ChimieFiche 11 · Réaction de transfert d'électrons et les pilesDemi-équations et équilibrage redox

Demi-équations et équilibrage redox

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Facile15 exercices
Exercice 1la partie électronique d'un couple

Pour chaque couple monoatomique, donne le nombre nn d'électrons échangés puis écris la demi-équation Ox+n eX−⇌Red\mathrm{Ox}+n\,\ce{e^-}\rightleftharpoons\mathrm{Red}.

  1. a)

    FeX3+\ce{Fe^{3+}}/FeX2+\ce{Fe^{2+}}

    n=n.o.(Ox)−n.o.(Red)n=\mathrm{n.o.}(\text{Ox})-\mathrm{n.o.}(\text{Red}) ; les électrons vont du côté de l'oxydant.

    n=3−2=1n=3-2=1 : FeX3++eX−⇌FeX2+\ce{Fe^{3+} + e^- <=> Fe^{2+}}.

  2. b)

    CuX2+\ce{Cu^{2+}}/Cu\ce{Cu}

    n=2−0=2n=2-0=2 : CuX2++2 eX−⇌Cu\ce{Cu^{2+} + 2 e^- <=> Cu}.

  3. c)

    ZnX2+\ce{Zn^{2+}}/Zn\ce{Zn}

    n=2−0=2n=2-0=2 : ZnX2++2 eX−⇌Zn\ce{Zn^{2+} + 2 e^- <=> Zn}.

  4. d)

    AlX3+\ce{Al^{3+}}/Al\ce{Al}

    n=3−0=3n=3-0=3 : AlX3++3 eX−⇌Al\ce{Al^{3+} + 3 e^- <=> Al}.

Exercice 2demi-équations sans oxygène

Équilibre chaque demi-équation (atomes, électrons, charge). Aucun oxygène n'intervient.

  1. a)

    ClX2⇌ClX−\ce{Cl2 <=> Cl^-}

    On équilibre les atomes, puis les électrons pour égaliser la charge.

    ClX2+2 eX−⇌2 ClX−\ce{Cl2 + 2 e^- <=> 2 Cl^-} (charge : gauche −2-2, droite 2×(−1)=−22\times(-1)=-2).

  2. b)

    IX2⇌IX−\ce{I2 <=> I^-}

    IX2+2 eX−⇌2 IX−\ce{I2 + 2 e^- <=> 2 I^-}.

  3. c)

    Fe⇌FeX2+\ce{Fe <=> Fe^{2+}}

    Fe⇌FeX2++2 eX−\ce{Fe <=> Fe^{2+} + 2 e^-} (oxydation : électrons à droite).

  4. d)

    AgX+⇌Ag\ce{Ag+ <=> Ag}

    AgX++eX−⇌Ag\ce{Ag+ + e^- <=> Ag}.

Exercice 3demi-équations avec oxygène, en milieu acide

Équilibre en milieu acide (ajoute HX2O\ce{H2O} puis HX+\ce{H+}), puis vérifie la charge.

  1. a)

    NOX3X−⇌NO\ce{NO3^- <=> NO} (l'azote passe de +V+\mathrm{V} à +II+\mathrm{II})

    n=5−2=3n=5-2=3. Il manque 2 O à droite ⇒\Rightarrow +2 HX2O+2\,\ce{H2O} ; puis 4 H à gauche ⇒\Rightarrow +4 HX++4\,\ce{H+} :

    NOX3X−+4 HX++3 eX−⇌NO+2 HX2O\ce{NO3^- + 4 H+ + 3 e^- <=> NO + 2 H2O}

    Charge : gauche −1+4−3=0-1+4-3=0, droite 00.

  2. b)

    SOX4X2−⇌SOX2\ce{SO4^{2-} <=> SO2} (le soufre passe de +VI+\mathrm{VI} à +IV+\mathrm{IV})

    n=6−4=2n=6-4=2. Il manque 2 O à droite ⇒\Rightarrow +2 HX2O+2\,\ce{H2O} ; puis 4 H à gauche ⇒\Rightarrow +4 HX++4\,\ce{H+} :

    SOX4X2−+4 HX++2 eX−⇌SOX2+2 HX2O\ce{SO4^{2-} + 4 H+ + 2 e^- <=> SO2 + 2 H2O}

    Charge : gauche −2+4−2=0-2+4-2=0, droite 00.

Exercice 4additionner deux demi-équations

On te donne deux demi-équations. Écris l'équation globale (les électrons doivent s'éliminer).

  1. a)

    Zn⇌ZnX2++2 eX−\ce{Zn <=> Zn^{2+} + 2 e^-} et CuX2++2 eX−⇌Cu\ce{Cu^{2+} + 2 e^- <=> Cu}

    Les deux échangent 2 électrons : on additionne directement.

    Zn+CuX2+⇌ZnX2++Cu\ce{Zn + Cu^{2+} <=> Zn^{2+} + Cu}
  2. b)

    Cu⇌CuX2++2 eX−\ce{Cu <=> Cu^{2+} + 2 e^-} et AgX++eX−⇌Ag\ce{Ag+ + e^- <=> Ag}

    La 2e demi-équation échange 1 électron : on la multiplie par 2, puis on additionne :

    Cu+2 AgX+⇌CuX2++2 Ag\ce{Cu + 2 Ag+ <=> Cu^{2+} + 2 Ag}
Exercice 5repérer les ions spectateurs

Dans chaque réaction en solution, identifie le(s) ion(s) spectateur(s) (dont le n.o. ne change pas), puis écris l'équation ionique simplifiée.

  1. a)

    Zn+CuSOX4→ZnSOX4+Cu\ce{Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu}

    L'ion SOX4X2−\ce{SO4^{2-}} ne change pas (spectateur). Équation simplifiée : Zn+CuX2+→ZnX2++Cu\ce{Zn + Cu^{2+} -> Zn^{2+} + Cu}.

  2. b)

    Fe+2 AgNOX3→Fe(NOX3)X2+2 Ag\ce{Fe + 2 AgNO3 -> Fe(NO3)2 + 2 Ag}

    L'ion NOX3X−\ce{NO3^-} est spectateur. Équation simplifiée : Fe+2 AgX+→FeX2++2 Ag\ce{Fe + 2 Ag+ -> Fe^{2+} + 2 Ag}.

Exercice 6couples entre deux ions de charges différentes

Ces couples ne font pas intervenir de métal solide : les deux formes sont des ions. Donne le nombre nn d'électrons échangés, puis écris la demi-équation de réduction.

  1. a)

    SnX4+\ce{Sn^{4+}}/SnX2+\ce{Sn^{2+}}

    n=n.o.(Ox)−n.o.(Red)n=\mathrm{n.o.}(\text{Ox})-\mathrm{n.o.}(\text{Red}) ; les électrons vont du côté de l'oxydant.

    n=4−2=2n=4-2=2 : SnX4++2 eX−⇌SnX2+\ce{Sn^{4+} + 2 e^- <=> Sn^{2+}}.

  2. b)

    CuX2+\ce{Cu^{2+}}/CuX+\ce{Cu+}

    n=2−1=1n=2-1=1 : CuX2++eX−⇌CuX+\ce{Cu^{2+} + e^- <=> Cu+}.

  3. c)

    CoX3+\ce{Co^{3+}}/CoX2+\ce{Co^{2+}}

    n=3−2=1n=3-2=1 : CoX3++eX−⇌CoX2+\ce{Co^{3+} + e^- <=> Co^{2+}}.

  4. d)

    CrX3+\ce{Cr^{3+}}/CrX2+\ce{Cr^{2+}}

    n=3−2=1n=3-2=1 : CrX3++eX−⇌CrX2+\ce{Cr^{3+} + e^- <=> Cr^{2+}}.

Exercice 7demi-équations sans oxygène : halogènes, hydrogène, mercure

Équilibre chaque demi-équation (atomes, électrons, charge).

  1. a)

    BrX2⇌BrX−\ce{Br2 <=> Br^-}

    BrX2+2 eX−⇌2 BrX−\ce{Br2 + 2 e^- <=> 2 Br^-} (charge : gauche −2-2, droite 2×(−1)=−22\times(-1)=-2).

  2. b)

    FX2⇌FX−\ce{F2 <=> F^-}

    FX2+2 eX−⇌2 FX−\ce{F2 + 2 e^- <=> 2 F^-}.

  3. c)

    HX+⇌HX2\ce{H+ <=> H2}

    2 HX++2 eX−⇌HX2\ce{2 H+ + 2 e^- <=> H2} (réduction du proton).

  4. d)

    HgX2+⇌Hg\ce{Hg^{2+} <=> Hg}

    HgX2++2 eX−⇌Hg\ce{Hg^{2+} + 2 e^- <=> Hg}.

Exercice 8oxydation ou réduction : de quel côté les électrons ?

Pour chaque transformation décrite, écris la demi-équation équilibrée en plaçant les électrons du bon côté.

  1. a)

    le plomb métal est oxydé en PbX2+\ce{Pb^{2+}} ;

    Oxydation ⇒\Rightarrow électrons à droite ; réduction ⇒\Rightarrow électrons à gauche.

    Pb⇌PbX2++2 eX−\ce{Pb <=> Pb^{2+} + 2 e^-}.

  2. b)

    l'ion AuX3+\ce{Au^{3+}} est réduit en or métal ;

    AuX3++3 eX−⇌Au\ce{Au^{3+} + 3 e^- <=> Au}.

  3. c)

    le nickel métal est oxydé en NiX2+\ce{Ni^{2+}} ;

    Ni⇌NiX2++2 eX−\ce{Ni <=> Ni^{2+} + 2 e^-}.

  4. d)

    l'ion SnX2+\ce{Sn^{2+}} est oxydé en SnX4+\ce{Sn^{4+}}.

    SnX2+⇌SnX4++2 eX−\ce{Sn^{2+} <=> Sn^{4+} + 2 e^-}.

Exercice 9premières demi-équations avec oxygène, en milieu acide

Équilibre en milieu acide (ajoute HX2O\ce{H2O} pour l'oxygène, puis HX+\ce{H+} pour l'hydrogène) et vérifie la charge.

  1. a)

    HX2OX2⇌HX2O\ce{H2O2 <=> H2O} (l'oxygène passe de −I-\mathrm{I} à −II-\mathrm{II})

    Les O sont déjà équilibrés (2 de chaque côté) ; on ajoute 4 H à gauche, soit +4 HX++4\,\ce{H+} : HX2OX2+2 HX++2 eX−⇌2 HX2O\ce{H2O2 + 2 H+ + 2 e^- <=> 2 H2O} (charge : +2−2=0+2-2=0).

  2. b)

    OX2⇌HX2O\ce{O2 <=> H2O} (l'oxygène passe de 00 à −II-\mathrm{II})

    n=4n=4 : OX2+4 HX++4 eX−⇌2 HX2O\ce{O2 + 4 H+ + 4 e^- <=> 2 H2O} (charge : +4−4=0+4-4=0).

  3. c)

    MnOX2⇌MnX2+\ce{MnO2 <=> Mn^{2+}} (le manganèse passe de +IV+\mathrm{IV} à +II+\mathrm{II})

    n=2n=2, il manque 2 O à droite ⇒\Rightarrow +2 HX2O+2\,\ce{H2O}, puis +4 HX++4\,\ce{H+} à gauche : MnOX2+4 HX++2 eX−⇌MnX2++2 HX2O\ce{MnO2 + 4 H+ + 2 e^- <=> Mn^{2+} + 2 H2O} (charge : +4−2=+2+4-2=+2).

Exercice 10additionner deux demi-équations

On donne deux demi-équations. Écris l'équation globale (les électrons doivent disparaître).

  1. a)

    Ni⇌NiX2++2 eX−\ce{Ni <=> Ni^{2+} + 2 e^-} et CuX2++2 eX−⇌Cu\ce{Cu^{2+} + 2 e^- <=> Cu}

    Les deux échangent 2 électrons : on additionne directement.

    Ni+CuX2+→NiX2++Cu\ce{Ni + Cu^{2+} -> Ni^{2+} + Cu}
  2. b)

    Mg⇌MgX2++2 eX−\ce{Mg <=> Mg^{2+} + 2 e^-} et 2 HX++2 eX−⇌HX2\ce{2 H+ + 2 e^- <=> H2}

    De même (2 électrons de chaque côté) :

    Mg+2 HX+→MgX2++HX2\ce{Mg + 2 H+ -> Mg^{2+} + H2}
Exercice 11ions spectateurs et équation simplifiée

Identifie le(s) ion(s) spectateur(s), puis écris l'équation ionique simplifiée.

  1. a)

    Mg+FeSOX4→MgSOX4+Fe\ce{Mg + FeSO4 -> MgSO4 + Fe}

    L'ion SOX4X2−\ce{SO4^{2-}} est spectateur : Mg+FeX2+→MgX2++Fe\ce{Mg + Fe^{2+} -> Mg^{2+} + Fe}.

  2. b)

    Zn+2 HCl→ZnClX2+HX2\ce{Zn + 2 HCl -> ZnCl2 + H2}

    L'ion ClX−\ce{Cl^-} est spectateur : Zn+2 HX+→ZnX2++HX2\ce{Zn + 2 H+ -> Zn^{2+} + H2}.

Exercice 12contrôle des charges : corriger si besoin

Chaque demi-équation ci-dessous est-elle correctement équilibrée en charge ? Si non, corrige le nombre d'électrons.

  1. a)

    FeX3++eX−⇌FeX2+\ce{Fe^{3+} + e^- <=> Fe^{2+}}

    Correcte : gauche +3−1=+2+3-1=+2, droite +2+2.

  2. b)

    ClX2+eX−⇌2 ClX−\ce{Cl2 + e^- <=> 2 Cl^-}

    Fausse : il faut 2 électrons pour passer de 00 à 2×(−1)2\times(-1) : ClX2+2 eX−⇌2 ClX−\ce{Cl2 + 2 e^- <=> 2 Cl^-}.

  3. c)

    AlX3++2 eX−⇌Al\ce{Al^{3+} + 2 e^- <=> Al}

    Fausse : il faut 3 électrons (+III→0+\mathrm{III}\to0) : AlX3++3 eX−⇌Al\ce{Al^{3+} + 3 e^- <=> Al}.

Exercice 13nombre total d'électrons transférés

Chaque équation globale est déjà pondérée. Indique combien d'électrons sont transférés au total.

  1. a)

    Zn+2 AgX+→ZnX2++2 Ag\ce{Zn + 2 Ag+ -> Zn^{2+} + 2 Ag}

    Zn\ce{Zn} cède 2 électrons, captés par les 2 AgX+\ce{Ag+} (1 chacun) : 2 électrons.

  2. b)

    2 Al+3 CuX2+→2 AlX3++3 Cu\ce{2 Al + 3 Cu^{2+} -> 2 Al^{3+} + 3 Cu}

    Chaque Al\ce{Al} cède 3 électrons (2×3=62\times3=6), captés par les 3 CuX2+\ce{Cu^{2+}} (3×2=63\times2=6) : 6 électrons.

Exercice 14les oxoanions du chlore en milieu acide

Dans l'eau de Javel, le chlore existe sous forme d'oxoanions. Équilibre en milieu acide les demi-équations de réduction suivantes.

  1. a)

    ClOX−⇌ClX−\ce{ClO^- <=> Cl^-} (le chlore passe de +I+\mathrm{I} à −I-\mathrm{I})

    n=1−(−1)=2n=1-(-1)=2, 1 O à gauche ⇒\Rightarrow +1 HX2O+1\,\ce{H2O} à droite, +2 HX++2\,\ce{H+} à gauche : ClOX−+2 HX++2 eX−⇌ClX−+HX2O\ce{ClO^- + 2 H+ + 2 e^- <=> Cl^- + H2O} (charge : −1+2−2=−1-1+2-2=-1).

  2. b)

    ClOX3X−⇌ClX−\ce{ClO3^- <=> Cl^-} (le chlore passe de +V+\mathrm{V} à −I-\mathrm{I})

    n=5−(−1)=6n=5-(-1)=6, 3 O à gauche ⇒\Rightarrow +3 HX2O+3\,\ce{H2O}, +6 HX++6\,\ce{H+} : ClOX3X−+6 HX++6 eX−⇌ClX−+3 HX2O\ce{ClO3^- + 6 H+ + 6 e^- <=> Cl^- + 3 H2O} (charge : −1+6−6=−1-1+6-6=-1).

Exercice 15repérer l'oxydant et le réducteur

Dans chaque réaction, indique le réducteur (espèce oxydée) et l'oxydant (espèce réduite), en précisant les nombres d'oxydation qui varient.

  1. a)

    Fe+CuX2+→FeX2++Cu\ce{Fe + Cu^{2+} -> Fe^{2+} + Cu}

    Réducteur : Fe\ce{Fe} (0→+II0\to+\mathrm{II}, oxydé) ; oxydant : CuX2+\ce{Cu^{2+}} (+II→0+\mathrm{II}\to0, réduit).

  2. b)

    ClX2+2 BrX−→2 ClX−+BrX2\ce{Cl2 + 2 Br^- -> 2 Cl^- + Br2}

    Oxydant : ClX2\ce{Cl2} (0→−I0\to-\mathrm{I}, réduit) ; réducteur : BrX−\ce{Br^-} (−I→0-\mathrm{I}\to0, oxydé).

Moyen15 exercices
Exercice 1le piège du « rapport 1 pour 1 »

Équilibre chaque demi-équation en milieu acide. Attention au nombre d'atomes qui changent de n.o.

  1. a)

    CrX2OX7X2−⇌CrX3+\ce{Cr2O7^{2-} <=> Cr^{3+}}

    Il y a 2 Cr (+VI→+III+\mathrm{VI}\to+\mathrm{III}, soit 2×3=62\times 3=6 électrons) :

    CrX2OX7X2−+14 HX++6 eX−⇌2 CrX3++7 HX2O\ce{Cr2O7^{2-} + 14 H+ + 6 e^- <=> 2 Cr^{3+} + 7 H2O}

    (charge : gauche −2+14−6=+6-2+14-6=+6, droite 2×(+3)=+62\times(+3)=+6).

  2. b)

    MnOX4X−⇌MnX2+\ce{MnO4^- <=> Mn^{2+}}

    n=7−2=5n=7-2=5 : MnOX4X−+8 HX++5 eX−⇌MnX2++4 HX2O\ce{MnO4^- + 8 H+ + 5 e^- <=> Mn^{2+} + 4 H2O}.

  3. c)

    SOX4X2−⇌S\ce{SO4^{2-} <=> S} (le soufre passe de +VI+\mathrm{VI} à 00)

    n=6−0=6n=6-0=6 : SOX4X2−+8 HX++6 eX−⇌S+4 HX2O\ce{SO4^{2-} + 8 H+ + 6 e^- <=> S + 4 H2O} (charge : gauche −2+8−6=0-2+8-6=0, droite 00).

Exercice 2équation globale en milieu acide

Le permanganate oxyde l'ion ferreux : couples MnOX4X−\ce{MnO4^-}/MnX2+\ce{Mn^{2+}} et FeX3+\ce{Fe^{3+}}/FeX2+\ce{Fe^{2+}}.

  1. a)

    Écris les deux demi-équations équilibrées.

    MnOX4X−+8 HX++5 eX−⇌MnX2++4 HX2O\ce{MnO4^- + 8 H+ + 5 e^- <=> Mn^{2+} + 4 H2O} et FeX2+⇌FeX3++eX−\ce{Fe^{2+} <=> Fe^{3+} + e^-}.

  2. b)

    Combine-les en équation globale.

    La 2e échange 1 électron : on la multiplie par 5, puis on additionne (les 5 électrons s'éliminent) :

    MnOX4X−+8 HX++5 FeX2+→MnX2++4 HX2O+5 FeX3+\ce{MnO4^- + 8 H+ + 5 Fe^{2+} -> Mn^{2+} + 4 H2O + 5 Fe^{3+}}
  3. c)

    Donne la somme des coefficients stœchiométriques des réactifs.

    Réactifs : 1+8+5=141+8+5=\mathbf{14}.

Exercice 3transposer en milieu basique

On s'intéresse au couple MnOX4X−\ce{MnO4^-}/MnOX2\ce{MnO2} (Mn passe de +VII+\mathrm{VII} à +IV+\mathrm{IV}).

  1. a)

    Équilibre la demi-équation en milieu acide.

    En acide, n=7−4=3n=7-4=3, il manque 2 O à droite : MnOX4X−+4 HX++3 eX−⇌MnOX2+2 HX2O\ce{MnO4^- + 4 H+ + 3 e^- <=> MnO2 + 2 H2O}.

  2. b)

    Transpose-la en milieu basique (avec OHX−\ce{OH^-} et HX2O\ce{H2O}).

    On ajoute 4 OHX−\ce{OH^-} des deux côtés ; les 4 (HX++OHX−)4\,(\ce{H+}+\ce{OH^-}) donnent 4 HX2O\ce{H2O} à gauche, dont on simplifie 2 avec celles de droite :

    MnOX4X−+2 HX2O+3 eX−⇌MnOX2+4 OHX−\ce{MnO4^- + 2 H2O + 3 e^- <=> MnO2 + 4 OH^-}

    (charge : gauche −1−3=−4-1-3=-4, droite 4×(−1)=−44\times(-1)=-4).

Exercice 4pondérer et comparer les coefficients

On donne la réaction non pondérée (milieu acide) :

Sn+NOX3X−+HX+→SnOX2+NOX2+HX2O\ce{Sn + NO3^- + H+ -> SnO2 + NO2 + H2O}

(l'étain passe de 00 à +IV+\mathrm{IV}, l'azote de +V+\mathrm{V} à +IV+\mathrm{IV}).

  1. a)

    Écris l'équation pondérée.

    Demi-équations : Sn+2 HX2O⇌SnOX2+4 HX++4 eX−\ce{Sn + 2 H2O <=> SnO2 + 4 H+ + 4 e^-} (oxydation, n=4n=4) et NOX3X−+2 HX++eX−⇌NOX2+HX2O\ce{NO3^- + 2 H+ + e^- <=> NO2 + H2O} (réduction, n=1n=1).

    On multiplie la seconde par 4, on additionne et on simplifie HX+\ce{H+} et HX2O\ce{H2O} :

    Sn+4 NOX3X−+4 HX+→SnOX2+4 NOX2+2 HX2O\ce{Sn + 4 NO3^- + 4 H+ -> SnO2 + 4 NO2 + 2 H2O}
  2. b)

    La somme des coefficients des réactifs est-elle supérieure, égale ou inférieure à celle des produits ?

    Réactifs : 1+4+4=91+4+4=9 ; produits : 1+4+2=71+4+2=7. La somme des réactifs est supérieure à celle des produits.

Exercice 5compter les électrons d'une réaction globale

La réaction suivante est déjà pondérée :

2 MnOX4X−+5 HX2OX2+6 HX+→2 MnX2++5 OX2+8 HX2O.\ce{2 MnO4^- + 5 H2O2 + 6 H+ -> 2 Mn^{2+} + 5 O2 + 8 H2O}.
  1. a)

    Montre qu'il s'échange 10 électrons au total.

    Réduction : Mn passe de +VII+\mathrm{VII} à +II+\mathrm{II}, soit 55 électrons par Mn, donc 2×5=102\times 5=10 pour les 2 MnOX4X−\ce{MnO4^-}. Oxydation : dans HX2OX2\ce{H2O2} l'oxygène est à −I-\mathrm{I} et devient 00 dans OX2\ce{O2}, soit 22 électrons par HX2OX2\ce{H2O2}, donc 5×2=105\times 2=10. Les deux comptes coïncident : 10 électrons échangés.

  2. b)

    Quel est l'oxydant ? Quel est le réducteur ?

    L'oxydant est MnOX4X−\ce{MnO4^-} (il est réduit) ; le réducteur est HX2OX2\ce{H2O2} (il est oxydé en OX2\ce{O2}).

Exercice 6halates en milieu acide : le piège des deux atomes

Équilibre en milieu acide chaque demi-équation de réduction. Attention : le dihalogène formé contient deux atomes, il faut donc doubler aussi les électrons.

  1. a)

    ClOX3X−⇌ClX2\ce{ClO3^- <=> Cl2} (le chlore passe de +V+\mathrm{V} à 00)

    Il faut 2 halates pour former le dihalogène, donc doubler aussi les électrons (n=5×2=10n=5\times2=10).

    2 ClOX3X−+12 HX++10 eX−⇌ClX2+6 HX2O\ce{2 ClO3^- + 12 H+ + 10 e^- <=> Cl2 + 6 H2O} (charge : −2+12−10=0-2+12-10=0).

  2. b)

    BrOX3X−⇌BrX2\ce{BrO3^- <=> Br2} (le brome passe de +V+\mathrm{V} à 00)

    2 BrOX3X−+12 HX++10 eX−⇌BrX2+6 HX2O\ce{2 BrO3^- + 12 H+ + 10 e^- <=> Br2 + 6 H2O}.

Exercice 7le dichromate oxyde le fer(II)

En solution acide, l'ion dichromate oxyde l'ion ferreux : couples CrX2OX7X2−\ce{Cr2O7^{2-}}/CrX3+\ce{Cr^{3+}} et FeX3+\ce{Fe^{3+}}/FeX2+\ce{Fe^{2+}}.

  1. a)

    Écris les deux demi-équations équilibrées.

    CrX2OX7X2−+14 HX++6 eX−⇌2 CrX3++7 HX2O\ce{Cr2O7^{2-} + 14 H+ + 6 e^- <=> 2 Cr^{3+} + 7 H2O} et FeX2+⇌FeX3++eX−\ce{Fe^{2+} <=> Fe^{3+} + e^-}.

  2. b)

    Combine-les en une équation globale.

    La seconde échange 1 électron : on la multiplie par 6, puis on additionne :

    CrX2OX7X2−+6 FeX2++14 HX+→2 CrX3++6 FeX3++7 HX2O\ce{Cr2O7^{2-} + 6 Fe^{2+} + 14 H+ -> 2 Cr^{3+} + 6 Fe^{3+} + 7 H2O}
  3. c)

    Donne la somme des coefficients stœchiométriques des réactifs.

    Réactifs : 1+6+14=211+6+14=\mathbf{21}.

Exercice 8permanganate et iodure en milieu basique

En milieu basique, l'ion permanganate oxyde l'iodure mais s'arrête à MnOX2\ce{MnO2} :

MnOX4X−+IX−→MnOX2+IX2\ce{MnO4^- + I^- -> MnO2 + I2}

(Mn : +VII→+IV+\mathrm{VII}\to+\mathrm{IV} ; I : −I→0-\mathrm{I}\to0).

  1. a)

    Écris les deux demi-équations en milieu basique.

    MnOX4X−+2 HX2O+3 eX−⇌MnOX2+4 OHX−\ce{MnO4^- + 2 H2O + 3 e^- <=> MnO2 + 4 OH^-} et 2 IX−⇌IX2+2 eX−\ce{2 I^- <=> I2 + 2 e^-}.

  2. b)

    Donne l'équation globale.

    PPCM =6=6 : on multiplie la première par 2, la seconde par 3, on additionne et l'on simplifie :

    2 MnOX4X−+6 IX−+4 HX2O→2 MnOX2+3 IX2+8 OHX−\ce{2 MnO4^- + 6 I^- + 4 H2O -> 2 MnO2 + 3 I2 + 8 OH^-}

    (charge : gauche −2−6=−8-2-6=-8, droite 8×(−1)=−88\times(-1)=-8).

Exercice 9la demi-équation du thiosulfate (iodométrie)

Le dosage du diiode par le thiosulfate repose sur le couple SX4OX6X2−\ce{S4O6^{2-}}/SX2OX3X2−\ce{S2O3^{2-}} (aucun oxygène ni hydrogène à ajouter).

  1. a)

    En raisonnant sur la charge, écris la demi-équation SX2OX3X2−⇌SX4OX6X2−\ce{S2O3^{2-} <=> S4O6^{2-}}.

    Il faut 2 SX2OX3X2−\ce{S2O3^{2-}} pour un SX4OX6X2−\ce{S4O6^{2-}}, et l'égalité des charges impose 2 électrons : 2 SX2OX3X2−⇌SX4OX6X2−+2 eX−\ce{2 S2O3^{2-} <=> S4O6^{2-} + 2 e^-} (gauche 2×(−2)=−42\times(-2)=-4, droite −2−2=−4-2-2=-4).

  2. b)

    En déduire l'équation globale de sa réaction avec le diiode (couple IX2\ce{I2}/IX−\ce{I^-}).

    Avec IX2+2 eX−⇌2 IX−\ce{I2 + 2 e^- <=> 2 I^-} (même nombre d'électrons), on additionne :

    IX2+2 SX2OX3X2−→2 IX−+SX4OX6X2−\ce{I2 + 2 S2O3^{2-} -> 2 I^- + S4O6^{2-}}
Exercice 10le sulfure d'hydrogène réduit le nitrate

On donne la réaction non pondérée en milieu acide :

HX2S+NOX3X−+HX+→S+NO+HX2O\ce{H2S + NO3^- + H+ -> S + NO + H2O}

(le soufre passe de −II-\mathrm{II} à 00, l'azote de +V+\mathrm{V} à +II+\mathrm{II}).

  1. a)

    Écris l'équation pondérée.

    Demi-équations : HX2S⇌S+2 HX++2 eX−\ce{H2S <=> S + 2 H+ + 2 e^-} (oxydation, n=2n=2) et NOX3X−+4 HX++3 eX−⇌NO+2 HX2O\ce{NO3^- + 4 H+ + 3 e^- <=> NO + 2 H2O} (réduction, n=3n=3).

    PPCM =6=6 : ×3\times3 la première, ×2\times2 la seconde, on additionne et l'on simplifie 6 HX+\ce{H+} :

    3 HX2S+2 NOX3X−+2 HX+→3 S+2 NO+4 HX2O\ce{3 H2S + 2 NO3^- + 2 H+ -> 3 S + 2 NO + 4 H2O}
  2. b)

    Compare la somme des coefficients des réactifs à celle des produits.

    Réactifs : 3+2+2=73+2+2=7 ; produits : 3+2+4=93+2+4=9. La somme des réactifs est inférieure à celle des produits.

Exercice 11l'eau oxygénée : oxydant ou réducteur ?

Selon son partenaire, HX2OX2\ce{H2O2} peut jouer les deux rôles. Équilibre chaque réaction en milieu acide et précise le rôle de HX2OX2\ce{H2O2}.

  1. a)

    avec l'ion ferreux : FeX2++HX2OX2+HX+→FeX3++HX2O\ce{Fe^{2+} + H2O2 + H+ -> Fe^{3+} + H2O} ;

    HX2OX2\ce{H2O2} est réduite (HX2OX2+2 HX++2 eX−⇌2 HX2O\ce{H2O2 + 2 H+ + 2 e^- <=> 2 H2O}) : elle joue le rôle d'oxydant. Avec FeX2+⇌FeX3++eX−\ce{Fe^{2+} <=> Fe^{3+} + e^-} (×2\times2) :

    2 FeX2++HX2OX2+2 HX+→2 FeX3++2 HX2O\ce{2 Fe^{2+} + H2O2 + 2 H+ -> 2 Fe^{3+} + 2 H2O}
  2. b)

    avec le dichlore : HX2OX2+ClX2→OX2+ClX−+HX+\ce{H2O2 + Cl2 -> O2 + Cl^- + H+}.

    HX2OX2\ce{H2O2} est oxydée (HX2OX2⇌OX2+2 HX++2 eX−\ce{H2O2 <=> O2 + 2 H+ + 2 e^-}) : elle joue le rôle de réducteur. Avec ClX2+2 eX−⇌2 ClX−\ce{Cl2 + 2 e^- <=> 2 Cl^-} :

    HX2OX2+ClX2→OX2+2 ClX−+2 HX+\ce{H2O2 + Cl2 -> O2 + 2 Cl^- + 2 H+}
Exercice 12du milieu acide au milieu basique : couple sulfate/sulfite

Couple SOX4X2−\ce{SO4^{2-}}/SOX3X2−\ce{SO3^{2-}} (le soufre passe de +VI+\mathrm{VI} à +IV+\mathrm{IV}).

  1. a)

    Équilibre la demi-équation en milieu acide.

    En acide, n=2n=2, il y a 1 O de trop à gauche ⇒\Rightarrow +1 HX2O+1\,\ce{H2O} à droite, +2 HX++2\,\ce{H+} à gauche : SOX4X2−+2 HX++2 eX−⇌SOX3X2−+HX2O\ce{SO4^{2-} + 2 H+ + 2 e^- <=> SO3^{2-} + H2O}.

  2. b)

    Transpose-la en milieu basique (avec OHX−\ce{OH^-} et HX2O\ce{H2O}).

    On ajoute 2 OHX−\ce{OH^-} des deux côtés ; les 2 (HX++OHX−)2\,(\ce{H+}+\ce{OH^-}) donnent 2 HX2O\ce{H2O}, dont on simplifie 1 avec celle de droite :

    SOX4X2−+HX2O+2 eX−⇌SOX3X2−+2 OHX−\ce{SO4^{2-} + H2O + 2 e^- <=> SO3^{2-} + 2 OH^-}

    (charge : gauche −2−2=−4-2-2=-4, droite −2−2=−4-2-2=-4).

Exercice 13compter les électrons sur des espèces polyatomiques

Pour chaque demi-équation, calcule les nombres d'oxydation et déduis-en le nombre nn d'électrons échangés (il n'est pas demandé d'équilibrer le reste).

  1. a)

    IX−⇌IOX3X−\ce{I^- <=> IO3^-}

    Dans IX−\ce{I^-}, n.o.=−I\mathrm{n.o.}=-\mathrm{I} ; dans IOX3X−\ce{IO3^-}, +V+\mathrm{V}. n=5−(−1)=6n=5-(-1)=\mathbf{6}.

  2. b)

    NX2HX4⇌NX2\ce{N2H4 <=> N2} (l'hydrazine)

    Dans NX2HX4\ce{N2H4}, n.o.(N)=−II\mathrm{n.o.}(\mathrm{N})=-\mathrm{II} ; dans NX2\ce{N2}, 00. Pour les 2 N : n=2×2=4n=2\times2=\mathbf{4}.

  3. c)

    MnX2+⇌MnOX4X−\ce{Mn^{2+} <=> MnO4^-}

    Dans MnX2+\ce{Mn^{2+}}, +II+\mathrm{II} ; dans MnOX4X−\ce{MnO4^-}, +VII+\mathrm{VII}. n=7−2=5n=7-2=\mathbf{5}.

Exercice 14retrouver les demi-équations d'une équation globale

On donne l'équation globale pondérée (milieu acide) :

2 MnOX4X−+5 SOX2+2 HX2O→2 MnX2++5 SOX4X2−+4 HX+.\ce{2 MnO4^- + 5 SO2 + 2 H2O -> 2 Mn^{2+} + 5 SO4^{2-} + 4 H+}.
  1. a)

    Identifie l'oxydant et le réducteur.

    L'oxydant est MnOX4X−\ce{MnO4^-} (Mn +VII→+II+\mathrm{VII}\to+\mathrm{II}, réduit) ; le réducteur est SOX2\ce{SO2} (S +IV→+VI+\mathrm{IV}\to+\mathrm{VI}, oxydé).

  2. b)

    Retrouve les deux demi-équations (milieu acide) dont elle est issue.

    Réduction : MnOX4X−+8 HX++5 eX−⇌MnX2++4 HX2O\ce{MnO4^- + 8 H+ + 5 e^- <=> Mn^{2+} + 4 H2O}. Oxydation : SOX2+2 HX2O⇌SOX4X2−+4 HX++2 eX−\ce{SO2 + 2 H2O <=> SO4^{2-} + 4 H+ + 2 e^-}.

Exercice 15médiamutation de l'iode

En milieu acide, l'iodate IOX3X−\ce{IO3^-} (+V+\mathrm{V}) et l'iodure IX−\ce{I^-} (−I-\mathrm{I}) réagissent pour donner du diiode IX2\ce{I2} (00) : c'est une médiamutation.

  1. a)

    Écris les deux demi-équations (réduction de IOX3X−\ce{IO3^-}, oxydation de IX−\ce{I^-}).

    Réduction : 2 IOX3X−+12 HX++10 eX−⇌IX2+6 HX2O\ce{2 IO3^- + 12 H+ + 10 e^- <=> I2 + 6 H2O}. Oxydation : 2 IX−⇌IX2+2 eX−\ce{2 I^- <=> I2 + 2 e^-}.

  2. b)

    Donne l'équation globale simplifiée.

    PPCM =10=10 : on garde la réduction, on multiplie l'oxydation par 5, on additionne puis on divise tout par 2 :

    IOX3X−+5 IX−+6 HX+→3 IX2+3 HX2O\ce{IO3^- + 5 I^- + 6 H+ -> 3 I2 + 3 H2O}

    (charge : gauche −1−5+6=0-1-5+6=0, droite 00).

Difficile15 exercices
Exercice 1dichromate et acide nitreux

Équilibre en milieu acide (avec des HX+\ce{H+}) la réaction non pondérée

CrX2OX7X2−+HNOX2+HX+→CrX3++NOX3X−+HX2O\ce{Cr2O7^{2-} + HNO2 + H+ -> Cr^{3+} + NO3^- + H2O}

(l'azote de HNOX2\ce{HNO2} passe de +III+\mathrm{III} à +V+\mathrm{V}). Combien d'électrons sont échangés au total ?

Réduction : CrX2OX7X2−+14 HX++6 eX−⇌2 CrX3++7 HX2O\ce{Cr2O7^{2-} + 14 H+ + 6 e^- <=> 2 Cr^{3+} + 7 H2O} (2×3=62\times 3=6 électrons). Oxydation : HNOX2+HX2O⇌NOX3X−+3 HX++2 eX−\ce{HNO2 + H2O <=> NO3^- + 3 H+ + 2 e^-} (n=5−3=2n=5-3=2). On multiplie l'oxydation par 3 (PPCM =6=6), on additionne et l'on simplifie HX+\ce{H+} (14−914-9) et HX2O\ce{H2O} (7−37-3) :

CrX2OX7X2−+3 HNOX2+5 HX+→2 CrX3++3 NOX3X−+4 HX2O\ce{Cr2O7^{2-} + 3 HNO2 + 5 H+ -> 2 Cr^{3+} + 3 NO3^- + 4 H2O}

Contrôle : O:7+6=13=4+9\ce{O}:7+6=13=4+9 ; charge : −2+5=+3=2(+3)−3-2+5=+3=2(+3)-3 . Il s'échange 6 électrons.

Exercice 2la réaction aluminothermique

La thermite fait réagir l'aluminium sur l'oxyde de fer(III) : Al+FeX2OX3→AlX2OX3+Fe\ce{Al + Fe2O3 -> Al2O3 + Fe}.

  1. a)

    Pondère l'équation.

    2 Al+FeX2OX3→AlX2OX3+2 Fe\ce{2 Al + Fe2O3 -> Al2O3 + 2 Fe}.

  2. b)

    Combien d'électrons chaque atome d'aluminium cède-t-il ?

    L'aluminium passe de 00 à +III+\mathrm{III} : il cède 3 électrons par atome (au total 2×3=62\times 3=6 électrons, captés par les 2 FeX3+\ce{Fe^{3+}}).

  3. c)

    Parmi ces affirmations, laquelle est incorrecte ?

    • L'aluminium est le réducteur.
    • Il se transfère 3 électrons par atome d'aluminium.
    • La somme des coefficients stœchiométriques vaut 4.
    • Le nombre d'oxydation du fer dans FeX2OX3\ce{Fe2O3} vaut +III+\mathrm{III}.

    Coefficients 2,1,1,22,1,1,2 : leur somme vaut 6\mathbf{6}. L'affirmation (C) (« vaut 4 ») est donc incorrecte. (A, B et D sont exactes.)

Exercice 3oxydation en milieu basique

En milieu basique, l'ion permanganate oxyde l'ion sulfite. Équilibre en milieu basique (avec OHX−\ce{OH^-} et HX2O\ce{H2O}) :

MnOX4X−+SOX3X2−→MnOX2+SOX4X2−\ce{MnO4^- + SO3^{2-} -> MnO2 + SO4^{2-}}

(Mn : +VII→+IV+\mathrm{VII}\to+\mathrm{IV} ; S : +IV→+VI+\mathrm{IV}\to+\mathrm{VI}).

Demi-équations en milieu basique :

MnOX4X−+2 HX2O+3 eX−⇌MnOX2+4 OHX−SOX3X2−+2 OHX−⇌SOX4X2−+HX2O+2 eX−\ce{MnO4^- + 2 H2O + 3 e^- <=> MnO2 + 4 OH^-}\qquad \ce{SO3^{2-} + 2 OH^- <=> SO4^{2-} + H2O + 2 e^-}

PPCM des électrons =6=6 : on multiplie la première par 2, la seconde par 3, on additionne et l'on simplifie HX2O\ce{H2O} et OHX−\ce{OH^-} communs :

2 MnOX4X−+3 SOX3X2−+HX2O→2 MnOX2+3 SOX4X2−+2 OHX−\ce{2 MnO4^- + 3 SO3^{2-} + H2O -> 2 MnO2 + 3 SO4^{2-} + 2 OH^-}

Contrôle : O:8+9+1=18=4+12+2\ce{O}:8+9+1=18=4+12+2 ; charge : −2−6=−8=−6−2-2-6=-8=-6-2 .

Exercice 4permanganate et iodure

En milieu acide, le permanganate oxyde l'iodure en diiode :

MnOX4X−+IX−+HX+→MnX2++IX2+HX2O.\ce{MnO4^- + I^- + H+ -> Mn^{2+} + I2 + H2O}.
  1. a)

    Écris l'équation pondérée.

    Réduction : MnOX4X−+8 HX++5 eX−⇌MnX2++4 HX2O\ce{MnO4^- + 8 H+ + 5 e^- <=> Mn^{2+} + 4 H2O}. Oxydation : 2 IX−⇌IX2+2 eX−\ce{2 I^- <=> I2 + 2 e^-}. PPCM =10=10 : on multiplie la réduction par 2 et l'oxydation par 5.

    2 MnOX4X−+10 IX−+16 HX+→2 MnX2++5 IX2+8 HX2O\ce{2 MnO4^- + 10 I^- + 16 H+ -> 2 Mn^{2+} + 5 I2 + 8 H2O}

    (charge : −2−10+16=+4=2×(+2)-2-10+16=+4=2\times(+2) ).

  2. b)

    Combien d'électrons sont échangés au total ?

    Il s'échange 10 électrons au total.

Exercice 5le cuivre dans l'acide nitrique : dilué ou concentré

Selon sa concentration, l'acide nitrique oxyde le cuivre en donnant deux gaz différents. Équilibre en milieu acide chacune des deux réactions.

  1. a)

    Acide dilué (gaz NO\ce{NO}) : Cu+NOX3X−+HX+→CuX2++NO+HX2O\ce{Cu + NO3^- + H+ -> Cu^{2+} + NO + H2O}.

    Le cuivre s'oxyde (Cu⇌CuX2++2 eX−\ce{Cu <=> Cu^{2+} + 2 e^-}) dans les deux cas ; seule change la réduction de l'azote.

    NOX3X−\ce{NO3^-}→\toNO\ce{NO} : n=5−2=3n=5-2=3. PPCM(2,3)=6(2,3)=6 :

    3 Cu+2 NOX3X−+8 HX+→3 CuX2++2 NO+4 HX2O\ce{3 Cu + 2 NO3^- + 8 H+ -> 3 Cu^{2+} + 2 NO + 4 H2O}
  2. b)

    Acide concentré (gaz NOX2\ce{NO2}) : Cu+NOX3X−+HX+→CuX2++NOX2+HX2O\ce{Cu + NO3^- + H+ -> Cu^{2+} + NO2 + H2O}.

    NOX3X−\ce{NO3^-}→\toNOX2\ce{NO2} : n=5−4=1n=5-4=1. PPCM(2,1)=2(2,1)=2 :

    Cu+2 NOX3X−+4 HX+→CuX2++2 NOX2+2 HX2O\ce{Cu + 2 NO3^- + 4 H+ -> Cu^{2+} + 2 NO2 + 2 H2O}
Exercice 6dismutation du chlore : la fabrication de l'eau de Javel

Le dichlore réagit sur la soude froide en une dismutation : le chlore (00) est à la fois oxydé (en ClOX−\ce{ClO^-}, +I+\mathrm{I}) et réduit (en ClX−\ce{Cl^-}, −I-\mathrm{I}).

  1. a)

    Écris la demi-équation de réduction et la demi-équation d'oxydation (milieu basique).

    Réduction : ClX2+2 eX−⇌2 ClX−\ce{Cl2 + 2 e^- <=> 2 Cl^-}. Oxydation (milieu basique) : ClX2+4 OHX−⇌2 ClOX−+2 HX2O+2 eX−\ce{Cl2 + 4 OH^- <=> 2 ClO^- + 2 H2O + 2 e^-}.

  2. b)

    Déduis-en l'équation globale.

    Les deux échangent 2 électrons : on additionne, puis on divise tout par 2 :

    ClX2+2 OHX−→ClX−+ClOX−+HX2O\ce{Cl2 + 2 OH^- -> Cl^- + ClO^- + H2O}

    (charge : −2=−1−1-2=-1-1 ; O : 2=1+12=1+1 ; H : 2=22=2).

Exercice 7trois dismutations à équilibrer

Une dismutation met en jeu un seul élément qui joue les deux rôles. Équilibre chaque équation.

  1. a)

    l'ion cuivre(I) en solution : CuX+→Cu+CuX2+\ce{Cu+ -> Cu + Cu^{2+}} ;

    Réduction CuX++eX−⇌Cu\ce{Cu+ + e^- <=> Cu} et oxydation CuX+⇌CuX2++eX−\ce{Cu+ <=> Cu^{2+} + e^-} (1 électron chacune) :

    2 CuX+→Cu+CuX2+\ce{2 Cu+ -> Cu + Cu^{2+}}
  2. b)

    l'eau oxygénée qui se décompose : HX2OX2→HX2O+OX2\ce{H2O2 -> H2O + O2} ;

    Réduction HX2OX2+2 HX++2 eX−⇌2 HX2O\ce{H2O2 + 2 H+ + 2 e^- <=> 2 H2O} et oxydation HX2OX2⇌OX2+2 HX++2 eX−\ce{H2O2 <=> O2 + 2 H+ + 2 e^-} :

    2 HX2OX2→2 HX2O+OX2\ce{2 H2O2 -> 2 H2O + O2}
  3. c)

    l'ion manganate en milieu acide : MnOX4X2−+HX+→MnOX4X−+MnOX2+HX2O\ce{MnO4^{2-} + H+ -> MnO4^- + MnO2 + H2O} (Mn : +VI→+VII+\mathrm{VI}\to+\mathrm{VII} et +IV+\mathrm{IV}).

    Oxydation MnOX4X2−⇌MnOX4X−+eX−\ce{MnO4^{2-} <=> MnO4^- + e^-} (×2\times2) et réduction MnOX4X2−+4 HX++2 eX−⇌MnOX2+2 HX2O\ce{MnO4^{2-} + 4 H+ + 2 e^- <=> MnO2 + 2 H2O} :

    3 MnOX4X2−+4 HX+→2 MnOX4X−+MnOX2+2 HX2O\ce{3 MnO4^{2-} + 4 H+ -> 2 MnO4^- + MnO2 + 2 H2O}
Exercice 8permanganate et acide oxalique

En milieu acide, le permanganate oxyde l'acide oxalique HX2CX2OX4\ce{H2C2O4} (le carbone passe de +III+\mathrm{III} à +IV+\mathrm{IV} dans COX2\ce{CO2}) :

MnOX4X−+HX2CX2OX4+HX+→MnX2++COX2+HX2O.\ce{MnO4^- + H2C2O4 + H+ -> Mn^{2+} + CO2 + H2O}.
  1. a)

    Écris les deux demi-équations.

    Réduction : MnOX4X−+8 HX++5 eX−⇌MnX2++4 HX2O\ce{MnO4^- + 8 H+ + 5 e^- <=> Mn^{2+} + 4 H2O} (n=5n=5). Oxydation : HX2CX2OX4⇌2 COX2+2 HX++2 eX−\ce{H2C2O4 <=> 2 CO2 + 2 H+ + 2 e^-} (n=2n=2, les deux carbones).

  2. b)

    Donne l'équation globale.

    PPCM =10=10 : ×2\times2 la réduction, ×5\times5 l'oxydation, puis on simplifie 10 HX+\ce{H+} :

    2 MnOX4X−+5 HX2CX2OX4+6 HX+→2 MnX2++10 COX2+8 HX2O\ce{2 MnO4^- + 5 H2C2O4 + 6 H+ -> 2 Mn^{2+} + 10 CO2 + 8 H2O}
  3. c)

    Combien d'électrons sont échangés au total ?

    Il s'échange 10 électrons au total.

Exercice 9du chrome(III) au chromate en milieu basique

En milieu basique, l'hypochlorite oxyde l'hydroxyde de chrome(III) en chromate :

Cr(OH)X3+ClOX−→CrOX4X2−+ClX−\ce{Cr(OH)3 + ClO^- -> CrO4^{2-} + Cl^-}

(Cr : +III→+VI+\mathrm{III}\to+\mathrm{VI} ; Cl : +I→−I+\mathrm{I}\to-\mathrm{I}).

  1. a)

    Écris les deux demi-équations en milieu basique.

    Oxydation (n=3n=3) : Cr(OH)X3+5 OHX−⇌CrOX4X2−+4 HX2O+3 eX−\ce{Cr(OH)3 + 5 OH^- <=> CrO4^{2-} + 4 H2O + 3 e^-}. Réduction (n=2n=2) : ClOX−+HX2O+2 eX−⇌ClX−+2 OHX−\ce{ClO^- + H2O + 2 e^- <=> Cl^- + 2 OH^-}.

  2. b)

    Donne l'équation globale et vérifie la conservation de la charge.

    PPCM =6=6 : ×2\times2 l'oxydation, ×3\times3 la réduction ; après simplification des OHX−\ce{OH^-} et HX2O\ce{H2O} communs :

    2 Cr(OH)X3+3 ClOX−+4 OHX−→2 CrOX4X2−+3 ClX−+5 HX2O\ce{2 Cr(OH)3 + 3 ClO^- + 4 OH^- -> 2 CrO4^{2-} + 3 Cl^- + 5 H2O}

    (charge : gauche −3−4=−7-3-4=-7, droite 2×(−2)−3=−72\times(-2)-3=-7).

Exercice 10le nitrate réduit jusqu'à l'ammonium

Le zinc en poudre réduit l'ion nitrate jusqu'à l'ion ammonium en milieu acide :

Zn+NOX3X−+HX+→ZnX2++NHX4X++HX2O.\ce{Zn + NO3^- + H+ -> Zn^{2+} + NH4+ + H2O}.
  1. a)

    Détermine le nombre d'oxydation de l'azote dans NOX3X−\ce{NO3^-} et dans NHX4X+\ce{NH4+}, puis le nombre d'électrons échangés par atome d'azote.

    Dans NOX3X−\ce{NO3^-}, n.o.(N)=+V\mathrm{n.o.}(\mathrm{N})=+\mathrm{V} ; dans NHX4X+\ce{NH4+}, −III-\mathrm{III}. Soit n=5−(−3)=8n=5-(-3)=\mathbf{8} électrons par azote.

  2. b)

    Écris les deux demi-équations.

    Réduction : NOX3X−+10 HX++8 eX−⇌NHX4X++3 HX2O\ce{NO3^- + 10 H+ + 8 e^- <=> NH4+ + 3 H2O}. Oxydation : Zn⇌ZnX2++2 eX−\ce{Zn <=> Zn^{2+} + 2 e^-}.

  3. c)

    Donne l'équation globale.

    PPCM =8=8 : ×4\times4 l'oxydation, puis on additionne :

    4 Zn+NOX3X−+10 HX+→4 ZnX2++NHX4X++3 HX2O\ce{4 Zn + NO3^- + 10 H+ -> 4 Zn^{2+} + NH4+ + 3 H2O}
Exercice 11l'épreuve du bismuthate

Le bismuthate oxyde l'ion manganeux MnX2+\ce{Mn^{2+}} en permanganate (test analytique du manganèse), en milieu acide :

MnX2++BiOX3X−+HX+→MnOX4X−+BiX3++HX2O\ce{Mn^{2+} + BiO3^- + H+ -> MnO4^- + Bi^{3+} + H2O}

(Mn : +II→+VII+\mathrm{II}\to+\mathrm{VII} ; Bi : +V→+III+\mathrm{V}\to+\mathrm{III}).

  1. a)

    Quelle espèce est oxydée ? Quelle espèce est réduite ?

    MnX2+\ce{Mn^{2+}} est oxydé en MnOX4X−\ce{MnO4^-} (+II→+VII+\mathrm{II}\to+\mathrm{VII}) ; BiOX3X−\ce{BiO3^-} est réduit en BiX3+\ce{Bi^{3+}} (+V→+III+\mathrm{V}\to+\mathrm{III}).

  2. b)

    Écris les deux demi-équations, puis l'équation globale.

    Oxydation (n=5n=5) : MnX2++4 HX2O⇌MnOX4X−+8 HX++5 eX−\ce{Mn^{2+} + 4 H2O <=> MnO4^- + 8 H+ + 5 e^-}. Réduction (n=2n=2) : BiOX3X−+6 HX++2 eX−⇌BiX3++3 HX2O\ce{BiO3^- + 6 H+ + 2 e^- <=> Bi^{3+} + 3 H2O}. PPCM =10=10 : ×2\times2 et ×5\times5, on additionne et l'on simplifie HX+\ce{H+} et HX2O\ce{H2O} :

    2 MnX2++5 BiOX3X−+14 HX+→2 MnOX4X−+5 BiX3++7 HX2O\ce{2 Mn^{2+} + 5 BiO3^- + 14 H+ -> 2 MnO4^- + 5 Bi^{3+} + 7 H2O}
Exercice 12l'aluminium attaqué par la soude

Dans une solution concentrée de soude, l'aluminium se dissout en ion aluminate [Al(OH)X4]X−\ce{[Al(OH)4]^-} avec dégagement de dihydrogène :

Al+OHX−+HX2O→[Al(OH)X4]X−+HX2.\ce{Al + OH^- + H2O -> [Al(OH)4]^- + H2}.
  1. a)

    Écris la demi-équation d'oxydation de l'aluminium (milieu basique).

    Al+4 OHX−⇌[Al(OH)X4]X−+3 eX−\ce{Al + 4 OH^- <=> [Al(OH)4]^- + 3 e^-} (charge : −4=−1−3-4=-1-3).

  2. b)

    Écris la demi-équation de réduction de l'eau en HX2\ce{H2} (milieu basique).

    2 HX2O+2 eX−⇌HX2+2 OHX−\ce{2 H2O + 2 e^- <=> H2 + 2 OH^-}.

  3. c)

    Donne l'équation globale.

    PPCM =6=6 : ×2\times2 l'oxydation, ×3\times3 la réduction ; après simplification des OHX−\ce{OH^-} :

    2 Al+2 OHX−+6 HX2O→2 [Al(OH)X4]X−+3 HX2\ce{2 Al + 2 OH^- + 6 H2O -> 2 [Al(OH)4]^- + 3 H2}
Exercice 13du thiosulfate au sulfate par le chlore

Un excès de dichlore oxyde le thiosulfate jusqu'au sulfate (le soufre passe de +II+\mathrm{II} à +VI+\mathrm{VI}) :

SX2OX3X2−+ClX2+HX2O→SOX4X2−+ClX−+HX+.\ce{S2O3^{2-} + Cl2 + H2O -> SO4^{2-} + Cl^- + H+}.
  1. a)

    Combien d'électrons cède un ion SX2OX3X2−\ce{S2O3^{2-}} ?

    Chaque S passe de +II+\mathrm{II} à +VI+\mathrm{VI} (4 électrons) et il y a 2 S, donc 8 électrons par SX2OX3X2−\ce{S2O3^{2-}}.

  2. b)

    Écris les deux demi-équations, puis l'équation globale.

    Oxydation : SX2OX3X2−+5 HX2O⇌2 SOX4X2−+10 HX++8 eX−\ce{S2O3^{2-} + 5 H2O <=> 2 SO4^{2-} + 10 H+ + 8 e^-}. Réduction : ClX2+2 eX−⇌2 ClX−\ce{Cl2 + 2 e^- <=> 2 Cl^-} (×4\times4). Équation globale :

    SX2OX3X2−+4 ClX2+5 HX2O→2 SOX4X2−+8 ClX−+10 HX+\ce{S2O3^{2-} + 4 Cl2 + 5 H2O -> 2 SO4^{2-} + 8 Cl^- + 10 H+}
Exercice 14dichromate et étain(II)

On considère l'oxydation de l'étain(II) par le dichromate en milieu acide.

  1. a)

    Écris les deux demi-équations (couples CrX2OX7X2−\ce{Cr2O7^{2-}}/CrX3+\ce{Cr^{3+}} et SnX4+\ce{Sn^{4+}}/SnX2+\ce{Sn^{2+}}).

    CrX2OX7X2−+14 HX++6 eX−⇌2 CrX3++7 HX2O\ce{Cr2O7^{2-} + 14 H+ + 6 e^- <=> 2 Cr^{3+} + 7 H2O} et SnX2+⇌SnX4++2 eX−\ce{Sn^{2+} <=> Sn^{4+} + 2 e^-}.

  2. b)

    Donne l'équation globale.

    PPCM =6=6 : ×3\times3 la seconde, puis on additionne :

    CrX2OX7X2−+3 SnX2++14 HX+→2 CrX3++3 SnX4++7 HX2O\ce{Cr2O7^{2-} + 3 Sn^{2+} + 14 H+ -> 2 Cr^{3+} + 3 Sn^{4+} + 7 H2O}
  3. c)

    Parmi ces affirmations, laquelle est incorrecte ?

    • Le dichromate est l'oxydant.
    • Il s'échange 6 électrons au total.
    • L'étain(II) est oxydé en étain(IV).
    • La somme des coefficients stœchiométriques des réactifs vaut 17.

    Réactifs : 1+3+14=181+3+14=18. L'affirmation (D) (« vaut 17 ») est donc incorrecte (A, B et C sont exactes).

Exercice 15l'oxalate de fer(II) face au permanganate

L'oxalate de fer(II) FeCX2OX4\ce{FeC2O4} possède deux centres oxydables : le fer (+II→+III+\mathrm{II}\to+\mathrm{III}) et les deux carbones de l'oxalate (+III→+IV+\mathrm{III}\to+\mathrm{IV} dans COX2\ce{CO2}). Il est oxydé par le permanganate en milieu acide :

MnOX4X−+FeCX2OX4+HX+→MnX2++FeX3++COX2+HX2O.\ce{MnO4^- + FeC2O4 + H+ -> Mn^{2+} + Fe^{3+} + CO2 + H2O}.
  1. a)

    Montre qu'un ion-formule FeCX2OX4\ce{FeC2O4} cède au total 3 électrons.

    Le fer cède 1 électron (+II→+III+\mathrm{II}\to+\mathrm{III}) et les deux carbones en cèdent 2×1=22\times1=2 (+III→+IV+\mathrm{III}\to+\mathrm{IV}) : au total 3 électrons par FeCX2OX4\ce{FeC2O4}.

  2. b)

    Écris les deux demi-équations.

    Oxydation : FeCX2OX4⇌FeX3++2 COX2+3 eX−\ce{FeC2O4 <=> Fe^{3+} + 2 CO2 + 3 e^-}. Réduction : MnOX4X−+8 HX++5 eX−⇌MnX2++4 HX2O\ce{MnO4^- + 8 H+ + 5 e^- <=> Mn^{2+} + 4 H2O}.

  3. c)

    Donne l'équation globale.

    PPCM(3,5)=15(3,5)=15 : ×5\times5 l'oxydation, ×3\times3 la réduction :

    3 MnOX4X−+5 FeCX2OX4+24 HX+→3 MnX2++5 FeX3++10 COX2+12 HX2O\ce{3 MnO4^- + 5 FeC2O4 + 24 H+ -> 3 Mn^{2+} + 5 Fe^{3+} + 10 CO2 + 12 H2O}
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