Transcript Exercices Méthodes électrochimiques

Exercices Méthodes électrochimiques
Exercice 1 : Titrage des ions ferreux par les ions dichromate à pH = 0
Données :
Cr2O72-/Cr3+
Fe2+/Fe
1,33 V
3+
2+
-0,41 V
Cr /Cr
MnO4-/Mn2+
3+
2+
Fe /Fe
0,77 V
-0,44 V
1,51 V
Potentiel de l’électrode au calomel saturé ECS : 0,25 V.
K = 39
Cr = 52
O = 16 g.mol-1
A. Etude de la réaction de titrage
Le titrage est effectué à 25 °C et le pH est maintenu à 0.
1) Quels sont les couples redox qui interviennent lors de cette réaction d’oxydo-réduction, les
réactifs étant le dichromate de potassium et le sulfate ferreux ?
2) Ecrire les demi-réactions de chaque couple redox.
3) En déduire l’équation de la réaction du titrage redox.
4) Considérant qu’il s’agit d’un équilibre, calculer la constante d’équilibre. Interpréter ce résultat.
B. Titrage potentiométrique
On prend 10 cm3 d’une solution de chlorure de fer II de molarité 10-1 mol.L-1, en milieu sulfurique
et on ajoute 90 cm3 d’eau. On verse ensuite un volume v d’une solution de dichromate de potassium,
de molarité C, contenue dans une burette.
On mesure la FEM E entre une électrode de platine plongeant dans la solution et une électrode au
calomel saturé. On en déduit E’ le potentiel de l’électrode de platine.
1) Faire un schéma du montage et préciser la polarité des électrodes.
2) Soit v=10 cm3 le volume de la solution de dichromate de potassium nécessaire pour obtenir le
point d’équivalence. Calculer la molarité de la solution de dichromate de potassium.
3) Quelles sont les valeurs du potentiel E’ de l’électrode de platine pour :
v = 0, 3, 5, 7, 10, 15 et 20 cm3 ?
4) Tracer la courbe E’ = f(v).
C. Titrage en retour
On souhaite réaliser un dosage de la solution de dichromate de potassium sans suivre l’évolution
du potentiel E’, mais en utilisant le changement de couleur de la solution. Comme il est difficile
d’apprécier le terme de la réaction par dosage direct ions dichromate-ions fer II, les teintes marquant la
fin de réaction étant confuses, on effectue un dosage dit en retour : aux 10 cm3 de la solution de sulfate
de fer II, en milieu sulfurique, additionnée de 90 cm3 d’eau, on ajoute v1=4 cm3 de la solution de
dichromate de potassium de molarité C, puis on verse v2=12 cm3 d’une solution de permanganate de
potassium de molarité 10-2 mol.L-1, contenue dans la burette.
Ecrire la demi-réaction du couple redox MnO4-/Mn2+.
1) Ecrire les équations des réactions.
2) Déterminer la molarité C de la solution de dichromate de potassium.
Exercice 2 : Détermination du pH de l’acide phosphorique par potentiométrie.
Soit la pile symbolisée par :
ECS  HP  ESH
On mesure une tension de cellule U = -0,596 V.
Sachant que le potentiel de l’ECS vaut 0,244 V, quel est le pH de la solution d’acide phosphorique ?
Exercice 3 : Electrogravimétrie.
On utilise un courant de – 0,560 A pour déposer du cuivre à la cathode d’une cellule d’électrolyse et
former de l’oxygène à son anode. Calculer la masse en grammes de chaque produit formé en 15 min.
Exercice 4 :
Données :
Fe2+/Fe
Cu2+/Cu
-0,44 V
0,17 V
Par coulométrie on souhaite doser une solution de 100 mL de chlorure de fer par du cuivre.
Ecrire la réaction d’oxydo-réduction concernée. Pour la mener à son terme on a appliqué un courant de
0,3 A durant 20 minutes. En déduire la concentration de la solution de chlorure de fer de départ.
Exercice 5 : Titrage des ions Fe2+ par KMnO4.
Soient les couples :
Fe3+/Fe2+ : 0,77 V et MnO4-/Mn2+ : 1,51 V
On souhaite doser 100 mL d’une solution de FeCl2 de molarité 0,1 mol.L-1 avec une solution de
KMnO4 de concentration 0,04 mol.L-1.
Le titrage est effectué à 298 K et le pH est maintenu à 0.
1) Déterminer le volume ainsi que le potentiel à l’équivalence.
2) Calculer les potentiels pour les volumes suivants :
VKMnO4 = 0,05 ; 2,0 ; 10 ; 20 ; 25 ; 40 ; 45 ; 60 ; 70 ; 100 mL
3) Tracer la courbe de titrage
Exercice 6 : Titrage en retour.
On souhaite procéder au dosage d’une solution de dichromate de potassium K2Cr2O7 en utilisant la
méthode du dosage en retour.
Lors d’une première étape, il s’agit de faire réagir une partie du cuivre contenu dans une solution de
100 mL et de concentration 0,2 mol.L-1 avec un volume de 10 mL de la solution de K2Cr2O7 de
concentration inconnue.
Le cuivre restant est ensuite dosé jusqu’à l’équivalence par une solution de permanganate de
potassium KMnO4 de concentration 0,34 mol.L-1. A l’équivalence on note Veq = 20 mL.
En déduire la concentration de la solution de dichromate de potassium.
Couples mis en jeu :
Cu2+/Cu : + 0,34 V ; Cr2O72-/Cr3+ : 1,33 V ; MnO4-/Mn2+ : 1,51 V
Exercice 7 : Coulométrie.
On dose par coulométrie une solution de 100 mL de chlorure de zinc par de l’argent.
Voici les couples et les potentiels mis en jeu :
Ag+/Ag : +0,799 V
Zn2+/Zn : -0,763 V
MZn : 65,39 g.mol-1
1) Ecrire la réaction mise en jeu.
2) On mesure en fonction du temps l’évolution de l’intensité.
t
/mn
i/A
1
2
3
4
5
6
7
8
9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19
0,5 0,45 0,4 0,35 0,33 0,3 0,26 0,23 0,19 0,13 0,1 0,08 0,07 0,05 0,04 0,04 0,03 0,02 0,02
Tracer la courbe correspondante. En déduire la concentration en ions Zn2+.
Exercice 8 : Potentiométrie.
On souhaite doser une solution de 100 mL contenant des ions Chlorure. Le couple mis en jeu est
Cl2/Cl- : + 1,36 V. On considère que la réaction se fait à pression atmosphérique.
On dispose pour cette mesure d’une électrode indicatrice en platine et d’une électrodede référence au
calomel (E°=+0,25 V).
On mesure un potentiel de 1,13 V ; quelle est la concentration en ions Cl- ?