Aurélie sept 2000


devoirs 1ère S : oxydo-réduction




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1

dépôt d'or sur le cuivre

On introduit une lame de cuivre de masse m = 100 g, dans un bécher contenant un volume V=100 mL d'une solution aqueuse de nitrate d'or Au(NO3)3 de concentration initiale C0 = 0, 030 mol.L-1. On constate que le cuivre se recouvre d'or. L'équation bilan de la réaction est 3 Cu + 2 Au3+ -->3 Cu2+ + 2 Au

  1. Qui est le meilleur réducteur
  2. Qui est le meilleur oxydant
  3. Avant d'introduire la lame de cuivre, quelles sont quantités de matière initiales
  4. Quel est le réactif limitant de la réaction
  5. Ecrire le Bilan Molaire Réel qui en découle
  6. On attend que la masse d'or déposée n'augmente plus, c'est à dire que la réaction soit terminée. Quelle est la masse d'or déposée?
  7. Quelle est la masse de cuivre consommé ?
  8. Calculer la concentration molaire finale des ions Au3+ et Cu2+
  9. Vérifier que la solution est électriquement neutre.

    masses molaires atomiques en g .mol -1 Au: 197 Cu : 63.5 O: 16 H: 1

corrigé

Le métal le plus réducteur s'oxyde : le cuivre

3 fois{Cu --> Cu2+ + 2 électrons}

les ions Au3+ , oxydant le plus fort se réduisent

2 fois {Au3+ + 3 électrons --> Au}

Qtés de matière initiales des réactifs :
  • Cuivre : 100 /63,5 = 1,575 mol large excès
  • ion Au3+ : 0,03*0,1 = 3 10-3 mol
    D'après les coefficients de l'équation bilan :
3 mmol dion Au3+ réagissent avec 4,5 mmol de cuivre métal pour donner 3 mmol d'or métal et 4,5 mmol d'ion Cu2+. Lorsque tous les ions Au3+ ont réagi la réaction est terminée.
masse d'or : 0,003*197 = 0,59 g

masse de cuivre consommée : 0,0045*63,5 = 0,286 g

4,5 mmol d'ion Cu2+ apparu dans 100 mL

[Cu2+] = 4,5 10-3 / 0,1 =4,5 10-2 mol L-1.

[Au3+] =0

[NO3-] =3*0,03 = 0,09 mol L-1.

[NO3-] = 2 [Cu2+] est bien vérifiée (solution électriquement neutre)

2

hydroxyde de cuivre II

On se propose de vérifier la concentration finale des ions Cu2+, en précipitant les ions Cu2+ contenus dans le bécher par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C = 0,1 mol.L-1; le précipité séché est pesé , soit une masse d'hydroxyde de cuivre II formé m'= 0,438 g.

L'équation bilan de la réaction de précipitation est Cu2+ + 2 OH- --> Cu(OH)2

  1. Quelle est la quantité de matière d'hydroxyde de cuivre II obtenu
  2. En déduire la concentration en ions Cu2+ de la solution et vérifier qu'elle est en accord avec la réponse de l'exercice précédent.
  3. Quel volume minimal de solution d'hydroxyde de sodium faut-il verser pour obtenir la précipitation totale des ions Cu2+.
  4. Comment peut-on solubiliser le précipité obtenu? Préciser la couleur de la solution obtenue.
corrigé

0,438 / (63,5+34)= 4,5 10-3 mol d'hydroxyde de cuivre II

soit d'après les coefficients de l'équation bilan : 4,5 10-3 mol d'ion Cu2+.

D'après les coefficients de l'équation bilan :

4,5 mmol d'ion Cu2+ réagissent avec 9 mmol d'ion hydroxyde HO-.

9 10-3 mol = volume (L) * concentration mol L-1.

volume =9 10-3 / 0,1 = 9 10-2 L = 90 mL

Le précipité se dissout dans l'ammoniaque et conduit à une solution bleu foncée (le bleu de Prusse).

La couleur est due à l'ion [Cu(NH3)4]2+.

3

zinc et nitrate d'argent

On introduit 2 g de grenaille de zinc dans un bécher contenant un volume V=250mL d'une solution aqueuse de nitrate d'argent Ag(NO3) de concentration initiale C0 = 0, 50 mol.L-1. On constate que le zinc se recouvre d'argent.

L'équation bilan de la réaction est Zn + 2 Ag+ --> Zn2+ + 2 Ag

  1. Qui est le meilleur réducteur, le meilleur oxydant
  2. Avant d'introduire la lame de zinc, quelles les quantités de matière initiales
  3. Que est le réactif limitant de la réaction ? Justifier
  4. Ecrire le Bilan Molaire Réel qui en découle
  5. On attend que la masse d'argent déposée n'augmente plus, c'est à dire que la réaction soit terminée
  6. Quelle est la masse d'argent déposée
  7. Quelle est la masse de zinc consommée
  8. Calculer la concentration molaire des ions Ag+ et Zn2+
  9. Vérifier que la solution est électriquement neutre.

    masses molaires atomiques en g .mol -1 Ag: 108 Zn : 65.4 O: 16 H: 1

corrigé


Le métal le plus réducteur s'oxyde : le zinc

Zn --> Zn2+ + 2 électrons

les ions Ag+ , oxydant le plus fort se réduisent

2 fois {Ag+ + 1 électron --> Ag}

Qtés de matière initiales des réactifs :
  • zinc: 2 /65,4 = 0,031 mol
  • ion Ag+ : 0,5*0,25 = 0,125 mol
    D'après les coefficients de l'équation bilan :
125 mmol dion Ag+ peuvent réagir avec 62,5 mmol de zinc métal pour donner 125 mmol d'argent métal et 62,5 mmol d'ion Zn2+.

Or on ne possède que 31 mmol de zinc : ce dernier est le réactif limitant.

31 mmol de zinc réagissent avec 62 mmol d'ion Ag+ pour donner 62 mmol d'argent métal et 31 mmol d'ion Zn2+.

masse d'argent : 0,062*108 = 6,7 g

toute la masse de zinc consommée : 2 g

62 mmol d'ion Ag+ disparu; il en reste 125-62 =63 mmol dans 250 mL

[Ag+] = 0,252 mol L-1.

31 mmol d'ion Zn2+ apparu dans 250 mL

[Zn2+] = 31/250 = 0,124 mol L-1.

[NO3-]=0,5 mol L-1. inchangée

[NO3-] = 2 [Zn2+] + [Ag+] est vérifiée

4

hydroxyde de zinc II

On se propose de vérifier la concentration finale des ions Zn2+, en précipitant les ions Zn2+ contenus dans le bécher précédent par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C = 0,5 mol.L-1

L'équation bilan de la réaction de précipitation est Zn2+ + 2 OH- --> Zn(OH)2

  1. Quelle masse d'hydroxyde de zinc II peut-on théoriquement obtenir ?
  2. Quel volume minimal de solution d'hydroxyde de sodium faut-il verser pour transformer tous les ions Zn2+ en précipité d'hydroxyde de zinc ?
  3. En réalité , après séchage la masse d'hydroxyde de zinc obtenu n'est que de 2,8g. En vous appuyant sur les propriétés de l'hydroxyde de zinc, donnez une explication à cette différence.
corrigé


31 mmol d'ion Zn2+ vont réagir avec 62 mmol d'ion hydroxyde HO- pour donner 31 mmol d'hydroxyde de zinc.

masse d'hydroxyde de zinc : 0,031 *(65,4 + 34)= 3,081 g

0,062 mol = volume (L) * concentration de la soude (mol/L)

volume = 0,062 / 0,5 = 0,124 l = 124 mL

l'hydroxyde de zinc solide se redissout en partie dans la soude en donnant l'ion [Zn(OH)4]2- incolore





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