Chim. N° 03

Couple H+ / H2.

Classification électrochimique.

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I- Étude de quelques solutions acides.

II - Action des acides sur les métaux (tp chimie N° 3).

III- Classification électrochimique.

IV- Étude quantitative d'une réaction d'oxydoréduction.

 

 

I- Étude de quelques solutions acides.

1)- Rappels.

-    à 25 °C, une solution aqueuse est acide si pH < 7, basique si pH >7 et neutre si pH = 7.

-    Le pH d'une solution aqueuse est lié à la concentration en ions hydrogène H+.

-    Si [ H+] ↑  Þ pH ↓ car par définition :  [ H+]  = 10 pH

-    On mesure le pH d'une solution aqueuse en utilisant :

-    Du papier pH,

-    Les indicateurs colorés (B.B.T, hélianthine et phénolphtaléïne),

-    Le pH-mètre.

2)- La solution d'acide chlorhydrique.

-    Le chlorure d'hydrogène HCl est un gaz très soluble dans l'eau.

-    La solution obtenue est appelée acide chlorhydrique.

-    À 25 °C, une solution d'acide chlorhydrique de concentration C = 1,0 x 10–2 mol / L a un pH = 2.

-    Équation bilan de la réaction de dissociation de HCl :

 

 

eau

 

 

 

 

 

HCl (g)

H+ (aq)

+

Cl (aq)

Équation simplifiée

État

initial

n

 

0

 

0

 

État

Final

0

 

n

 

n

 

En conséquence

[ H+]

=

[Cl]

=

C

 

3)- Solution d'acide sulfurique.

-    L'acide sulfurique pur (H2SO4)est un liquide visqueux, très corrosif de densité d  ≈ 2,0.

-    Au contact de l'eau, l'acide sulfurique se dissocie complètement :

 

 

eau

 

 

 

 

 

H2SO4 (ℓ)

2 H+ (aq)

+

SO42 (aq)

Équation simplifiée

État

initial

n

 

0

 

0

 

État

Final

0

 

2 n

 

n

 

En conséquence

[ H+] = 2 C

et

[SO42]

= C

 

 

 

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II- Action des acides sur les métaux (tp chimie N° 3).

1)- Rappels.

-    L'ion hydrogène réagit sur le fer métal, le zinc métal et l'aluminium métal pour donner :

-    un dégagement gazeux de dihydrogène.

-    Et la formation de cations métalliques ( Fe2+, Zn2+ et Al3+).

-    Les ions hydrogène ne réagissent pas avec le cuivre métal, avec l'argent métal et l'or métal.

2)- Le couple H+ / H2.

-    Étude d'un exemple : action de l'acide chlorhydrique sur le fer.

 

{

H+

Fe

réaction

{

H2

Fe2+

Réactifs

 

 

 

 

{

H+ / H2

 

Fe2+ / Fe

Couples

 

-    Demi-équations électroniques et équation bilan :

2 H+ (aq)

+

2 e

H2 (g)

 

 

 

 

Fe (s)  

=

2 e

Fe2+ (aq)

 

 

 

 

 

 

 

2 H+  (aq)

+

Fe (s)

H2 (g)

+

Fe2+ (aq)

-    Classement des couples :

 

-     L'ion hydrogène est un oxydant plus fort que l'ion fer (II) et le fer métal et un réducteur plus fort que le dihydrogène.

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III- Classification électrochimique.

1)- Place du couple H+ / H2.

-    L'ion hydrogène est un oxydant plus fort que l'ion zinc (II) qui est un oxydant plus fort que l'ion fer (II), mais c'est un oxydant plus fort que l'ion cuivre (II).

-    Classification.

Classification électrochimique 

2)- Prévision de l'action des acides sur les métaux.

-    La règle du gamma permet de déterminer la réaction naturelle qui a lieu entre un couple M+ / M et le couple H+ / H2.

-    Les métaux des couples situés au-dessous du couple H+ / H2 réagissent avec les solutions d'acides (à anion non oxydant).

-     Leur oxydation par les ions H+ donne :

-    Des cations métalliques Mn+ et un dégagement de H2.

-    Les métaux des couples situés au-dessus du couple H+ / H2 ne réagissent pas avec les solutions d'acides (à anion non oxydant).

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IV- Étude quantitative d'une réaction d'oxydoréduction.

1)- Bilan de matière. Réaction entre un métal et un ion métallique.

-    Exercice 22 page 70

*  On plonge une lame de plomb dans 250 mL d'une solution de nitrate de cuivre (II).

-    On constate :

-    La formation d'un dépôt de cuivre métallique sur le plomb.

-    La décoloration progressive de la solution.

-    Une diminution de la masse de la plaque de plomb.

-    Lorsque la solution est complètement décolorée, la masse m de plomb qui a disparu est égale à 1,15 g.

1)- Déduire des observations la réaction qui a eu lieu. Donner les demi-équations électroniques des couples mis en jeu. Donner l'oxydant le plus fort, le réducteur le plus fort. Placer les couples pour utiliser la règle du gamma.

2)- Calculer la concentration initiale de la solution de nitrate de cuivre (II).

3)- Comment peut-on mettre en évidence la formation des ions Pb2+ ?

4)- Calculer la concentration des ions Pb2+ présents en fin de réaction.

5)- En déduire la concentration en ions nitrate.

 

Solution :

1)- Équation bilan :

 

{

Cu2+

Pb

réaction

{

Cu

Pb2+

Réactifs

 

 

 

 

{

Cu2+ / Cu

 

Pb2+ / Pb

Couples

 

-    Demi-équations électroniques et équation bilan :

Cu2+ (aq)

+

2 e

Cu (s)  

 

 

 

 

Pb (s)  

=

2 e

Pb2+ (aq)

 

 

 

 

 

 

 

Cu2+ (aq)

+

Pb (s)

Cu (s)  

+

Pb2+ (aq)

-    Classement des deux couples :

   

2)- Concentration initiale de la solution de nitrate de cuivre (II)

-    On considère qu'en fin de réaction, il n'y a plus d'ions cuivre (II) dans la solution.

 

 

 

 

 

 

 

 

 réaction (1)

Cu2+ (aq)

+

Pb (s)

Cu (s)

+

Pb2+ (aq)

État

initial

n1

 

n2

 

0

 

0

État

Intermédiaire

n1 x

 

n2 x

 

x

 

x

État

Final

0

 

n2 n1

 

n1

 

n1

3)- Mise en évidence des ions plomb (II).

-    On ajoute quelques gouttes d'une solution aqueuse d'iodure de potassium.

-    La formation d'un précipité jaune d'iodure de potassium indique la présence d'ions plomb (II)

-    Pb2+ (aq) + 2 I (aq)  →  PbI2 (s) Précipité jaune

4)- Concentration en ions plomb (II).

-    D'après le bilan molaire : réaction (1)

-     

5)- Concentration en ions nitrate.

 

 

eau

 

 

 

 

 

Cu(NO3)2

Cu2+ (aq)

+

2 NO3 (aq)

Équation simplifiée

État initial

n1

 

0

 

0

 

État Final

0

 

n1

 

2 n1

 

 

2)- Volume molaire des gaz. Application du TP Chimie N° 3.

-    Le volume molaire est le volume d'une mole d'un corps pur à l'état gazeux

-    Dans les C.N.T.P : Vm = 22,4 L / mol

-    V = n.Vm

-    La loi d'Avogadro Ampère : tous les gaz, pris dans les mêmes conditions de température et de pression ont le même volume molaire.

 

 Exercice 16 page 69 : masse de zinc m = 0,11 g.

 On verse de l'acide chlorhydrique, dégagement gazeux de dihydrogène, le zinc disparaît et le volume de gaz recueilli V = 40 mL.

1)- Équation bilan :

 

{

H+

Zn

réaction

{

H2

Zn2+

Réactifs

 

 

 

 

{

H+ / H2

 

Zn2+ / Zn

Couples

 

-    Demi-équations électroniques et équation bilan :

2 H+ (aq)

+

2 e

H2 (g)  

 

 

 

 

Zn (s)  

=

2 e

Zn2+ (aq)

 

 

 

 

 

 

 

2 H+ (aq)

+

Zn (s)

H2 (g)

+

Zn2+ (aq)

-    Classement des deux couples :

   

2)- Quantité de matière de zinc utilisée.

-     

3)- Quantité de matière de dihydrogène dégagée.

-    D'après le bilan de matière : n (H2) = n (Zn) ≈ 1,68 x 10–3 mol

-    Volume molaire du gaz dans les conditions de l'expérience

-     

4)- Volume minimal d'acide chlorhydrique.

-    D'après le bilan molaire :

-     

3)- Bilan des charges électriques.

-    La quantité d'électricité mise en jeu au cours d'une réaction d'oxydoréduction est égale à la valeur absolue de la charge totale des électrons échangés.

-    Déterminer la valeur de la charge Q portée par une mole d'électrons.

-    Q = NA . (– e)

-    Q ≈ 6,02 x 1023 x (– 1,6 x 10 – 19)

-    Q ≈ - 9,65 x 104 C / mol

-    La valeur absolue de la charge portée par une mole d'électrons est appelée le FARADAY de symbole F.

-     1 F = 96500 C / mol

*     Exercice 23 page 70 :

   Dans 100 mL d'une solution de nitrate de cuivre (II) de concentration

C = 0,75 mol /L, on ajoute  une masse m = 2,5 g de poudre de fer.

1)- déterminer la composition de la solution lorsque la réaction est terminée.

2)- Calculer la masse de cuivre formée.

3)-  Calculer la quantité d'électricité mise en jeu.

   Solution :

1)- composition de la solution en fin de réaction.

   Il faut dans un premier temps étudier la solution de nitrate de cuivre (II)

 

 

eau

 

 

 

 

 

Cu(NO3)2

Cu2+ (aq)

+

2 NO3 (aq)

Équation

simplifiée

État initial

n

 

0

 

0

 

État Final

0

 

n

 

2 n

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Cu2+ (aq)

+

Fe (s)

Cu (s)

+

Fe2+ (aq)

État

initial

n

 

n2

 

0

 

0

État

Intermédiaire

n x

 

n2 x

 

x

 

x

État

Final

 

 

 

 

 

 

 

 

-    Quantité de matière d'ions cuivre (II)

-    n (Cu2+) = C . V = 0,75 x 0,100

-     n (Cu2+) ≈ 7,5 x 10 – 2 mol

-    Quantité de matière de fer

-     

-    En conséquence : n (Cu2+) = n  >  n (Fe) = n2

-    Le fer est en défaut et la réaction s'arrête lorsque tout le fer a réagi.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Cu2+ (aq)

+

Fe (s)

Cu (s)

+

Fe2+ (aq)

État

initial

n

 

n2

 

0

 

0

État

Intermédiaire

n - x

 

n2 - x

 

x

 

x

État

Final

n n2 =

 3,0 x 10 – 2

 

0

 

4,5 x 10 – 2

 

4,5 x 10 – 2

-    Concentration en ions fer (II)

-     

-    Concentration en ions cuivre (II)

-     

2)- Masse de cuivre formée.

-    m (Cu) = n2 . M (Cu) = 4,5 x 10 – 2 x 63,5

-    m (Cu) ≈ 2,86 g

3)- Quantité de matière mise en jeu.

-    Il faut utiliser les demi-équations électroniques

Cu2+ (aq)

+

2 e

Cu (s)

 

 

  n

 

2 n

 

 n

 

 

-    Q = |2 n NA . (– e)|

-    Q =2 n F

-    Q ≈ 2 x 4,5 x 10 – 2 x 96500

-    Q ≈ 8,69 x 103 C

 


 

 

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