Du mal à démarrer ?
231
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit
9.1 Revoir l’attribution des n. o.
9.2 Toujours commencer par l’écriture des demi-équations.
9.3 Idem.
9.4 Équilibrer de la façon habituelle, puis rechercher avec les n. o. les éléments oxydés et réduits
pour mettre en évidence le transfert d’électrons.
9.5 Faire le rapprochement entre la définition du n. o. et la configuration électronique.
9.6 Formuler la demi-équation de réduction de SeO 2 avec m électrons captés ; m est l’inconnue à
déterminer.
9.7 Écrire l’oxydation de l’acide oxalique par O 2 , puis raisonner avec la stœchiométrie de la réaction.
9.8 b) La constante d’équilibre est donnée par la formule 9.7.
9.9 Cet exercice nécessite une bonne assimilation des phénomènes, acido-basiques, redox, de
précipitation et de complexation.
9.10 Utiliser la loi de Nernst puis élaborer un schéma analogue à celui de la figure 9.1.
9.11 Formule de Nernst, puis se reporter si nécessaire à l’exercice 8.2.
9.12 Formule de Nernst, puis revoir le cours sur les piles.
9.13 Se rappeler la relation entre fem standard et potentiels standards des couples en jeu.
9.14 Revoir la différence entre piles et électrolyses.
9.1* Nombres d’oxydation et demi-équations redox
Remarque préliminaire.
Pour tous les composés, l’hydrogène est H(+I) et l’oxygène O(–II). Les tableaux ci-dessous ne
comportent donc que les éléments autres que H et O, avec leur n. o.
Méthode pour rechercher la demi-équation d’un couple redox.
z Écrire a priori la forme Ox à gauche et la forme Red à droite.
z Calculer la différence entre les nombres d’oxydation de l’élément sous sa forme Ox et sous sa
forme Red ; cela représente le nombre d’e
– captés par atome de cet élément, à placer à gauche
en multipliant, si nécessaire, par le nombre d’atomes de l’élément concerné.
DU MAL À DÉMARRER ?
Corrigés des exercices
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9.1 Revoir l’attribution des n. o.
9.2 Toujours commencer par l’écriture des demi-équations.
9.3 Idem.
9.4 Équilibrer de la façon habituelle, puis rechercher avec les n. o. les éléments oxydés et réduits
pour mettre en évidence le transfert d’électrons.
9.5 Faire le rapprochement entre la définition du n. o. et la configuration électronique.
9.6 Formuler la demi-équation de réduction de SeO 2 avec m électrons captés ; m est l’inconnue à
déterminer.
9.7 Écrire l’oxydation de l’acide oxalique par O 2 , puis raisonner avec la stœchiométrie de la réaction.
9.8 b) La constante d’équilibre est donnée par la formule 9.7.
9.9 Cet exercice nécessite une bonne assimilation des phénomènes, acido-basiques, redox, de
précipitation et de complexation.
9.10 Utiliser la loi de Nernst puis élaborer un schéma analogue à celui de la figure 9.1.
9.11 Formule de Nernst, puis se reporter si nécessaire à l’exercice 8.2.
9.12 Formule de Nernst, puis revoir le cours sur les piles.
9.13 Se rappeler la relation entre fem standard et potentiels standards des couples en jeu.
9.14 Revoir la différence entre piles et électrolyses.
9.1* Nombres d’oxydation et demi-équations redox
Remarque préliminaire.
Pour tous les composés, l’hydrogène est H(+I) et l’oxygène O(–II). Les tableaux ci-dessous ne
comportent donc que les éléments autres que H et O, avec leur n. o.
Méthode pour rechercher la demi-équation d’un couple redox.
z Écrire a priori la forme Ox à gauche et la forme Red à droite.
z Calculer la différence entre les nombres d’oxydation de l’élément sous sa forme Ox et sous sa
forme Red ; cela représente le nombre d’e
– captés par atome de cet élément, à placer à gauche
en multipliant, si nécessaire, par le nombre d’atomes de l’élément concerné.
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