tubes à essais et de lunettes de protection.
Propose un protocole expérimental permettant de classer les trois métaux selon leur pouvoir réducteur. Indique le tableau de résultats que tu prévois, les équations des réactions attendues et le raisonnement qui conduit au classement.
