RédoxLycée Denis-de-Rougemont OS Chimie - Corrigé Rédox - 1 -
Oxydoréduction – corrigé des exercices
Table des matières
Oxydation et réduction, oxydants et réducteurs ...................................................................2
Comment équilibrer les équations des réactions rédox........................................................6
Couples rédox.....................................................................................................................10
Dosages …afficher plus de contenu…

FeCl2 est le réducteur.

MnO4
– est l'oxydant. H2C2O4 est le réducteur.
 L'équilibre du transfert des électrons conduit au multiple commun 5. Mais l'acide oxalique H2C2O4 contient 2 C, ce qui implique une multiplication du nombre d'électrons transférés par 2, donc un transfert de 5 . 2 = 10 électrons. Ceci oblige à multiplier les 5 CO2 par 2 donnant 10 CO2, ainsi que le MnO4
– et le Mn2+ par 2.
 Pour équilibrer le reste de l'équation, il faut tenir compte qu'il y a une charge de
+2 . 2 = +4 à droite, donc il faut obtenir la même charge à gauche de l'équation, à savoir (–1 . 2) + (+1 . 6) = +4. Cela implique 6 H3O+. Finalement, pour équilibrer les hydrogènes, il faut 14 H2O. Le nombre des oxygènes est de 34 des deux …afficher plus de contenu…

b) Les solutions d'ions I–, S2O3
2- et S4O6
2- sont incolores. Celles d'iode sont jaunes ou brunes suivant la concentration.
La coloration brune du iode disparaissant au contact des ions thiosulfate, on peut utiliser cette réaction pour doser le iode. Dès que l'on dépasse le point d'équivalence la solution se décolore puisque toutes les molécules d'iode sont consommées.
Pour rendre ce dosage plus précis, on utilise un indicateur de fin de réaction, l'empois d'amidon. Celui-ci forme avec l'iode un composé de couleur bleue. Cet indicateur est utilisé en faible quantité quand la solution d'iode est devenue très pâle, juste avant l'équivalence. Lycée Denis-de-Rougemont OS Chimie - Corrigé