Activité N° 8 Transformation lente ou rapide: Oxydoréduction

Activité N° 8
Oxydoréduction
Transformation
lente
ou
rapide:
Exercice 1: Réactions d'oxydoréduction
1- On considère les paires de couples oxydant / réducteur suivants :
Cr2O72-/Cr3+; I2/I- ,
NO3-/NO(g); Cu2+/Cu
,
MnO4-/Mn2+; Fe3+/Fe2+
,
IO3 /I2; I2/I .
Pour chaque exemple, sachant que l'oxydant du premier couple réagit avec le réducteur du
second couple, écrire l'équation de la réaction d'oxydoréduction.
2- La réaction de l'acide chlorhydrique sur le zinc est une réaction lente mettant en jeu les
deux couples: H+/H2 (g) et Zn2+/Zn. On introduit un morceau de zinc impur, de masse 5,0g,
dans 200 mL d'une solution molaire en ions oxonium. A la fin du dégagement gazeux, il
reste 0,05 mol d'ions oxonium dans la solution.
- Ecrire l'équation de la réaction se produisant entre le zinc et les ions oxonium.
- Quel est le pourcentage massique de zinc dans le morceau du zinc impur?
3- Le peroxyde d'hydrogène, ou eau oxygénée, peut donner lieu dans certaines conditions à
une réaction de dismutation. Les deux couples mis en jeu sont: H2O2/H2O et O2/H2O2.
- Ecrire les deux demi équations d'échange électronique relative aux couples (1) et (2)
- Quel est le rôle de l'eau oxygénée dans le couple (1)?
- En déduire l'équation de la réaction de dismutation de l'eau oxygénée.
4- Un berlingot d'eau de Javel contient une solution d'ions hypochlorite ClO-. La
concentration en ions hypochlorite de la solution diminue lentement avec le temps par suite
de la réaction de l'ion hypochlorite sur l'eau. Les deux couples oxydant / réducteur mis en
jeu sont : ClO-/Cl- et O2/H2O
- Equilibrer séparément les deux demi équations d'échange électronique. Quel est le rôle de
l'eau? et celui de l'ion hypochlorite ?
- En déduire l'équation de la réaction qui est responsable de la disparition des ions
hypochlorite.
Exercice2
Les ions peroxodisulfate S2O82- réagissent avec les ions iodure I-. Les produits de la
réaction sont des ions sulfate SO42- et du diiode.
1- Ecrire l'équation de cette réaction.
On étudie la cinétique de cette réaction chimique, pour trois conditions expérimentales
différentes:
expérience
1
2
3
température °C
20
20
35
[S2O82- ]i (mol/L
0.02
0.02
0.02
[I- ]i (mol/L
0.04
0.02
0.02
L'indice i pour les concentrations signifie qu'il s'agit des concentrations initiales dans
le mélange. A l'aide d'un échelle de teintes, on détermine la durée de formation diiode à une
concentration donnée. On obtient les résultats suivants:
[I2] (mol/L)
0.002 0.004 .006
0.008
Temps (système A) minute 3.3
7.5
13.3
20
Temps (système B) minute 8.3
21.7
36.7
60
Temps (système C) minute 35
110
230
390
2- Associer à chaque système chimique l'expérience qui lui correspond.
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3- Justifier le fait que la technique de mesure utilisée était adaptée à l'étude cinétique de la
réaction pour les 3 conditions expérimentales choisies.
4- Serait encore vrai, si on voulait suivre l'évolution de la concentration en diiode par des
titrages successifs.
5- Afin de réaliser un tirage, à t=7,5 min, on a prélevé 10,0 mL du système A que l'on a
versé immédiatement dans 100 mL d'eau glacée. Justifier ce mode opératoire.
6- Le titrage par une solution de thiosulfate de sodium de concentration en soluté apporte
0,010 mol/L conduit à un volume à l'équivalence Véq = 8,2mL. Calculer la concentration en
diiode de la solution titrée.
Exercice 3: dismutation:
L'eau oxygénée est une solution aqueuse de peroxyde d'hydrogène H2O2, qui peut se
décomposer lentement en eau et en dioxygène. Cette réaction fait intervenir les deux
couples redox:H2O2/H2O et O2/H2O2.
On remarque que l'eau oxygénée joue un rôle d'oxydant dans le premier couple et de
réducteur dans le second. Une telle réaction est appelée réaction de dismutation.
1- Etablir l'équation de décomposition de l'eau oxygénée.
L'étiquette d'un eau oxygénée vendu en pharmacie indique 20 volumes cela signifie que
dans les conditions normales de température (0°C) et de pression (1 atm, ou 1013 hPa), un
litre d'eau oxgénée libère 20 L de l'oxygène lors de sa décomposition.
2- Déterminer la concentration [H2O2] de cette solution. On rappelle que dans les conditions
normales de températures et de pression, le volume molaire est de 22,4 L/mol.
3-L'étiquette porte l'indication 6% H2O2 (en masse). Justifier ce pourcentage.
Données: masse atomique molaire (g/mol) H = 1; O = 16. Densité de l'au oxygénée:
d = 1,01.
Exercice 4: facteur limitant
On considère l'oxydation lente de l'acide oxalique par les ions permanganate.
L'équation de la réaction s'écrit:
2MnO4- + 5 H2C2O4 + 6H+-->2Mn2+ + 10 CO2 +8 H2O
A la date t=0, on mélange un volume de 25 mL de la solution de permanganate de
potassium, de concentration C0 = 0,01 mol/L et un volume de 20 mL d'acide oxalique de
concentration Cr = 0,1 mol/L. On ajoute un volume de 5,0 mL d'acide sulfurique pour
acidifier la solution.
L'ion permanganate, MnO4-(aq) et l'acide oxalique, H2C2O4(aq), appartiennent aux couples
redox suivants: MnO4- /Mn2+; CO2 / H2C2O4.
1- Ecrire les demi équations électroniques relatives aux deux couples et établir l'équation de
la réaction donnée dans l'énoncé.
2- Déterminer les quantités de matière des réactifs mis en présence.
3- Des deux réactifs mis en présence, quel est celui qui constitue le facteur limitant?
4- Quelle est la concentration des ions manganèse, en fonction de réaction?
5- L'ion MnO4-(aq) en solution est de couleur violette. L'acide oxalique et l'ion manganèse
en solution sont incolores, Comment peut on mettre en évidence l'évolution de la réaction?
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CORRECTION DE L’ACTIVITE N° 8
Transformation lente ou rapide: Oxydoréduction
Exercice 1: Réactions d'oxydoréduction
1Cr2 O 72- + 14 H - + 6 e - = 2Cr 3+ + 7H 2 O
réduction
3 × {2I = I 2 + 2 e }
oxydation
2+
3+
Cr2O7 + 14 H +6I →2Cr + 7H2O + 3I2
2 × {NO3- + 4 H+ + 3 e- = NO(g) +2H2O } réduction
3 × { Cu=Cu2++2 e-} oxydation
2NO3- + 8 H+ +3Cu →2NO(g) +4H2O +3Cu2+
MnO4- + 8 H+ + 5e- = Mn2+ +4H2O réduction
5 × {Fe2+=Fe3+ + e-} oxydation
MnO4- + 8 H+ +5Fe2+ → Mn2+ +4H2O +5Fe3+
2 × {IO3- + 6 H+ + 5e- = ½I2 +3H2O} réduction
5 × {2I-= I2+2 e-} oxidation
2IO3- + 12 H+ +10I-→ 6I2+6H2O
-
-
2-
3-
Zn + 2H+ --> Zn2+ + H2(g)
Zn
+ 2H+
--> Zn2+ + H2(g)
initial n mmol
200 mmol
0
0
en cours n-x
200-2x
x
x
finale n-xmax=0 200-2xmax= 50 mmol xmax
xmax
xmax= (200-50/=)/2 = 75 mmol
donc 75 mmol de zinc ou 0,075*65,4 = 4,9 g
4,9*100/5 = 98%.
H2O2 +2H+ + 2e- = 2H2O l'oxydant H2O2 se réduit
H2O2 = ½O2 +2H+ + 2e- le réducteur H2O2 s'oxyde
2H2O2 -->O2 +2H2O dismutation
42ClO- +4H+ + 4e- =2 Cl- +2H2O l'oxydant ClO- se réduit
2H2O= O2+4H+ + 4e- le réducteur H2O s'oxyde
2ClO- -->2 Cl- +O2
CORRECTION DE L’EXERCICE N°2
1-
S2O82- + 2e- =2 SO42- réduction
2I-= I2+2 e- oxydation
S2O82- +2I--->2 SO42- + I2
2+3
Expérience 2 : sert de référence (système C)
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Expérience 1: un facteur cinétique favorable à l'augmentation de la vitesse (les
concentrations des réactifs augmentent) donc système B
Expérience 3: deux facteurs cinétiques favorable à l'augmentation de la vitesse (les
concentrations des réactifs augmentent et la température augmente) donc système A.
4- La transformation est suffisamment lente pour que son évolution soit suivie par
une échelle de teinte. (suivi de l'évolution de la couleur brune du diiode)
5- Dans le cas d'un titrage du diiode, il faudrait réaliser une trempe (refroidissement
brutal de la prise d'essai) afin de réaliser un blocage cinétique de la réaction.
6Réaction du titrage: 2S2O32- + I2 --> S4O62- + 2I-.
2S2O32+ I2
--> S4O62- + 2Iinitial
0 mol ajoutée
[I2]10-2
0
0
en cours
2x
x mol titrée
x
2x
à l'équivalence 2x fin =8,2 10-5 mol ajouté à la burette x fin = [I2]10-2
x fin = 4,1 10-5 mol
4,1 10-5 = [I2]10-2 d'où [I2] = 4,1 10-3 mol
CORRECTION DE L’EXERCICE N°3
1H2O2 +2H+ + 2e- = 2H2O l'oxydant H2O2 se réduit
H2O2 = O2 +2H+ + 2e- le réducteur H2O2 s'oxyde
2H2O2 -->O2 +2H2O dismutation
220 /22,4 =0,893 mol dioxygène
donc [H2O2]=2 * 0,893 = 1,785 mol dans 1 L
masse molaire H2O2: 34 g/mol
3masse H2O2 dans 1 L : 34*1,785 =60,69 g
masse de 1 L de solution 1010g
% massique H2O2 : 60,69 / 1010 *100 = 6%.
CORRECTION DE L’EXERCICE N°4
12 × {MnO4- + 8 H+ + 5e- = Mn2+ +4H2O} réduction
5 × {H2C2O4 = 2CO2(g) + 2H+ + 2e- } oxydation
2MnO4- + 5 H2C2O4 + 6H+-->2Mn2+ + 10 CO2 +8 H2O
22MnO45 H2C2O4
2Mn2+
initial
2,5 10-4 mol
2 10-3 mol
0
-4
-3
en cours
2,5 10 -2x
2 10 -5x
2x
-3
fin 0 (réactif limitant) 1,375 10 mol 2,5 10-4 mol
3- 2,5 10-4 -2x=0 donne x = 1,25 10-4 mol
2 10-3 -5x =0 donne x=4 10-4 mol
xmax =1,25 10-4 mol
[Mn2+] fin=2,5 10-4 /50 10-3 = 5 10-3 mol/L
4- L'évolution de la réaction peut être suivi en étudiant l'évolution de la couleur
violette de l'ion permanganate (spectrophotométrie)
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