Corrections 799
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Interro de cours
1. La structure électronique de l’iode à l’état fondamental est [Kr]4d
10 5s
2 5p
5 . L’iode peut donc perdre au
maximum ses 7 électrons de valence. Réponse (a).
2. Il manque un électron pour saturer la couche de valence de l’iode. Réponse (c).
3. On précise que n.o.(O) = −II et n.o.(H) = +I.
— n.o.(I) dans I
– = −I.
— si x = n.o.(I) dans IO
– alors x + (−II) = −I d’où x = +I.
— si y = n.o.(I) dans IOH alors y + (−II) + (+I) = 0 d’où y = +I.
— si w = n.o.(I) dans IO
–
3 alors w + 2(−II) = −I d’où w = +V.
— si z = n.o.(I) dans H 5 IO 6 alors 5(+I) + z + 6(−II) = 0 d’où z = +VII.
Un couple oxydant/réducteur est un couple n.o.(I) élevé/n.o.(I) bas. Réponse (b).
4. La demi-équation doit être équilibrée en charges et en éléments I, O, H. Réponse (b).
5. La formule de Nernst impose la présence de l’activité de l’oxydant au numérateur et les coefficients
stœchiométriques en exposant. Par ailleurs [H
+ ] = [H 3 O
+ ]. Réponse (a).
6. Pour déterminer le sens d’évolution du système, il faut normalement comparer les potentiels des deux
couples redox présents initialement. Cependant, en l’absence de potentiels, on se contente de comparer
les potentiels standard. La réaction a donc lieu entre l’oxydant le plus fort (plus fort potentiel standard)
et le réducteur le plus fort (plus faible potentiel standard), soit entre I 2 et S 2 O
2–
3 suivant une réaction
de grande constante d’équilibre (étant donné l’écart important entre les potentiels standard). Réponses
(a) et (c).
7. Lors d’une réaction d’oxydo-réduction, l’oxydant oxyde le réducteur tandis que le réducteur réduit
l’oxydant. L’oxydation correspond à une perte d’électron(s) entraînant une augmentation du défaut
d’électrons (et donc du n.o.). Réponse (b).
Exercice 30.1
1. Pour calculer le nombre d’oxydation du manganèse, on attribue le degré +II à l’oxygène et la somme
des nombres d’oxydation est égale à la charge de l’espèce. Dans un couple, l’oxydant a le nombre
d’oxydation le plus élevé. On le place à gauche dans le tableau ci-dessous.
2. Pour écrire la demi-réaction d’oxydo-réduction dans le sens de la réduction, on ajoute à l’oxydant un
nombre d’électrons égal à la différence des nombres d’oxydation, puis on complète avec H 2 O s’il manque
de l’oxygène, et enfin on ajoute H
+ .
Mn
2+ (+II)
Mn (0)
MnO
–
4 (+VII) MnO
2–
4 (+VI)
MnO
–
4 (+VII) MnO 2 (+IV)
MnO
–
4 (+VII)
Mn
2+ (+II)
MnO
2–
4 (+VI) MnO
3–
4 (+V)
MnO 2 (+IV)
Mn
2+ (+II)
Mn
2+ + 2 e
– = Mn(s)
MnO
–
4 + e
– = MnO
2–
4
MnO
–
4 + 3 e
– + 4 H
+ = MnO 2 (s) + 2 H 2 O
MnO
–
4 + 5 e
– + 8 H
+ = Mn
2+ + 4 H 2 O
MnO
2–
4 + e
– = MnO
3–
4
MnO 2 (s) + 2 e
– + 4 H
+ = Mn
2+ + 2 H 2 O
© Dunod. Toute reproduction non autorisée est un délit.
partagelivrescpge.blogspot.com
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5 . L’iode peut donc perdre au
maximum ses 7 électrons de valence. Réponse (a).
2. Il manque un électron pour saturer la couche de valence de l’iode. Réponse (c).
3. On précise que n.o.(O) = −II et n.o.(H) = +I.
— n.o.(I) dans I
– = −I.
— si x = n.o.(I) dans IO
– alors x + (−II) = −I d’où x = +I.
— si y = n.o.(I) dans IOH alors y + (−II) + (+I) = 0 d’où y = +I.
— si w = n.o.(I) dans IO
–
3 alors w + 2(−II) = −I d’où w = +V.
— si z = n.o.(I) dans H 5 IO 6 alors 5(+I) + z + 6(−II) = 0 d’où z = +VII.
Un couple oxydant/réducteur est un couple n.o.(I) élevé/n.o.(I) bas. Réponse (b).
4. La demi-équation doit être équilibrée en charges et en éléments I, O, H. Réponse (b).
5. La formule de Nernst impose la présence de l’activité de l’oxydant au numérateur et les coefficients
stœchiométriques en exposant. Par ailleurs [H
+ ] = [H 3 O
+ ]. Réponse (a).
6. Pour déterminer le sens d’évolution du système, il faut normalement comparer les potentiels des deux
couples redox présents initialement. Cependant, en l’absence de potentiels, on se contente de comparer
les potentiels standard. La réaction a donc lieu entre l’oxydant le plus fort (plus fort potentiel standard)
et le réducteur le plus fort (plus faible potentiel standard), soit entre I 2 et S 2 O
2–
3 suivant une réaction
de grande constante d’équilibre (étant donné l’écart important entre les potentiels standard). Réponses
(a) et (c).
7. Lors d’une réaction d’oxydo-réduction, l’oxydant oxyde le réducteur tandis que le réducteur réduit
l’oxydant. L’oxydation correspond à une perte d’électron(s) entraînant une augmentation du défaut
d’électrons (et donc du n.o.). Réponse (b).
Exercice 30.1
1. Pour calculer le nombre d’oxydation du manganèse, on attribue le degré +II à l’oxygène et la somme
des nombres d’oxydation est égale à la charge de l’espèce. Dans un couple, l’oxydant a le nombre
d’oxydation le plus élevé. On le place à gauche dans le tableau ci-dessous.
2. Pour écrire la demi-réaction d’oxydo-réduction dans le sens de la réduction, on ajoute à l’oxydant un
nombre d’électrons égal à la différence des nombres d’oxydation, puis on complète avec H 2 O s’il manque
de l’oxygène, et enfin on ajoute H
+ .
Mn
2+ (+II)
Mn (0)
MnO
–
4 (+VII) MnO
2–
4 (+VI)
MnO
–
4 (+VII) MnO 2 (+IV)
MnO
–
4 (+VII)
Mn
2+ (+II)
MnO
2–
4 (+VI) MnO
3–
4 (+V)
MnO 2 (+IV)
Mn
2+ (+II)
Mn
2+ + 2 e
– = Mn(s)
MnO
–
4 + e
– = MnO
2–
4
MnO
–
4 + 3 e
– + 4 H
+ = MnO 2 (s) + 2 H 2 O
MnO
–
4 + 5 e
– + 8 H
+ = Mn
2+ + 4 H 2 O
MnO
2–
4 + e
– = MnO
3–
4
MnO 2 (s) + 2 e
– + 4 H
+ = Mn
2+ + 2 H 2 O
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