Exercices: Nombres d'oxydation et méthode des demi-équations

Le concept de nombre d'oxydation présente des cas particuliers dans certains composés binaires comme les peroxydes et les hydrures métalliques. À partir des règles générales d'attribution :

1. a) Déterminer le nombre d'oxydation de l'oxygène dans le peroxyde de baryum, $\mathrm{BaO_2}$, et dans le difluorure d'oxygène, $\mathrm{OF_2}$.
2. b) Déterminer le nombre d'oxydation de l'hydrogène dans l'hydrure de calcium, $\mathrm{CaH_2}$, et dans l'eau, $\mathrm{H_2O}$. Justifier brièvement chaque valeur en fonction des électronégativités relatives des éléments combinés.

Lorsqu'on introduit une lame de zinc métallique dans une solution aqueuse d'acide chlorhydrique, on observe un vif dégagement de dihydrogène gazeux selon la transformation suivante :

$$\mathrm{Zn(s) + 2\,HCl(aq) \rightarrow ZnCl_2(aq) + H_2(g)}$$

1. a) Calculer le nombre d'oxydation de tous les atomes dans les réactifs et les produits.
2. b) Identifier l'espèce qui est oxydée, celle qui est réduite, l'oxydant et le réducteur, en justifiant la réponse en termes de transfert d'électrons.

En milieu aqueux acide, l'ion nitrate peut se transformer en monoxyde d'azote, tandis que l'ion étain(II) peut passer à l'étain(IV).

1. a) Écrire et équilibrer la demi-équation de réduction de l'ion nitrate, $\mathrm{NO_3^-(aq)}$, en monoxyde d'azote, $\mathrm{NO(g)}$, en milieu acide, en indiquant le nombre d'électrons transférés.
2. b) Écrire la demi-équation d'oxydation du cation $\mathrm{Sn^{2+}(aq)}$ en $\mathrm{Sn^{4+}(aq)}$ et vérifier pour les deux demi-équations la conservation simultanée de la masse et de la charge électrique.

Le schéma suivant illustre le flux d'électrons qui se produit spontanément lorsque deux demi-piles redox interagissent par l'intermédiaire d'un circuit conducteur. Observer la disposition des espèces chimiques et le sens de circulation des électrons :

1. a) Écrire les demi-équations équilibrées d'oxydation et de réduction, en déduisant la valeur numérique qui doit remplacer le point d'interrogation pour la quantité d'électrons transférés, et écrire l'équation ionique globale.
2. b) Attribuer, en justifiant, le rôle d'oxydant et de réducteur à partir des variations des nombres d'oxydation.

Le dichlore gazeux, $\mathrm{Cl_2(g)}$, barboté dans une solution aqueuse diluée et froide d'hydroxyde de sodium, subit une dismutation qui conduit à la formation d'ions chlorure, $\mathrm{Cl^-}$, et d'ions hypochlorite, $\mathrm{ClO^-}$.

1. a) Écrire et équilibrer par la méthode des demi-équations en milieu basique les demi-équations d'oxydation et de réduction indépendantes, en indiquant les réactifs et produits auxiliaires ($\mathrm{H_2O}$ et $\mathrm{OH^-}$) et les électrons échangés.
2. b) Déduire l'équation ionique globale équilibrée et justifier quantitativement la notion de dismutation à partir des états d'oxydation du chlore.

En solution basique, l'ion permanganate, $\mathrm{MnO_4^-}$, est capable d'oxyder l'ion sulfite, $\mathrm{SO_3^{2-}}$, en produisant du dioxyde de manganèse solide, $\mathrm{MnO_2(s)}$, et de l'ion sulfate, $\mathrm{SO_4^{2-}}$.

1. a) Écrire et équilibrer par la méthode des demi-équations en milieu basique les demi-équations d'oxydation et de réduction, en détaillant le bilan des atomes à l'aide de $\mathrm{H_2O}$ et $\mathrm{OH^-}$, ainsi que celui des charges à l'aide des électrons.
2. b) Obtenir l'équation ionique globale et vérifier explicitement que la charge totale des réactifs est égale à celle des produits.

En solution acide d'acide sulfurique, $\mathrm{H_2SO_4}$, le permanganate de potassium, $\mathrm{KMnO_4}$, oxyde quantitativement l'acide oxalique (éthanedioïque), $\mathrm{H_2C_2O_4}$, en produisant du dioxyde de carbone gazeux, $\mathrm{CO_2(g)}$, et du sulfate de manganèse(II), $\mathrm{MnSO_4(aq)}$.

1. a) Écrire et équilibrer par la méthode des demi-équations les demi-équations correspondantes et obtenir l'équation ionique et l'équation moléculaire complète équilibrées.
2. b) On prélève $25{,}0\,\text{mL}$ d'une solution aqueuse d'acide oxalique acidifiée avec $\mathrm{H_2SO_4}$. Pour atteindre le point final rose pâle persistant du permanganate lui-même lors du titrage redox, on utilise exactement $18{,}4\,\text{mL}$ d'une solution étalon de $\mathrm{KMnO_4}$ de concentration $0{,}0250\,\text{M}$. Calculer la concentration en quantité de matière de l'acide oxalique analysé.

En solution fortement alcaline d'hydroxyde de sodium, $\mathrm{NaOH}$, l'hydroxyde de chrome(III) solide, $\mathrm{Cr(OH)_3}$, est oxydé par l'ion hypochlorite, $\mathrm{ClO^-}$, et se transforme en ions chromate solubles, $\mathrm{CrO_4^{2-}}$, tandis que le chlore est réduit en ion chlorure, $\mathrm{Cl^-}$.

1. a) Équilibrer par la méthode des demi-équations en milieu basique l'équation ionique globale et écrire la réaction moléculaire complète en considérant des sels de sodium.
2. b) On part de $5{,}15\,\text{g}$ de $\mathrm{Cr(OH)_3}$ et d'un excès de solution de $\mathrm{NaClO}$ en présence de $\mathrm{NaOH}$. Calculer la masse, en grammes, de chromate de sodium, $\mathrm{Na_2CrO_4}$, obtenue si le rendement global du procédé est de $82{,}0\,\%$.

Données de masses atomiques : $\mathrm{H}=1{,}0\,\text{u}$ ; $\mathrm{O}=16{,}0\,\text{u}$ ; $\mathrm{Na}=23{,}0\,\text{u}$ ; $\mathrm{Cl}=35{,}5\,\text{u}$ ; $\mathrm{Cr}=52{,}0\,\text{u}$.

En solution acide d'acide sulfurique, le dichromate de potassium, $\mathrm{K_2Cr_2O_7}$, réagit avec le peroxyde d'hydrogène, $\mathrm{H_2O_2}$. Dans cette réaction, le chrome est réduit en cation chrome(III), $\mathrm{Cr^{3+}}$, tandis que le peroxyde se comporte comme un réducteur en dégageant du dioxygène gazeux, $\mathrm{O_2(g)}$.

1. a) Équilibrer par la méthode des demi-équations en milieu acide les demi-équations et obtenir l'équation ionique globale équilibrée.
2. b) On mélange $40{,}0\,\text{mL}$ d'une solution aqueuse de $\mathrm{K_2Cr_2O_7}$ $0{,}125\,\text{M}$ avec un excès de solution acidifiée de $\mathrm{H_2O_2}$. Calculer le volume de $\mathrm{O_2(g)}$, exprimé en litres, qui sera recueilli à une température de $295\,\text{K}$ et sous une pression de $1{,}02\cdot 10^5\,\text{Pa}$.

Donnée : $R = 8{,}314\,\text{J}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{K}^{-1} = 8{,}314\cdot 10^{-2}\,\text{bar}\cdot\text{L}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{K}^{-1}$ ; considérer $1\,\text{Pa} = 10^{-5}\,\text{bar}$. Considérer un gaz sec idéal et l'absence de décomposition secondaire du peroxyde.