électricité première S

Aurélie jan 05

première S

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On réalise un mélange de 2 acides dans un verre à pied, on verse un volume V₁=20mL d'acide chlorhydique, de concentration C₁=0,50 mol.L^-1 et un volume V₂=10mL d'acide sulfurique, de concentration C₂=1,0 mol.L^-1. On introduit dans la solution 4,0 g de zinc ; celui-ci est attaqué et il se forme du dihydrogène.
- A la fin de la réaction, reste-il du zinc métal ? Si oui, quelle masse?
- Quelle est alors la concentration en ions zinc de la solution finale?
Zn = 65,4 g/mol

corrigé

Zn (s)+ 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂ (g)

Qté de matière de zinc : 4/65,4 = 6,12 10^-2 mol.

les ions oxonium sont apportés par l'acide :

chlorhydrique : C₁V₁ =0,5*0,02 =0,01 mol

sulfurique H₂SO₄ = 2 H⁺ + SO₄^2- soit 2C₂V₂= 2*1*0,01 = 0,02 mol

soit au total : 0,03 mol

Zn (s) + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂ (g)

départ 0,061 mol 0,03 0 0

en cours 0,061-x 0,03-2x x x

fin 0,061-x_max
0,061-0,015 =0,046
0,03-2x_max=0 x_max
0,015 mol
x_max
0,015 mol

0,03-2x_max =0 soit 0,03-2x_max= 0,015 mol

masse de zinc restante : 0,046 *65,4 = 3 g.

volume solution finale : 0,01+0,02=0,03 L ; [ Zn²⁺]= 0,015 / 0,03=0,5 mol/L.

Oxydation en milieu basique

Ecrire les demi-éqaution des couples Al³⁺ /Al(s) et H⁺ / H₂. 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 AlO₂^-. L'équation chimique obtenue à la question précédente est-elle acceptable pour représenter cette réaction de l'aluminium en milieu basique?
Montrer que l'on peut écrire une équation chimique dont les réactifs sont Al³⁺ et HO^- et dont AlO₂^- et H₂O sont les seuls produits. Est-ce une équation d'oxydoréduction ?
En milieu basique , les ions H⁺ ne sont pas présentts et la demi-équation H₂ (g) = 2H⁺ + 2e^- n'est donc pas appropriée pour représenter le couple oxydant/réducteur dont H₂ (g) est la forme réduite .Qu'obtient -on en combinant cette demi-aquation avec l'équation chimique 2H⁺ + 2HO^- =2H₂O ?
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.
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)+2HO^- +2H₂O =2AlO₂^-+3H₂(g). 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.

corrigé

2 fois{Al (s)=Al³⁺ + 3 e^- }et 3 fois{ 2H⁺ + 2e^-= H₂}

2Al + 6H⁺ = 2 Al³⁺ + 3 H₂

non, car la réaction ci-dessus est en milieu acide (H⁺)

Al³⁺ + 2H₂O =AlO₂^- + 4H⁺ réaction acide base

4HO^- + 4H⁺ = 4H₂O

faire la somme : Al³⁺ + 2H₂O +4HO^- + 4H⁺ = AlO₂^- + 4H⁺ +4H₂O

et en simplifiant Al³⁺ + 4HO^- = AlO₂^- +2H₂O

puis reprendre Al (s)+ 3H⁺ = Al³⁺ + 1,5 H₂

et3H₂O=3HO^- + 3H⁺

et faire l'addition des trois équations précédentes :

Al(s) + HO^- +H₂O = AlO₂^- +1,5 H₂

Qté de mlatière dihydrogène : 0,18 / 24 = 7,5 10^-3 mol

d'après les coefficients de l'équation ci-dessus : Qté de matière aluminium = 7,5 10^-3 / 1,5 = 5 10^-3 mol

or 2H⁺ + 2e^- = H₂

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 96 500 C

Qté de matière d'électricité : 96500*0,015 = 1447 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 O₂ et un volume V₀=50mL d'eau distillée. La réaction de combustion du soufre a pour équation S + O₂ --> SO₂. Lorsque la réaction est terminée, le flacon est agité pour que tout le dioxyde de soufre formé de dissolve. Soit S la solution obtenue.

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.
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. On ajoute environ 10mL d'eau distillée. Un systeme d'agitation est mis en place et on dose par une solution S₁ de permanganate de potassium de concentration C₁=0,02 mol/L Le volume versé de S₁ pour atteindre l'équivalence est V_e=13mL. Au cours de la réaction, SO₂ (incolore) est transformé en ion SO₄^2-(incolore) et l'ion permanganate MnO₄^-(rouge violet) transformé en ion manganèse II Mn²⁺(incolore).
- Avec quel materiel prélève-t-on S₁?
- Pourquoi ajoute-t-on de l'eau? Avec quel matériel l'ajoute-t-on ?
- Ecrire les demi-équations d'oxydoréduction correspondant aux 2 couples mis en jeu.
- Comment l'equivalence est-elle 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.

corrigé

Qté de matière :

n₀(S)= masse (g) / masse molaire (g/mol) = 0,2 /32 = 6,25.10^-3 mol

n₀(O₂)= 1/22,4 = 4,5.10^-2 mol

S +O₂ SO₂

départ 6,25.10^-3 mol 4,5.10^-2 mol 0

en cours 6,25.10^-3 -x 4,5.10^-2 -x x

fin 6,25.10^-3 -x_max=0 4,5.10^-2 - x_max
4,5.10^-2 -6,25.10^-3 =

0,038 mol
x_max
6,25.10^-3 mol

6,25.10^-3 -x_max =0 soit x_max =6,25.10^-3 mol

le réactif en excès est O₂

[SO₂]= 6,25.10^-3 / 0,05 = 0,125 mol/L.

pipette jaugée de 10,0 mL

On dilue la solution pour ne pas utliser une solution concentrée ; on mesure l'eau avec une éporouvette graduée (pas besoin de précision)

MnO₄^- est réduit en ion Mn²⁺

2 fois{ MnO₄^- + 8H⁺+5e^- = Mn²⁺ + 4H₂O}

SO₂ est oxydé en SO₄^2-

5 fois{ SO₂ + 2H2O = SO₄^2- + 4H⁺+2e^-}

2 MnO₄^- + 5SO₂+ 2H₂O = 2Mn²⁺+ 5SO₄^2- + 4H⁺

MnO₄^-introduit avant l'équivalence est transformé en Mn²⁺ ; la solution reste incolore à l'équivalance Mn²⁺ ajouté n'est plus consommé ; la solution devient rouge violet.

A l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stoéchiométriques.

2 MnO₄^- ajouté + 5 SO₂

initial 0 CV= C*0,01 mol

en cours 2x=C₁V₁ 0,01C-5x

équivalence 2 x_eq=C₁V_éq=0,02*0,013=2,6 10^-4
x_eq=1,3 10^-4mol
0,01C-5x_éq=0
C=5x_éq/0,01 = 6,5 10^-2 mol/L

C/C_th= 0,065 /0,125= 0,5

en conséquence dans l'échantillon il n'y a que 50% de soufre.

Soit une solution d'ions cuivre II, dans laquelle on met de la poudre de zinc (par exemple 100mL d'une solution de concentration molaire 0,2mol/L et environ 3g de poudre de zinc. Agiter. On observe alors un dépôt de cuivre et une décoloration de la solution due à la disparition d'ions cuivre II.

Ecrire l'équation de la réaction envisageable. (Sa constante d'équilibre est K=10³⁷)
Calculer le quotient de réaction dans l'état initial.
Quel est le sens d'évolution du système chimique ?
Jusqu'à quelle valeur de l'avancement final le système évolue-t-il ?
Peut-on considérer la transformation comme totale?

corrigé

Cu ²⁺ + Zn (s)= Zn ²⁺+ Cu (s) constante d'équilibre K= [Zn ²⁺]_éq/[Cu ²⁺]_éq

quotient de réaction initial : Q_r,i = [Zn ²⁺]_i/[Cu ²⁺]_i=0 car [Zn ²⁺]_i=0

Q_r,iinférieur à la constante d'équilibre donc évolution dans le sens direct de gauche à droite.

Cu ²⁺ + Zn (s) = Zn ²⁺ + Cu (s)

initial 0,1*0,2 = 0,02 mol 3/65,4 =0,046 mol 0 0

en cours 0,02-x 0,046-x x x

fin 0,02-x_fin
x_fin=0,02 mol
0,046-x_fin
excès de 0,026 mol
x_fin=0,02 mol x_fin=0,02 mol

zinc en excès, Cu²⁺ réactif limittant

la réaction s'arrète lorsque tout les ions Cu²⁺ sont consommés

la constante d'équilibre est très élevée, donc réaction totale

On veut recouvrir de nickel un objet en cuivre.

Ecrire l'équation de la réaction entre les ions nickel(II) et le cuivre avec les nombres stoechiométriques entiers les plus petits possibles.
La constante d'équilibre associée à cette équation vaut K=4,8 10^-20 . Peut on recouvrir de nickel un objet en cuivre en l'immergeant dans une solution de chlorure de nickel (II) à 1 mol/L en présence de nickel ? Justifier.
On dépose sur une plaque de cuivre, une masse de nickel de 6,23g.
- Quelle quantité d'électricité doit traverser l'électrolyseur pour cela ?
- Quelle est la durée de l'électrolyse avec une intensité constante et égale à 2 A ?
Quelle a été la variation de masse de l'électrode en cuivre ?

Données :masses atomiques molaires (g/mol) : Cu = 63,5 ; Ni= 58,7.

corrigé

Ni²⁺ + Cu (s)= Cu ²⁺+ Ni (s)

constante d'équilibre très petite, cette réaction ne peut s'effectuer naturellement dans le sens direct.

elle peut s'effectuer par électrolyse d'une solution de sulfate de nickel avec une cathode en cuivre .

Qté de nickel déposée à la cathode : masse (g) / masse molaire (g/mol) =6,23 / 58,7 =0,106 mol

or Ni²⁺ + 2e^- = Ni(s)

donc 2*0,106 = 0,212 mol d'électrons.

la charge d'une mole d'électrons est en valeur absolue égale à 96 500 C.

Qté d'électricité : 96500*0,212 = 20483 C.

durée (s) = Qté d'électricité (C) / intensité (A) = 20483/2 =10241 s =170,7 min = 2 h 50 min.

la masse de l'électrode, anode en cuivre diminue de : 0,106 mol

soit en masse : 0,106*63,5 = 6,7 g.

On effectue le dosage d'une solution aqueuse de sulfate de fer(II) par une solution de permanganate de potassium de concentration c₂=0,01 mol/L. On prélève 20 mL de la solution d'ions fer (II) que l'on place dans un bécher et on l'acidifie avec de l'acide sulfurique concentré. On obtient l'équivalence losqu'on a versé 16,2 mL de la solution de permanganate de potassium.

Ecrire l'équation-bilan de la réaction pour ce dosage.
Faire le schéma du dispositif.
Définir l'équivalence. Comment la repère t-on pour ce dosage?
Indiquer les espèces chimiques présentes avant l'équivalence, à l'équivalence et après l'équivalence.
Quelle relation entre les quantités de matières d'ions fer(II) et d'ions permanganate peut-on écrire à l'équivalence?( l'acide sulfurique étant ajouté en excès).
En déduire la concentration en ion fer (II).
Calculer la masse de sulfate de fer (II) hydraté: FeSO4, 7H₂0 que l'on doit mettre en solution pour obtenir 500mL de cette solution.

Données: couple oxydant-réducteur: MnO₄^-/Mn²⁺ ; Fe³⁺/Fe²⁺

Masse molaires atomiques en g/mol: M_Fe=56 ; M_S=32 ; M_O=16 ; M_H=1.0

corrigé

MnO₄^- est réduit en ion Mn²⁺

MnO₄^- + 8H⁺+5e^- = Mn²⁺ + 4H₂O

Fe²⁺ est oxydé en Fe³⁺

5Fe²⁺ = 5Fe³⁺+5e^-

MnO₄^- + 5Fe²⁺+ + 8H⁺ = Mn²⁺+ 5Fe³⁺+ 4H₂O

MnO₄^-introduit avant l'équivalence est transformé en Mn²⁺ ; la solution reste incolore à l'équivalance Mn²⁺ ajouté n'est plus consommé ; la solution devient rouge violet.

avant l'équivalence l'ion Fe²⁺ est en excès

A l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stoéchiométriques.

après l'équivalence l'ion permanganate est en excès.

MnO₄^- ajouté + 5 Fe²⁺

initial 0 CV= C*0,02 mol

en cours x=C₁V₁= 0,01 V₁ 0,02C-5x

équivalence x_eq=C₁V_éq=0,01*0,0162=1,62 10^-4
x_eq=1,62 10^-4mol
0,02C-5x_éq=0
C=5x_éq/0,02 = 4,05 10^-2 mol/L

masse molaire FeSO₄, 7H₂0 : 56+32+64+7*18 =278 g/mol

Qté de matière de sulfate de fer dans ½ L : 2,025 10^-2 mol

masse de sulfate de fer heptahydraté : 278*2,025 10^-2 = 5,6 g.

On plonge une lame de nickel dans un bécher contenant 250 mL d'acide chlorhydrique de concentration 0,1 mol/L. On laisse la réaction se dérouler puis on retire la lame et on détermine la concentration des ions oxonium restants : [H₃O⁺]= 0,0025 mol/L.

Déterminer la masse de nickel qui a réagi.
Déterminer le volume de dihydrogène dégagé au cours de l'expérience.

V_mol=22,4 L/mol ; Ni = 58,7 g/mol

corrigé

Ni (s) + 2H⁺ = Ni²⁺ +H₂(g)

Ni (s) + 2H⁺ = Ni²⁺ +H₂(g)

initial n CV= 0,1*0,25
=0,025 mol
0 0

en cours n-x 0,025-2x x x

fin n-x_fin =0
n=x_fin
0,025-2x _fin =0,0025*0,25 =
6,25 10^-4 ;

x _fin=½(0,025-6,25 10^-4 )=1,219 10^-2mol
x _fin x _fin

masse de nickel ayant réagi : 1,219 10^-2*58,7 = 0,72 g.

volume dihydrogène = 1,219 10^-2 *22,4 = 0,27 L.

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.

Ecrire l'équation correspondant a cette réaction.
A l'aide d'un tableau d'avancement de la réaction chimique, trouver le volume V_gazde dihydrogene qui s'est formé et la concentration en ions Fe²⁺
On prélève exactement 10,0mL de cette solution que l'on introduit dans un bécher. On y ajoute une solution de permanganate de potassium. Une réaction chimique a lieu, représentée par l'équation chimique:
MnO₄^- + 5Fe²⁺ + 8H⁺ = Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O
- Quelle quantité de matière d'ions permanganate faut-il verser pour que les ions MnO₄^- et Fe²⁺ soient dans les proportions stoechiométriques ?
- Quelle doit etre la concentration en ion permanganate pour que l'ajout corresponde exactement à 10 mL?
Si la solution contenant des ions Fe²⁺ est exposée au dioxygene de l'air, une partie des ions Fe²⁺ se ransforme en ions Fe³⁺. Comment cela se traduirait-il dans la réaction chimique de la question c)?

corrigé

Fe + 2 H₃O⁺ ----> Fe²⁺ + 2 H₂O + H₂(g)_{Fe

+ 2 H₃O⁺

----> Fe²⁺

+ 2 H₂O

+ H₂(g)

initial

2,56 / 56
= 0,0457 mol

excés ( le fer disparaît)

0

excés

0

en cours

0,0457-x

x

x

fin

0,0457-x_max=0

x_max

x_max}x_max=0,0457 mol.

volume d'hydrogène (L) = Qté de matière (mol) * volume molaire (L/mol)= 0,0457*24 = 1,1 L.

[Fe²⁺]_fin= 0,0457 / 0,1 = 0,457 mol/L.

quantité de matière d'ions permanganate qu'il fautverser pour que les ions MnO₄^- et Fe²⁺ soient dans les proportions stoechiométriques :

d'après l'équation : n_Fe2+ = 5 n_MnO4- ; n_MnO4- = 0,2 n_Fe2+ = 0,2*0,0457 = 0,0091 mol.

[MnO₄^-]=0,0091 / 0,01 =0,91 mol/L.

si une partie des ions Fe²⁺ est oxydé par l'air, il faudra moins d'ion MnO₄^- pour oxyder le reste

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 I₂(aq)/I^-(aq) et O₂(g)/H₂O.

Un flacon étiqueté "H⁺(aq) + I^-(aq) ; c_a= 0,025 mol/L " contient une solution orange. Interpréter cette couleur.
Ecrire l'équation de la réaction entre le dioxygène de l'air et les ions I^- (aq) de la solution.
On 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.
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 S₂O₃^2-(aq). couple redox : S₄O₆^2- / S₂O₃^2-

corrigé

La réaction entre le dioxygène de l'air et les ions I^- (aq) de la solution donne du diiode de couleur jaune brune.

2I^- = I₂ + 2e^- oxydation

½O₂ + 2H⁺ + 2e^- = H₂O réduction

faire la somme : ½O₂ + 2H⁺ + 2I^- = I₂ + H₂O oxydo-réduction

réaction acide base : couple acide / base H⁺/H₂O et H₂O/HO^-.

H⁺ + HO^- = H₂O

à l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stoéchiométriques :

[H⁺]* 10 10^-3 = c V_éq = 0,05 * 3,8 10^-3

[H⁺]= 0,05 * 3,8 / 10 = 0,019 mol/L.

il a donc disparu lentement 0,025-0,019 = 0,006 mol d'ion H⁺ par litre de solution

I₂ + 2e^- = 2I^-réduction

2 S₂O₃^2- =S₄O₆^2- +2e^- oxydation

I₂ + 2 S₂O₃^2- = S₄O₆^2- + 2I^-

à l'équivalence les quantités de matière des réactifs sont en proportions stoéchiomètriques :

n_thiosulfate= 2 n_I2 ; n_thiosulfate= V_équi * [thiosulfate]= 0,01 V_équi

Comment trouver n_I2 ?

½O₂ + 2H⁺ + 2I^- = I₂ + H₂O

initial n 10 10^-3 c_a=10^-2 *0,025
=2,5 10^-4 mol
2,5 10^-4 mol 0 solvant

en cours n-½x 2,5 10^-4 - 2x 2,5 10^-4 - 2x x

fin n-½x _fin 2,5 10^-4 - 2x_fin
= 0,019 * 10^-2 = 1,9 10^-4 mol
1,9 10^-4 mol x _fin

2,5 10^-4 - 2x_fin = 1,9 10^-4 soit x _fin= 6 10^-5 / 2 =3 10^-5 mol

par suite 0,01 V_équi = 2 n_I2 = 6 10^-5 ; V_équi = 6 10^-3 L = 6 mL.

On 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 .

On attaque donc cet alliage avec 10 mL d'acide chlorhydrique ( H⁺ ; Cl^-) à 1 mol/L et 20 mL d'acide sulfurique ( 2H⁺ ; SO₄^2- ) de concentration en soluté apportée 0,5 mol/L. On obtient un dégagement gazeux H₂ dont on mesure le volume V = 0,14 L.

Sachant que les couples oxydant/réducteur sont Zn²⁺/Zn ; H⁺/H₂, écriver les demi équations électroniques et l'équation de la réaction.
Vérifier que l'acide est en excès.
Calculer la masse de zinc contenu dans cet alliage ( en poucentage )
Calculer la concentration en ions Zn ²⁺ (aq) contenus dans la solution .

Données : Vm = 22,4 L/mol ; M(Zn) = 65,4 g/mol

corrigé

Zn = Zn²⁺ + 2e^- oxydation

2H⁺ + 2e^-= H₂ (g) réduction

Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂ (g) oxydo-réduction

Qté de matière initiale d'acide : concentration (mol/L) * volume de la solution (L)

pour l'acide dhlorhydrique : 0,01*1 = 0,01 mol ; pour l'acide sulfurique 0,02*2*0,5 =0,02 mol ; total : 0,03 mol

Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂ (g)

initial n mol 0,03 mol 0 0

en cours n-x 0,03-2x x x

fin n-x_max=0
soit n = x_max
0,03-2x_max en excès x_max x_max

Qté de matière finale de gaz H₂ : volume (L) du gaz / volume molaire (L/mol) = 0,14 / 22,4 = 6,25 10^-3 mol

donc x_max = 6,25 10^-3 mol

et 0,03-2x_max =0,03-2* 6,25 10^-3 =0,017 mol, l'acide est bien en excès.

Qté de matière finale d'ion Zn²⁺ : 6,25 10^-3 mol dans 20+10 = 30 mL ou 0,03 L

concentration [Zn²⁺] = Qté de matière (mol) / volume de la solution (L) =6,25 10^-3 / 0,03 =0,21 mol/L.

Qté de matière de zinc métal : 6,25 10^-3 mol

masse (g) = Qté de matière (mol) * masse molaire du zinc =6,25 10^-3 *65,4 = 0,41 g.

soit 0,41 / 1*100 = 41 %

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