Oxydants et réducteurs : ion iodure, peroxodisulfate, eau oxygénée, acide et métaux. En poursuivant votre navigation sur ce site, vous acceptez l’utilisation de Cookies vous proposant des publicités adaptées à vos centres d’intérêts.

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On verse dans un becher  une solution  de peroxodisulfate d'ammonium et une solution  d'iodure de potassium ;  une coloration brune apparaît lentement. Couples oxydant / réducteur : S2O82-aq / SO42- aq ; I2aq / I-aq. Justifier l'apparition de la couleur brune. L'iode I2aq est la seule espèce colorée ( jaune brun ).  I-aq, le réducteur, s'oxyde : 2 I-aq = I2aq +2e-. S2O82-aq, l'oxydant, se réduit : S2O82-aq +2e- = 2SO42- aq. Bilan :  2 I-aq + S2O82-aq= I2aq + 2SO42- aq.  (1) L'ajout d'une solution de sulfate de fer (II), accélère la réaction : - étape 1 : les ions de fer (II) réagissent avec les ions peroxodisulfate. Il se forme des ions sulfate et des ions fer (III). Couples oxydant / réducteur : S2O82-aq / SO42- aq ; Fe3+aq / Fe2+aq. Ecrire le bilan de cette réaction. S2O82-aq, l'oxydant, se réduit : S2O82-aq +2e- = 2SO42- aq. Fe2+aq, le réducteur, s'oxyde : 2 fois { Fe2+aq = Fe3+aq + e- }. Bilan : S2O82-aq +2Fe2+aq = 2SO42- aq +2Fe3+aq. (2) - étape 2 : les ions fer (III) formés lors de la réaction (2) réagissent avec les ions iodure: il se forme des ions fer (II) et du diiode. Ecrire le bilan de cette réaction. Couples oxydant / réducteur : Fe3+aq / Fe2+aq ; I2aq / I-aq. Fe3+aq, l'oxydant, se réduit : 2 fois { Fe3+aq + e- = Fe2+aq }.  I-aq, le réducteur, s'oxyde : 2 I-aq = I2aq +2e-. Bilan : 2 I-aq +2Fe3+aq = I2aq +2Fe2+aq. (3) Faire la somme des bilans des réactions 2 et 3. Interpréter. S2O82-aq +2Fe2+aq +2 I-aq +2Fe3+aq= 2SO42- aq +2Fe3+aq + I2aq +2Fe2+aq. Simplifier : 2 I-aq + S2O82-aq= I2aq + 2SO42- aq.  (1) On a remplacé une réaction lente par deux réactions rapides ; Fe2+aq joue le rôle de catalyseur. Les ions iodure réagissent aussi avec l'eau oxygénée H202 suivant la réaction d'équation : H202 + 2H+(aq) + 2 I-aq = I2aq + 2H2O. On ajoute V= 2,0 mL d'une solution d'eau oxygénée de concentration C= 0,10 mol à  V1= 18,0 mL d'une solution d'iodure de potassium (en milieu acide sulfurique) de concentration C. Calculer les quantités de matière des réactifs dans l'état initial. n(H202)=CV = 0,10 * 2 10-3 = 2,0 10-4 mol = 0,20 mmol. n(I-)=CV1 = 0,10 * 18 10-3 = 1,8 10-3 mol = 1,8 mmol.   .. ..  Etablir un tableau d'avancement et en déduire les quantités de matière, dans l'état final, des réactifs et produits. avancement (mmol) H202 + 2H+(aq) + 2 I-aq =I2aq + 2H2O initial 0 0,20 excès 1,8 0 solvant en cours x 0,20-x excès 1,8-2x x en final xmax 0,20-xmax excès 1,8-2xmax xmax excès 0,20 mmol 0 1,8-2*0,2 = 1,4 mmol 0,20 mmol H202 est en défaut : 0,20-xmax=0 ; xmax=0,20 mmol. Volume molaire d'un gaz. On réalise l'expérience décrite dans le protocole opératoire suivant : -Verser V= 200 mL d'une solution S d'acide chlorhydrique de concentration C= 2,0 mol/L dans un becher de 250 mL. Y plonger un entonnoir retourné de façon que son extrémité supérieure soit immergée ; -Retourner un tube gradué rempli d'eau sur l'extrémité de l'entonnoir ; - Introduire une masse m= 100 mg de zinc sous l'entonnoir avec une pince métallique ; -Mesurer le volume V de gaz dégagé lorsque tout le zinc s'est transformé. Effectuer le shéma légendé du dispositif expérimental. La solution d'acide chlorhydrique contient des ions oxonium H3O+aq et chlorure Cl- aq. Le zinc métal se transforme en ion Zn2+aq. Quels sont les couples oxydant/réducteur mis en jeu. H3O+aq / H2(g) et Zn(s) / Zn2+aq. Ecrire équation de la réaction chimique. Oxydation du zinc : Zn(s) =Zn2+aq+ 2e-. Réduction de H3O+aq : 2H3O+aq +2e- =  H2(g) +2H2O. 2H3O+aq +Zn(s)=  H2(g) +Zn2+aq + 2H2O. Calculer les quantités de matière des réactifs dans l'état initial. n(H3O+aq) =C V = 2,0*0,200 = 0,40 mol n(Zn(s)) = m / M = 0,100 /65,4 =1,53 10-3 mol Etablir un tableau d'avancement et en déduire les quantités de matière, dans l'état final, des réactifs et produits avancement (mol) Zn(s) + 2H3O+aq =  H2(g) +Zn2+aq + 2H2O initial 0 1,53 10-3 0,40 0 0 solvant en cours x 1,53 10-3-x 0,40-2x x x en final xmax 1,53 10-3-xmax 0,40-2xmax xmax xmax excès 1,53 10-3 mol 0 0,397 mol 1,53 10-3 mol 1,53 10-3 mol Le zinc est en défaut : 1,53 10-3-xmax =0 ; xmax =1,53 10-3 mol On recueille V= 36 mL de gaz, en déduire le volume molaire Vm dans les conditions de l'expérience. n(H2)=V / Vm ; Vm = V / n(H2)=0,036 / 1,53 10-3 =23,5 ~24 L/mol. On désire doser un volume V1 d'une solution aqueuse S1 de dioxyde de soufre de concentration C1 inconnue par une solution aquause S2 de permangagnante de potassium de concientration C2. L'équivalence se produit pour un volume de la solution S2 égal à V2 (eq). L'équation de la réaction support du dosage s'écrit : 2 MnO4- + 5SO2 +2H2O = 2 Mn2+ +5 SO42- + 4H+. Etablir l'équation de la réaction à partir des demi-équations. 2 fois { MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O } l'oxydant  MnO4-se réduit. 5 fois { SO2 +2H2O = SO42- + 4H+ +2e- } le réducteur SO2 s'oxyde. dans le bilan pas d'électrons : 2 MnO4- + 5SO2 +2H2O = 2 Mn2+ +5 SO42- + 4H+. Shématiser le dispositif de dosage sachant que la solution à doser se trouve dans un erlenmeyer. A équivalence, indiquer dans un tableau, en fonction de n1 (quantité de matière initiale de dioxyde de soufre), C2, V2 (eq), les quantités de matière des espèces chimiques présentes dans l'erlenmeyer: dans l'état initial, au cours de la transformation. Le tableau est construit à partir d'un mélange  initial : n1 (SO2) mol et C2V2 éq mol d'ion permanganate. avancement (mol) 2 MnO4- + 5SO2 +2H2O =2 Mn2+ +5 SO42- + 4H+ initial 0 C2V2 éq n1 solvant 0 0 0 en cours x C2V2 éq-2x n1-5x excès 2x 5x 4x équivalence xéq C2V2 éq-2xéq =0 n1-5xéq =0 solvant 2xéq 5xéq 4xéq En déduire une relation entre n1, C2, V2 (eq). Faire l'applictaion numérique avec C2= 2,00 * 10-2 mol. L-1. V2(eq) = 8,30 mL. C2V2 éq-2xéq =0 donne : xéq = ½C2V2 éq. n1-5xéq =0 donne n1=5xéq =2,5 C2V2 éq. n1= 2,5 * 2,00 * 10-2* 8,3 10-3 =4,15 10-4 mol ~ 4,2 10-4 mol. Calculer C1 si V1 = 20,0 mL. C1 = n1 / V1 = 4,15 10-4 /0,020 =2,1 10-2 mol/L.   . ..

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