Solution :
Couples :
\(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\) : \(\text{Cu}^{2+} + 2\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Cu}\) (réduction)
\(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}\) : \(\text{Zn} \rightleftharpoons \text{Zn}^{2+} + 2\text{e}^-\) (oxydation)

Solution :
Demi-équations :
\(\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{e}^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}\)
\(\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + \text{e}^-\)
Équation équilibrée :
\(\text{MnO}_4^- + 5\text{Fe}^{2+} + 8\text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 5\text{Fe}^{3+} + 4\text{H}_2\text{O}\)

Solution :
1. Le cuivre (potentiel le plus élevé) est le pôle positif.
2. \(\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}\)

Solution :
\(E°_{\text{pile}} = E°_{\text{cathode}} – E°_{\text{anode}} = 0,80 – (-0,25) = 1,05 \, \text{V}\)

Solution :
Plus E° est élevé, plus l’oxydant est fort :
\(\text{I}_2/\text{I}^- < \text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+} < \text{Cl}_2/\text{Cl}^-\)

Solution :
\(E°_{\text{pile}} = 1,07 – 0,77 = 0,30 \, \text{V} > 0\)
La réaction est spontanée (ΔG° = -nFE° < 0)

Solution :
À l’équivalence : \(n_{\text{Fe}^{2+}} = 5 \times n_{\text{MnO}_4^-}\) (voir exo 2)
\(C_{\text{Fe}^{2+}} \times 20 = 5 \times 0,02 \times 12,5\)
\(C_{\text{Fe}^{2+}} = \frac{5 \times 0,02 \times 12,5}{20} = 0,0625 \, \text{mol.L}^{-1}\)

Solution :
Demi-équations :
\(\text{ClO}^- + \text{H}_2\text{O} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cl}^- + 2\text{OH}^-\)
\(\text{CrO}_2^- + 4\text{OH}^- \rightarrow \text{CrO}_4^{2-} + 2\text{H}_2\text{O} + 3\text{e}^-\)
Équation équilibrée :
\(3\text{ClO}^- + 2\text{CrO}_2^- + 2\text{OH}^- \rightarrow 3\text{Cl}^- + 2\text{CrO}_4^{2-} + \text{H}_2\text{O}\)

Solution :
\(Q = I \times t = 0,2 \times 3600 = 720 \, \text{C}\)
\(\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2\text{e}^-\) ⇒ \(n = \frac{Q}{2F} = \frac{720}{2 \times 96500} \approx 3,73 \times 10^{-3} \, \text{mol}\)
\(m = n \times M = 3,73 \times 10^{-3} \times 65,4 \approx 0,244 \, \text{g}\)

Solution :
1. \(\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{e}^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}\) (réduction)
\(\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + \text{e}^-\) (oxydation)
2. \(E = E° + \frac{0,06}{n}\log\left(\frac{[\text{ox}]}{[\text{red}]}\right)\)
\(E_{\text{Mn}} = 1,51 + \frac{0,06}{5}\log\left(\frac{0,01 \times 1^8}{0,1}\right) = 1,49 \, \text{V}\)
\(E_{\text{Fe}} = 0,77 + 0,06\log\left(\frac{0,2}{0,1}\right) = 0,79 \, \text{V}\)
f.é.m. = 1,49 – 0,79 = 0,70 V
3. Les H⁺ participent à la réduction du MnO₄⁻ (milieu acide)