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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 580 — #588
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Exercices
CHAPITRE 9 – OXYDORÉDUCTION
Données à 298 K :
Densité du méthanol liquide : d = 0, 80. Masse molaire du méthanol : M = 32 g·mol −1 .
Constante de FARADAY : F = 96 500 C·mol −1 .
Potentiels standard à 298 K : E ◦ (CO 2 (g)/CH 3 OH) = 0,02 V ; E ◦ (O 2 (g)/H 2 O) = 1,23 V.
9.12 Étude de la pile fer/iode (ENGEES) (###)
On se propose de mettre en évidence la notion de différence de potentiel dans une pile
fer/iode. à cet effet, on prépare deux solutions à 298 K :
• solution A : préparer dans une fiole jaugée de 100 mL, une solution aqueuse contenant 254 mg de diiode (1,00.10 −4 mol) et 9,96 g d’iodure de potassium (6,00.10 −2 mol).
Transvaser dans un bécher de 150 mL.
• solution B : préparer dans une fiole jaugée de 250 mL une solution aqueuse contenant
411,0 mg d’hexacyanoferrate(III) de potassium (1,25.10 −3 mol) et 264,0 mg d’hexacyanoferrate(II) de potassium (0,625.10 −3 mol). Ajouter une pointe de spatule d’hydrogénocarbonate de sodium pour assurer un pH voisin de 8. Transvaser dans un bécher de
400 mL.
Dans cet exercice on prendra à 298 K :
RT
F
ln(10) = 0,059 V.
1. Étude du système iode/iodure
On plonge une électrode de platine et une électrode de référence (calomel à solution saturée
en chlorure de potassium) de potentiel E ref = 0,245 V dans la solution A et on mesure la
différence de potentiel u A = E Pt,A − E ref = 211 mV si la dissolution du diode est complète.
En présence d’ions iodure I – , le diiode I 2 forme un complexe I –
3 selon la réaction :
I 2 + I
−
= I3β 1 =
[I
−
3 ]
[I 2 ][I − ]
= 790 à 298 K.
a. Calculer les concentrations des différentes espèces dans la solution A.
b. Écrire les demi-équations rédox pour les deux couples I 2 /I – et I –
3 /I – et les relations de
NERNST correspondantes. Quelle relation lie les potentiels standard des deux couples ?
c. En déduire le potentiel standard de chaque couple à 298 K (température de la pièce).
2. Étude du système [Fe(CN) 6 ]
3– /[Fe(CN) 6 ]
4–
On plonge une électrode de platine et une électrode de référence (calomel à solution saturée
en chlorure de potassium) dans la solution B et on mesure la différence de potentiel u B =
E Pt,B − E ref = 176 mV.
a. Écrire la demi-équation rédox du couple étudié et la relation de NERNST correspondante.
b. En déduire le potentiel standard du couple à 298 K.
3. Fonctionnement d’une pile électrochimique
On plonge à nouveau, dans chaque solution une électrode de platine et on relie les deux
béchers par un pont salin pour obtenir une pile dont on mesure la f.e.m. u C = 34 mV.
a. Cette mesure est-elle cohérente avec les précédentes ?
b. Réaliser un schéma de la pile.
c. Préciser, sur le schéma, la polarité des électrodes et le sens du courant.
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CHAPITRE 9 – OXYDORÉDUCTION
Données à 298 K :
Densité du méthanol liquide : d = 0, 80. Masse molaire du méthanol : M = 32 g·mol −1 .
Constante de FARADAY : F = 96 500 C·mol −1 .
Potentiels standard à 298 K : E ◦ (CO 2 (g)/CH 3 OH) = 0,02 V ; E ◦ (O 2 (g)/H 2 O) = 1,23 V.
9.12 Étude de la pile fer/iode (ENGEES) (###)
On se propose de mettre en évidence la notion de différence de potentiel dans une pile
fer/iode. à cet effet, on prépare deux solutions à 298 K :
• solution A : préparer dans une fiole jaugée de 100 mL, une solution aqueuse contenant 254 mg de diiode (1,00.10 −4 mol) et 9,96 g d’iodure de potassium (6,00.10 −2 mol).
Transvaser dans un bécher de 150 mL.
• solution B : préparer dans une fiole jaugée de 250 mL une solution aqueuse contenant
411,0 mg d’hexacyanoferrate(III) de potassium (1,25.10 −3 mol) et 264,0 mg d’hexacyanoferrate(II) de potassium (0,625.10 −3 mol). Ajouter une pointe de spatule d’hydrogénocarbonate de sodium pour assurer un pH voisin de 8. Transvaser dans un bécher de
400 mL.
Dans cet exercice on prendra à 298 K :
RT
F
ln(10) = 0,059 V.
1. Étude du système iode/iodure
On plonge une électrode de platine et une électrode de référence (calomel à solution saturée
en chlorure de potassium) de potentiel E ref = 0,245 V dans la solution A et on mesure la
différence de potentiel u A = E Pt,A − E ref = 211 mV si la dissolution du diode est complète.
En présence d’ions iodure I – , le diiode I 2 forme un complexe I –
3 selon la réaction :
I 2 + I
−
= I3β 1 =
[I
−
3 ]
[I 2 ][I − ]
= 790 à 298 K.
a. Calculer les concentrations des différentes espèces dans la solution A.
b. Écrire les demi-équations rédox pour les deux couples I 2 /I – et I –
3 /I – et les relations de
NERNST correspondantes. Quelle relation lie les potentiels standard des deux couples ?
c. En déduire le potentiel standard de chaque couple à 298 K (température de la pièce).
2. Étude du système [Fe(CN) 6 ]
3– /[Fe(CN) 6 ]
4–
On plonge une électrode de platine et une électrode de référence (calomel à solution saturée
en chlorure de potassium) dans la solution B et on mesure la différence de potentiel u B =
E Pt,B − E ref = 176 mV.
a. Écrire la demi-équation rédox du couple étudié et la relation de NERNST correspondante.
b. En déduire le potentiel standard du couple à 298 K.
3. Fonctionnement d’une pile électrochimique
On plonge à nouveau, dans chaque solution une électrode de platine et on relie les deux
béchers par un pont salin pour obtenir une pile dont on mesure la f.e.m. u C = 34 mV.
a. Cette mesure est-elle cohérente avec les précédentes ?
b. Réaliser un schéma de la pile.
c. Préciser, sur le schéma, la polarité des électrodes et le sens du courant.
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