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Questions and Answers
Parmi les 5 réactions suivantes, lesquelles sont des oxydations ?
Parmi les 5 réactions suivantes, lesquelles sont des oxydations ?
Parmi les 5 réactions suivantes, lesquelles sont des oxydations ?
Parmi les 5 réactions suivantes, lesquelles sont des oxydations ?
Parmi les 3 réactions rédox suivantes, lesquelles sont spontanées ?
Données :
E°(O2/H2O) = 1,23 V
E°(F2/F-
) = 2,87 V
E°(H2O/H2) = - 0,83 V
E°(Cu2+/Cu) = 0,337 V
E°(Cl2/Cl-
) = 1,36 V
A. F2 + 2 Cl- → 2 F- + Cl2
B. 2 Cu2+ + 2 H2O → O2 + 4H+ + 2 Cu
C. 2 F2 + 2 H2O → O2 + 4H+ + 4 F-
Parmi les 3 réactions rédox suivantes, lesquelles sont spontanées ? Données : E°(O2/H2O) = 1,23 V E°(F2/F- ) = 2,87 V E°(H2O/H2) = - 0,83 V E°(Cu2+/Cu) = 0,337 V E°(Cl2/Cl- ) = 1,36 V A. F2 + 2 Cl- → 2 F- + Cl2 B. 2 Cu2+ + 2 H2O → O2 + 4H+ + 2 Cu C. 2 F2 + 2 H2O → O2 + 4H+ + 4 F-
A/C
Soit une pile dont les 2 plaques métalliques sont constituées de magnésium pour
l’une, et d’aluminium pour l’autre. Chacune de ces plaques est plongée dans une
solution électrolyte contenant l’ion associé à la nature de la plaque. Cette pile est
une cellule galvanique.
Données :
E°(Al3+/Al) = - 1,66 V
E°(Mg2+/Mg) = - 2,37 V
Quelle est la notation de la pile ?
Soit une pile dont les 2 plaques métalliques sont constituées de magnésium pour l’une, et d’aluminium pour l’autre. Chacune de ces plaques est plongée dans une solution électrolyte contenant l’ion associé à la nature de la plaque. Cette pile est une cellule galvanique. Données : E°(Al3+/Al) = - 1,66 V E°(Mg2+/Mg) = - 2,37 V Quelle est la notation de la pile ?
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Soit une pile dont les 2 plaques métalliques sont constituées de magnésium pour
l’une, et d’aluminium pour l’autre. Chacune de ces plaques est plongée dans une
solution électrolyte contenant l’ion associé à la nature de la plaque. Cette pile est
une cellule galvanique.
Données :
E°(Al3+/Al) = - 1,66 V
E°(Mg2+/Mg) = - 2,37 V
Combien d’électrons sont échangés dans la réaction redox ?
Soit une pile dont les 2 plaques métalliques sont constituées de magnésium pour l’une, et d’aluminium pour l’autre. Chacune de ces plaques est plongée dans une solution électrolyte contenant l’ion associé à la nature de la plaque. Cette pile est une cellule galvanique. Données : E°(Al3+/Al) = - 1,66 V E°(Mg2+/Mg) = - 2,37 V Combien d’électrons sont échangés dans la réaction redox ?
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Soit une pile dont les 2 plaques métalliques sont constituées de magnésium pour
l’une, et d’aluminium pour l’autre. Chacune de ces plaques est plongée dans une
solution électrolyte contenant l’ion associé à la nature de la plaque. Cette pile est
une cellule galvanique.
Données :
E°(Al3+/Al) = - 1,66 V
E°(Mg2+/Mg) = - 2,37 V
Calculez, dans les conditions standards, le potentiel de pile.
Soit une pile dont les 2 plaques métalliques sont constituées de magnésium pour l’une, et d’aluminium pour l’autre. Chacune de ces plaques est plongée dans une solution électrolyte contenant l’ion associé à la nature de la plaque. Cette pile est une cellule galvanique. Données : E°(Al3+/Al) = - 1,66 V E°(Mg2+/Mg) = - 2,37 V Calculez, dans les conditions standards, le potentiel de pile.
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Soit une pile dont les 2 plaques métalliques sont constituées de magnésium pour
l’une, et d’aluminium pour l’autre. Chacune de ces plaques est plongée dans une
solution électrolyte contenant l’ion associé à la nature de la plaque. Cette pile est
une cellule galvanique.
Données :
E°(Al3+/Al) = - 1,66 V
E°(Mg2+/Mg) = - 2,37 V
Dans les conditions standards, la réaction est-elle totale ?
Soit une pile dont les 2 plaques métalliques sont constituées de magnésium pour l’une, et d’aluminium pour l’autre. Chacune de ces plaques est plongée dans une solution électrolyte contenant l’ion associé à la nature de la plaque. Cette pile est une cellule galvanique. Données : E°(Al3+/Al) = - 1,66 V E°(Mg2+/Mg) = - 2,37 V Dans les conditions standards, la réaction est-elle totale ?
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Soit la réaction de réduction de MnO4- en Mn2+ en milieu acide.
Donnée : E°MnO4-
/Mn2+ = 1,52 V
Combien d’électrons sont impliqués dans la réaction redox ?
Soit la réaction de réduction de MnO4- en Mn2+ en milieu acide. Donnée : E°MnO4- /Mn2+ = 1,52 V Combien d’électrons sont impliqués dans la réaction redox ?
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Soit la réaction de réduction de MnO4- en Mn2+ en milieu acide.
Donnée : E°MnO4-
/Mn2+ = 1,52 V
Le potentiel de réaction dépend-il du pH ?
Soit la réaction de réduction de MnO4- en Mn2+ en milieu acide. Donnée : E°MnO4- /Mn2+ = 1,52 V Le potentiel de réaction dépend-il du pH ?
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Soit la réaction d’oxydoréduction entre Fe3+ et Cu. Calculer le potentiel de la
réaction dans le cas où [Fe3+] = [Fe2+] = 0,40 M et [Cu2+] = 0,15 M.
Données :
E°Fe3+/Fe2+ = 0,771 V.
E°Cu2+/Cu = 0,337 V.
Soit la réaction d’oxydoréduction entre Fe3+ et Cu. Calculer le potentiel de la réaction dans le cas où [Fe3+] = [Fe2+] = 0,40 M et [Cu2+] = 0,15 M. Données : E°Fe3+/Fe2+ = 0,771 V. E°Cu2+/Cu = 0,337 V.
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Soit la réaction d’oxydoréduction entre Fe3+ et Cu. Au bout de 40 min, on
mesure les concentrations des électrolytes et on obtient les résultats suivants :
[Fe3+] = 0,50 M ; [Fe2+] = 0,80 M et [Cu2+] = 0,65 M.
Données :
E°Fe3+/Fe2+ = 0,771 V.
E°Cu2+/Cu = 0,337 V.
La réaction est-elle à l’équilibre ?
Soit la réaction d’oxydoréduction entre Fe3+ et Cu. Au bout de 40 min, on mesure les concentrations des électrolytes et on obtient les résultats suivants : [Fe3+] = 0,50 M ; [Fe2+] = 0,80 M et [Cu2+] = 0,65 M. Données : E°Fe3+/Fe2+ = 0,771 V. E°Cu2+/Cu = 0,337 V. La réaction est-elle à l’équilibre ?
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On souhaite maintenant faire réagir du Cu2+ avec du Fe2+ dans les conditions
standards.
Données :
E°Fe3+/Fe2+ = 0,771 V.
E°Cu2+/Cu = 0,337 V.
Comment sera la cellule ?
On souhaite maintenant faire réagir du Cu2+ avec du Fe2+ dans les conditions standards. Données : E°Fe3+/Fe2+ = 0,771 V. E°Cu2+/Cu = 0,337 V. Comment sera la cellule ?
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Dans les conditions standards, calculer le potentiel standard de la réaction
redox suivante :
2 Cu+ (aq) → Cu2+ (aq) + Cu (s)
Données : potentiel standard à 25°C de certains couples redox
H+ (aq) / H2 (g) : E° = 0,00 V
Cu2+ (aq) / Cu+ (aq) : E° = 0,15 V
Cu2+ (aq) / Cu (s) : E° = 0,34 V
Cu+ (aq) / Cu (s) : E° = 0,52 V
On prendra 1 F = 96 500 C/mol
Dans les conditions standards, calculer le potentiel standard de la réaction redox suivante : 2 Cu+ (aq) → Cu2+ (aq) + Cu (s) Données : potentiel standard à 25°C de certains couples redox H+ (aq) / H2 (g) : E° = 0,00 V Cu2+ (aq) / Cu+ (aq) : E° = 0,15 V Cu2+ (aq) / Cu (s) : E° = 0,34 V Cu+ (aq) / Cu (s) : E° = 0,52 V On prendra 1 F = 96 500 C/mol
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Soit la réaction d’oxydo-réduction des 2 couples suivants en milieu acide.
Données : E° (I2/I-
) = 0,62 V
E° (IO3-
/I2) = 1,19 V
Combien de molécules de diiode sont formées lors de la réaction ?
Soit la réaction d’oxydo-réduction des 2 couples suivants en milieu acide. Données : E° (I2/I- ) = 0,62 V E° (IO3- /I2) = 1,19 V Combien de molécules de diiode sont formées lors de la réaction ?
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Soit la réaction d’oxydo-réduction des 2 couples suivants en milieu acide.
Données : E° (I2/I-
) = 0,62 V
E° (IO3-
/I2) = 1,19 V
Calculer le no de l’iode dans l’ion iodure (I-
).
Soit la réaction d’oxydo-réduction des 2 couples suivants en milieu acide. Données : E° (I2/I- ) = 0,62 V E° (IO3- /I2) = 1,19 V Calculer le no de l’iode dans l’ion iodure (I- ).
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Soit la réaction d’oxydo-réduction des 2 couples suivants en milieu acide.
Données : E° (I2/I-
) = 0,62 V
E° (IO3-
/I2) = 1,19 V
Calculer le no de l’iode dans l’ion iodate (IO3-
).
Soit la réaction d’oxydo-réduction des 2 couples suivants en milieu acide. Données : E° (I2/I- ) = 0,62 V E° (IO3- /I2) = 1,19 V Calculer le no de l’iode dans l’ion iodate (IO3- ).
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