Evaluation 605S Chimie : réaction rédox. Exercice 1 : Fabrication du diiode.

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Evaluation 605S

Chimie : réaction rédox.

Exercice 1 : Fabrication du diiode.

En 1811, le salpêtrier Courtais observe des fumées violettes lors de la calcination du goémon en Bretagne. C’est Gay-Lussac, en 1813, qui donnera son nom à ce nouvel élément : iode, du grec iodos signifiant violet. L’élément iode est présent en très faible quantité dans l’eau de mer (environ 50 μg par litre). Pendant longtemps, il fut extrait des algues qui concentrent cet élément dans leurs tissus.

Aujourd’hui cet élément présente un regain d’intérêt.

Couples oxydant/réducteur :

IO (aq) / I (aq)3^ 2 I (aq) / I (aq)2 ^ SO (aq) / HSO (aq)4²^ 3^ ,

4 2

HSO (aq) / SO (aq)^ H2O (g) / H O( )2 2 H (aq) / H (g)^ 2

1. Actuellement, le procédé le plus courant de fabrication du diiode se fait à partir du nitrate du Chili.

Ce nitrate naturel est utilisé pour obtenir des engrais. Lors de la préparation des engrais, des eaux de rinçage sont recueillies. Ces eaux contiennent des ions iodate IO3^qu’on fait réagir avec les ions hydrogénosulfite HSO3^. A partir des demi-équations, donner l’équation de la réaction de la transformation étudiée.

2. Une autre possibilité est d’utiliser les ions iodure. Par réaction avec le peroxyde d’hydrogène (H2O2), ils donnent du diiode. A partir des demi-équations, donner l’équation de la réaction de la

transformation étudiée.

3. Définir ce qu’est un réducteur et indiquer dans les 2 transformations le réducteur.

Exercice 2: Dosage d’une solution de diiode (solution de Tarnier).

Pour déterminer la concentration C1 en diiode I2(aq) d’une solution de Tarnier, on dose un volume V1=25,0 mL de solution de Tarnier par une solution de thiosulfate de sodium (2Na⁺(aq) + S2O32-

(aq)) de concentration C2=0,0200 mol/L.

Données : I2(aq) / I^-(aq) et S4O62-

(aq) / S2O32-

(aq) Le volume versé à l’équivalence est égal à V2E=12,1 mL.

1. Etablir l’équation de la réaction de dosage.

2. Etablir un tableau d’avancement.

3. En déduire une relation entre n(I2) et n(S2O32-

).

4. Déterminer la concentration C1 du diiode.

Exercice 3: formation d’ammoniac.

On fait réagir 2,70 g d’aluminium sur 50,0 mL de solution d’acide nitrique à 0,100 mol/L. Il se forme des ions aluminium et il se dégage de l’ammoniac.

1. L’aluminium est-il un oxydant où un réducteur ? Quelle est la transformation qu’il subit ? Justifier.

2. Ecrire l’équation de la réaction.

3. A l’aide d’un tableau d’avancement, calculer en fin de réaction la masse des solides restants.

Données : Al³⁺(aq) /Al(s) NO3- (aq) /NH3 (g)

L’aluminium a un numéro atomique égal à 13 et une masse atomique égale à 27,0 g/.mol

/5pts

1.5

2

/5.5pts

1,5 1,5 1 1.5

/5pts

1.5 1,5 2

(2)

Exercice 4: L’eau oxygénée.

L'eau oxygénée commerciale est une solution aqueuse de peroxyde d'hydrogène utilisée comme désinfectant pour des plaies, pour l'entretien des lentilles de contact ou comme agent de blanchiment.

Le peroxyde d'hydrogène (H2O2) intervient dans deux couples oxydant-réducteur : H2O2 (aq) / H2O(l)

et O2 (g) / H2O2 (aq).

Le peroxyde d'hydrogène est capable dans certaines conditions de réagir sur lui-même c'est à dire de se dismuter.

1. Écrire les deux demi-équations d'oxydoréduction des deux couples auxquels le peroxyde d'hydrogène appartient.

2. En déduire l’équation de la réaction étudiée.

L'eau oxygénée du commerce se présente en flacons opaques afin d'éviter que la lumière favorise la transformation chimique précédente. Le flacon utilisé dans cette étude porte la mention suivante : eau oxygénée à 10 volumes. Cette indication est appelée le titre de l'eau oxygénée.

Par définition, le titre est le volume de dioxygène (exprimé en litres) libéré par un litre de solution aqueuse de peroxyde d'hydrogène suivant la réaction de dismutation dans les conditions normales de température et de pression. On considérera, en première approximation, que les conditions de l'expérience sont assimilables aux conditions normales ( pression 1,0 bar et température 0,0 °C).

On désire vérifier l'indication donnée sur le flacon concernant le titre de l'eau oxygénée de la solution commerciale utilisée.

3. Calcul de la valeur attendue de la concentration en peroxyde d'hydrogène.

a) Par définition du titre de l'eau oxygénée, quel volume de dioxygène V(O2) serait libéré par un volume V = 1,00 L de la solution commerciale au cours de la réaction de dismutation du peroxyde d'hydrogène ?

b) Calculer la quantité de dioxygène formé au cours de cette transformation.

c) La transformation précédente étant considérée comme totale, vérifier que la concentration en peroxyde d'hydrogène notée [H2O2]th de cette solution commerciale

(valeur théoriquement attendue) a pour valeur : [H2O2]th = 8,0



10 ^-1 mol.L^-1.

/4,5pts

1 0.5

0.5 1.5 1

(3)

Correction Evaluation 6 – Chimie

Exercice 1 : formation de diiode.

Réaction 1 :

2

IO (aq)₃^

+ 12H

⁺

+10 e- =

I (aq)₂

+ 6

H O ( )₂

HSO (aq)₃^

+

H O ( )₂

=

SO (aq)₄²^

+ 3 H

⁺

+ 2 e-

2

IO (aq)₃^

+ 5

HSO (aq)₃^

+ = 5

SO (aq)₄²^

+

I (aq)₂

+

H O ( )₂

+ 3 H

⁺

Réaction 2 :

H

₂

O

₂

+ 2 H

⁺

+ 2 e- = 2 H

₂

O 2 I

^-

= I

2

+ 2 e- H

2

O

2

+ 2 I

^-

+ 2 H

⁺

= 2 H

2

O + I

2

3. Un réducteur est une espèce chimique capable de ceder un ou plusieurs électrons. Dans la réaction 1, le réducteur est l’ion hydrogénosulfite, dans la réaction 2, le réducteur est l’ion iodure.

Exercice 2 : Doser une solution de Tarnier.

1. Equation réaction.

I

₂

(aq) / I

^-

(aq) : I

₂

(aq) + 2é = 2 I

^-

(aq)

S

₄

O

₆^2-

(aq) /S

₂

O

₃^2-

(aq) : 2 S

₂

O

₃^2-

(aq) = S

₄

O

₆^2-

(aq)+ 2 é

I

₂

(aq) + 2 S

₂

O

₃^2-

(aq)  2 I

^-

(aq) + S

₄

O

₆^2-

(aq) 2. Tableau d’avancement.

I

₂

(aq) + 2 S

₂

O

₃^2-

(aq)  2 I

^-

(aq) + S

₄

O

₆^2-

(aq)

E.I. (mmol) n1 0,242 0 0

E.x. n1-x 0,242-2x 2x X

E.F. 0 0 2 Xmax Xmax

Xmax = n1 et Xmax = n2/2 = 0,121 mmol 3. On a : Xmax = n(I

2

) = n(S

2

O

32-

)/2

4. On a : n(I2) = 0,121 mmol donc C(I2) = =

= 0,00484 mol/l = 4,84.10

^-3

mol/L

Exercice 3 : formation d’ammoniac.

1. Al est un réducteur (couple : ox/red). Il est succeptible de perdre des électrons. Il subit une oxydation.

2. Ecrire l’équation de la réaction.

Al

³⁺

(aq) /Al(s) : Al(s) = Al

³⁺

(aq) + 3é NO

3-

(aq) /NH

3

(g) : NO

3-

(aq) + 9H

⁺

(aq) + 8é = NH

3

(g) + 3 H

2

O (l) 8 Al + 3NO

3-

+ 27H

⁺

 8 Al

³⁺

+ 3NH

3

+ 9 H

2

O 3. Calculer en fin de réaction la masse des solides restants.

Déterminons la qdm des réactifs : n(Al) = 2,7/27 = 0,10 mol n(NO

₃^-

)=n(H

⁺

)=n(HNO

₃

) = 5,00.10

^-3

mol

8 Al + 3NO

3-

+ 27H

⁺

 8 Al

³⁺

+ 3NH

3

+ 9 H

2

O

E.I. 0,10 0,0050 0,0050 0 0

E.x. 0,10-8x 0,0050-3x 0,0050-

27x

8x 3x

E.F.

max

=1,66mmol

Déterminons l’avancement maximal : xmax= 0,050/27 = 1,85.10

^-4

mol

(4)

L’aluminium est le seul produit solide restant : n(al)restant= 0,10-1,85.10

^-4

= 9,85.10

^-2

mol m(Al)= n × M = 2,66 g

Exercice 4 : l’eau oxygénée.

1. Couple H

₂

O

_{2 (aq)}

/ H

₂

O

_(l)

H

₂

O

_{2 (aq)}

+ 2 e

^–

+ 2 H

⁺_(aq)

= 2 H

₂

O

_(l)

Couple O

_{2 (g)}

/ H

₂

O

_{2 (aq)}

O

_{2 (g)}

+ 2 e

^–

+ 2 H

⁺_(aq)

= H

₂

O

_{2 (aq)}

2. Bilan : 2 H

2

O

2(aq)

 2 H

2

O

(l)

+ O

2(g)

3. Calcul de la valeur attendue de la concentration en peroxyde d’hydrogène.

a) Par définition, V(O

2

) = 10 L puisque le flacon porte la mention « 10 volumes ».

b) Si la transformation est totale, n(O

₂

) = x

_max

= PV/(RT) = 10

⁵

*10.10

^-3

/(8,314*273) = 0,40 mol c). Tableau d’avancement :

Si la transformation est totale alors le peroxyde d’hydrogène est totalement consommé, soit n

0

(H

2

O

2

) – 2x

max

= 0

n

0

(H

2

O

2

) = 2x

max

ou [H

₂

O

₂

]

_th

= 2x

_max

/ V = 2*0.40/1 = 0,80 mol/l

équation chimique 2 H

2

O

2(aq)

= 2 H

2

O

(l)

+ O

2(g)

État initial x = 0 n

₀

(H

₂

O

₂

) n

₀

(O

₂

)= 0

Ex x (t) n

0

(H

2

O

2

) – 2x(t) n(O

2

) = x

Ef x

max

n

0

(H

2

O

2

) – 2x

max

x

max