Corrigés Exos oxydo réduction

Transcription

1 Corrigés Exos oxydo réduction A) n réalise un mélange de 2 acides dans un verre à pied, on verse un volume V 1 =20mL d'acide chlorhydrique, de concentration C 1 =0,50 mol.l 1 et un volume V 2 =10mL d'acide sulfurique, de concentration C 2 =1,0 mol.l 1. n introduit dans la solution 4,0 g de zinc ; celuici est attaqué et il se forme du dihydrogène. A la fin de la réaction, resteil du zinc métal? Si oui, quelle masse? Quelle est alors la concentration en ions zinc de la solution finale? Zn = 65,4 g/mol Zn (s)+ 2H + = Zn 2+ + H 2 Qté de matière de zinc : 4/65,4 = 6, mol. les ions oxonium sont apportés par l'acide : chlorhydrique : C 1 V 1 =0,5*0,02 =0,01 mol sulfurique H 2 S 4 = 2 H + + S 2 4 soit 2C 2 V 2 = 2*1*0,01 = 0,02 mol soit au total : 0,03 mol Zn (s) + 2H + = Zn 2+ + H 2 départ 0,061 mol 0, en cours 0,061x 0,032x x x 0,061 fin 0,0610,015 =0,046 0,032 =0 0,015 mol 0,015 mol 0,032 =0 soit 0,032 = 0,015 mol masse de zinc restante : 0,046 *65,4 = 3 g. volume solution finale : 0,01+0,02=0,03 L ; [ Zn 2+ ]= 0,015 / 0,03=0,5 mol/l.

2 B) xydation en milieu basique 1. Ecrire les demiéqaution des couples Al 3+ /Al(s) et H + / H 2. En déduire l'équation représentant la réaction de l'aluminium avec les ions H L'alumium réagit aussi avec une solution d'hydroxyde de sodium en donnant l' ion aluminate Al 2. L'équation chimique obtenue à la question précédente estelle acceptable pour représenter cette réaction de l'aluminium en milieu basique? 3. Montrer que l'on peut écrire une équation chimique dont les réactifs sont Al 3+ et H et dont Al 2 et H 2 sont les seuls produits. Estce une équation d'oxydoréduction? 4. En milieu basique, les ions H + ne sont pas présentts et la demiéquation H 2 = 2H + + 2e n'est donc pas appropriée pour représenter le couple oxydant/réducteur dont H 2 est la forme réduite.qu'obtient on en combinant cette demiaquation avec l'équation chimique 2H + + 2H =2H 2? 5. A partir des résultats des questions précédentes, proposer une équation chimique qui rende compte de la réaction de l'aluminium Al (s) avec une solution d'hydroxyde de sodium. 6. Quantité d'électricité 180 ml de dihydrogène gazeux sont formés quand la totalité d'un morceau d'aluminium a réagi avec une solution d'hydroxyde de sodium. selon l'équation chimique: 2Al(s)+2H +2H 2 =2Al 2 +3H 2. Sachant que le volume molaire est 24L.mol 1, déterminer la quantité de matière d'aluminium mise en jeu. Quelle quantité de matière d'électrons a été transféré pendant cette réaction? Calculer la valeur de la charge électrique transportée par cette quantité d'électrons. 2 fois{al (s)=al e }et 3 fois{ 2H + + 2e = H 2 } 2Al + 6H + = 2 Al H 2 non, car la réaction cidessus est en milieu acide (H + ) Al H 2 =Al 2 + 4H + réaction acide base 4H + 4H + = 4H 2 faire la somme : Al H 2 +4H + 4H + = Al 2 + 4H + +4H 2 et en simplifiant Al H = Al 2 +2H 2 puis reprendre Al (s)+ 3H + = Al ,5 H 2 et 3H 2 =3H + 3H + et faire l'addition des trois équations précédentes : Al(s) + H +H 2 = Al 2 +1,5 H 2

3 Qté de matière dihydrogène : 0,18 / 24 = 7, mol d'après les coefficients de l'équation cidessus : Qté de matière aluminium = 7, / 1,5 = mol or 2H + + 2e = H 2 donc la quantité de matière d'électrons est égale au double de la quantité de matière de dihydrogène 0,015 mol électrons La charge d'une mole d'électrons est en valeur absolue égale à C Qté de matière d'électricité : 96500*0,015 = 1447 C. C) Un échantillon de masse m=0,20g, d'un solide réduit en poudre, supposé ne contenir que du soufre S, est enflammé puis introduit dans un flacon contenant un volume de 1,0 L de dioxygène 2 et un volume V 0 =50mL d'eau distillée. La réaction de combustion du soufre a pour équation S + 2 > S 2. Lorsque la réaction est terminée, le flacon est agité pour que tout le dioxyde de soufre formé de dissolve. Soit S la solution obtenue. 1. Déterminer la composition théorique en quantité de matière du système après la combustion. En déduire la concentration théorique C th en dioxyde de soufre de la solution obtenue après l'agitation. 2. Pour déterminer la concentration C de la solution S, on en prélève, avec précision, un volume V=10,0mL que l'on introduit dans un erlenmeyer. n ajoute environ 10mL d'eau distillée. Un système d'agitation est mis en place et on dose par une solution S 1 de permanganate de potassium de concentration C 1 =0,02 mol/l Le volume versé de S 1 pour atteindre l'équivalence est V e =13mL. Au cours de la réaction, S 2 (incolore) est transformé en ion S 4 2 (incolore) et l'ion permanganate Mn 4 (rouge violet) transformé en ion manganèse II Mn 2+ (incolore). Avec quel matériel prélèveton S 1? Pourquoi ajouteton de l'eau? Avec quel matériel l'ajouteton? Écrire les demiéquations d'oxydoréduction correspondant aux 2 couples mis en jeu. Comment l'équivalence estelle repérée? Trouver la concentration C de la solution S à l'aide d'un tableau. En comparant les concentrations C th et C, calculer le pourcentage en soufre de l'échantillon de masse m.

4 3. Qté de matière : n 0 (S)= masse / masse molaire (g/mol) = 0,2 /32 = 6, mol n 0 ( 2 )= 1/22,4 = 4, mol S + 2 S 2 départ 6, mol 4, mol 0 en cours 6, x 4, x x fin 6, =0 4, , , = 0,038 mol 6, mol 6, =0 soit =6, mol le réactif en excès est 2 [S 2 ]= 6, / 0,05 = 0,125 mol/l. pipette jaugée de 10,0 ml n dilue la solution pour ne pas utiliser une solution concentrée ; on mesure l'eau avec une éprouvette graduée (pas besoin de précision) Mn 4 est réduit en ion Mn 2+ 2 fois{ Mn 4 + 8H + +5e = Mn H 2 } S 2 est oxydé en S fois{ S 2 + 2H2 = S H + +2e } 2 Mn 4 + 5S 2 + 2H 2 = 2Mn S H + Mn 4 introduit avant l'équivalence est transformé en Mn 2+ ; la solution reste incolore à l'équivalance Mn 2+ ajouté n'est plus consommé ; la solution devient rouge violet.

5 A l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stoéchiométriques. 2 Mn 4 ajouté + 5 S 2 initial 0 CV= C*0,01 mol en cours 2x=C 1 V 1 0,01C5x équivalence 2 x eq =C 1 V éq = 0,02*0,013=2, x eq =1, mol 0,01C5x éq =0 C=5x éq /0,01 = 6, mol/l C/C th = 0,065 /0,125= 0,5 en conséquence dans l'échantillon il n'y a que 50% de soufre. D) n effectue le dosage d'une solution aqueuse de sulfate de fer(ii) par une solution de permanganate de potassium de concentration c 2 =0,01 mol/l. n prélève 20 ml de la solution d'ions fer (II) que l'on place dans un bêcher et on l'acidifie avec de l'acide sulfurique concentré. n obtient l'équivalence lorsqu'on a versé 16,2 ml de la solution de permanganate de potassium. 1. Écrire l'équationbilan de la réaction pour ce dosage. 2. Faire le schéma du dispositif. 3. Définir l'équivalence. Comment la repère ton pour ce dosage? 4. Indiquer les espèces chimiques présentes avant l'équivalence, à l'équivalence et après l'équivalence. 5. Quelle relation entre les quantités de matières d'ions fer(ii) et d'ions permanganate peuton écrire à l'équivalence?( l'acide sulfurique étant ajouté en excès). 6. En déduire la concentration en ion fer (II). 7. Calculer la masse de sulfate de fer (II) hydraté: FeS4, 7H 2 0 que l'on doit mettre en solution pour obtenir 500mL de cette solution. Données: couple oxydantréducteur: Mn 4 /Mn 2+ ; Fe 3+ /Fe 2+ Masse molaires atomiques en g/mol: M Fe =56 ; M S =32 ; M =16 ; M H =1.0 Mn 4 est réduit en ion Mn 2+ Mn 4 + 8H + +5e = Mn H 2 Fe 2+ est oxydé en Fe 3+ 5Fe 2+ = 5Fe 3+ +5e Mn 4 + 5Fe H + = Mn Fe H 2

6 Mn 4 introduit avant l'équivalence est transformé en Mn 2+ ; la solution reste incolore à l'équivalence Mn 2+ ajouté n'est plus consommé ; la solution devient rouge violet. avant l'équivalence l'ion Fe 2+ est en excès A l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stœchiométriques. après l'équivalence l'ion permanganate est en excès. Mn 4 ajouté + 5 Fe 2+ initial 0 CV= C*0,02 mol en cours x=c 1 V 1 = 0,01 V 1 0,02C5x x eq =C 1 V éq = 0,01*0,0162=1, ,02C5x éq =0 équivalence x eq =1, mol C=5x éq /0,02 = 4, mol/l masse molaire FeS 4, 7H 2 0 : *18 =278 g/mol Qté de matière de sulfate de fer dans ½ L : 2, mol masse de sulfate de fer heptahydraté : 278*2, = 5,6 g.

7 E) n plonge une lame de nickel dans un bêcher contenant 250 ml d'acide chlorhydrique de concentration 0,1 mol/l. n laisse la réaction se dérouler puis on retire la lame et on détermine la concentration des ions oxonium restants : [H 3 + ]= 0,0025 mol/l. 1. Déterminer la masse de nickel qui a réagi. 2. Déterminer le volume de dihydrogène dégagé au cours de l'expérience. V mol =22,4 L/mol ; Ni = 58,7 g/mol Ni (s) + 2H + = Ni 2+ +H 2 Ni (s) + 2H + = Ni 2+ +H 2 CV= 0,1*0,25 initial n =0,025 mol 0 0 en cours nx 0,0252x x x 0,0252x fin =0,0025*0,25 = nx fin =0 fin n=x fin 6, ; x fin =½(0,0256, )=1, mol x fin x fin masse de nickel ayant réagi : 1, *58,7 = 0,72 g. volume dihydrogène = 1, *22,4 = 0,27 L. F) Un morceau de fer de 2,56 g est introduit dans 100 ml d'une solution contenant des ions H +. Du dihydrogène est produit et le morceau de fer disparait. Fe : 56 g/mol ; volume molaire des gaz 24 L/mol. 1. Écrire l'équation correspondant a cette réaction. 2. A l'aide d'un tableau d'avancement de la réaction chimique, trouver le volume V gaz de dihydrogène qui s'est formé et la concentration en ions Fe n prélève exactement 10,0mL de cette solution que l'on introduit dans un bêcher. n y ajoute une solution de permanganate de potassium. Une réaction chimique a lieu, représentée par l'équation chimique: Mn 4 + 5Fe H + = Mn Fe H 2 Quelle quantité de matière d'ions permanganate fautil verser pour que les ions Mn 4 et Fe 2+ soient dans les proportions stœchiométriques? Quelle doit être la concentration en ion permanganate pour que l'ajout corresponde exactement à 10 ml? 4. Si la solution contenant des ions Fe 2+ est exposée au dioxygène de l'air, une partie des ions Fe 2+ se transforme en ions Fe 3+. Comment cela se traduiraitil dans la réaction chimique de la question c)?

8 initial Fe + 2 H 3 + > Fe H 2 + H 2 Fe + 2 H 3 + > Fe H 2 + H 2 2,56 / 56 = 0,0457 mol excés ( le fer disparaît) 0 excés en cours 0,0457x x x fin 0,0457 =0 =0,0457 mol. volume d'hydrogène (L) = Qté de matière (mol) * volume molaire (L/mol)= 0,0457*24 = 1,1 L. [Fe 2+ ] fin = 0,0457 / 0,1 = 0,457 mol/l. quantité de matière d'ions permanganate qu'il faut verser pour que les ions Mn 4 et Fe 2+ soient dans les proportions stœchiométriques : d'après l'équation : n Fe2+ = 5 n Mn4 ; n Mn4 = 0,2 n Fe2+ = 0,2*0,0457 = 0,0091 mol. [Mn 4 ]=0,0091 / 0,01 =0,91 mol/l. si une partie des ions Fe 2+ est oxydé par l'air, il faudra moins d'ion Mn 4 pour oxyder le reste G) L'acide iodhydrique H + (aq) + I (aq), incolore, réagit lentement avec le dioxygène de l'air. Les couples mis en jeu par cette réaction sont I 2 (aq)/i (aq) et 2 /H Un flacon étiqueté "H + (aq) + I (aq) ; c a = 0,025 mol/l " contient une solution orange. Interpréter cette couleur. 2. Écrire l'équation de la réaction entre le dioxygène de l'air et les ions I (aq) de la solution. 3. n dose 10,0mL de la solution orange par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration c = 0,050 mol/l. Le volume à l'équivalence est V éq = 3,8 ml. Calculer la concentration des ions H + (aq) dans la solution orange. 4. Prévoir le volume à l'équivalence que l'on obtiendrait si on dosait 10,0mL de la solution orange par une solution contenant c=0,010 mol/l d'ions S (aq). couple redox : S / S

9 La réaction entre le dioxygène de l'air et les ions I (aq) de la solution donne du diiode de couleur jaune brune. 2I = I 2 + 2e oxydation ½ 2 + 2H + + 2e = H 2 réduction faire la somme : ½ 2 + 2H + + 2I = I 2 + H 2 oxydoréduction réaction acide base : couple acide / base H + /H 2 et H 2 /H. H + + H = H 2 à l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stœchiométriques : [H + ]* = c V éq = 0,05 * 3, [H + ]= 0,05 * 3,8 / 10 = 0,019 mol/l. il a donc disparu lentement 0,0250,019 = 0,006 mol d'ion H + par litre de solution I 2 + 2e = 2I réduction 2 2 S 2 3 =S e oxydation I S = S I à l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stœchiométriques : n thiosulfate = 2 n I2 ; n thiosulfate = V équi * [thiosulfate]= 0,01 V équi Comment trouver n I2? ½ 2 + 2H + + 2I = I 2 + H c a =10 2 *0,025 initial n =2, mol 2, mol 0 en cours n½x 2, x 2, x x 2, x fin fin n½x fin = 0,019 * 10 2 = 1, mol 1, mol x fin solvant 2, x fin = 1, soit x fin = / 2 = mol par suite 0,01 V équi = 2 n I2 = ; V équi = L = 6 ml.

10 H) n possède 1 g d'un alliage de cuivre et de zinc dont on ne connait pas la composition. Le cuivre ne réagit pas avec les ions H + par contre le zinc oui. n attaque donc cet alliage avec 10 ml d'acide chlorhydrique ( H + ; Cl ) à 1 mol/l et 20 ml d'acide sulfurique ( 2H + ; S 4 2 ) de concentration en soluté apportée 0,5 mol/l. n obtient un dégagement gazeux H 2 dont on mesure le volume V = 0,14 L. 1. Sachant que les couples oxydant/réducteur sont Zn 2+ /Zn ; H + /H 2, écrivez les demi équations électroniques et l'équation de la réaction. 2. Vérifier que l'acide est en excès. 3. Calculer la masse de zinc contenu dans cet alliage ( en pourcentage ) 4. Calculer la concentration en ions Zn 2+ (aq) contenus dans la solution. Données : Vm = 22,4 L/mol ; M(Zn) = 65,4 g/mol Zn = Zn e oxydation 2H + + 2e = H 2 réduction Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 oxydoréduction Qté de matière initiale d'acide : concentration (mol/l) * volume de la solution (L) pour l'acide chlorhydrique : 0,01*1 = 0,01 mol ; pour l'acide sulfurique 0,02*2*0,5 =0,02 mol ; total : 0,03 mol Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 initial n mol 0,03 mol 0 0 en cours nx 0,032x x x n =0 fin soit n = 0,032 en excès Qté de matière finale de gaz H 2 : volume (L) du gaz / volume molaire (L/mol) = 0,14 / 22,4 = 6, mol donc = 6, mol et 0,032 =0,032* 6, =0,017 mol, l'acide est bien en excès. Qté de matière finale d'ion Zn 2+ : 6, mol dans = 30 ml ou 0,03 L concentration [Zn 2+ ] = Qté de matière (mol) / volume de la solution (L) =6, / 0,03 =0,21 mol/l. Qté de matière de zinc métal : 6, mol masse = Qté de matière (mol) * masse molaire du zinc =6, *65,4 = 0,41 g. soit 0,41 / 1*100 = 41 %

11