Aurélie nov 04


Oxydo-réduction

zinc et acide chlorhydrique

transformations du fer.

mélange aluminium et zinc + acide sulfurique

teneur d'un minerai en oxyde d'étain SnO2




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Concentration d'acide chlorhydrique :

Afin de déterminer la concentration molaire d'une solution d'acide chlorhydrique, on introduit 100mL de cette solution et 5,0 g de zinc dans un ballon de 250 mL. On ferme alors immédiatement le ballon avec un bouchon muni d'un tube, relié par un tuyau à un capteur de pression. Celui-ci permet de mesurer la variation de pression due au dégagement de dihydrogène. A l'état final, le système contient encore du zinc et la pression a augmenté de 9,55.103 Pa à 20°C.

  1. Ecrire l'équation chimique de la réaction entre les ions H+ (aq) contenus dans la solution d'acide chlorhydrique et le zinc Zn (s).
  2. Quel est le réactif limitant ? Justifier.
  3. Dans quel volume le dihydrogène formé est il contenu ? On négligera le volume du tuyau.
  4. On note Dn la variation de quantité de matière de gaz entre l'état initial et l'état final et D P la variation de pression mesurée (DP = Pfinale - Pinitiale). Ecrire la relation entre D n et D P .
  5. Calculer la quantité de matière de dihydrogène produite.
  6. Calculer la concentration molaire d'ions H+ (aq) de la solution d'acide chlorhydrique.
  7. En déduire la concentration molaire c de la solution d'acide chlorhydrique
  8. Quelle masse de zinc solide reste-t-il à la fin de la transformation ?

Données: constante des gaz parfaits: R=8,314 J.K-1 mol-1; Zn = 65,4 g/mol.

 


corrigé
Zn + 2H+ donne Zn2+ + H2 gaz

zinc en excès d'après le texte .

Le dihydrogène est contenu dans le volume : 250 -100 = 150 mL = 0,15 L = 0,15 10-3 m3.

D P * Volume H2 = D n *RT

T= 273 +20 = 293K; V= 0,15 10-3 m3; R=8,31 J K-1 mol-1.

D n = 9,55 103 * 0,15 10-3 / (8,31*293)= 5,88 10- 4 mol dihydrogène

donc 2*5,88 10-4 = 1,17 10-3 mol acide dans 0,1 L de solution

concentration de l'acide : 1,17 10-2 mol/L

5,88 10-4 mol zinc attaqué soit : 5,88 10-4 *65,4 = 0,038 g.

il reste : 5-0,038 = 4,96 g de zinc.

 




Formation et transformation de fer :

On mélange20,0 tonnes d'oxyde de fer, Fe2O3(s) et 5,00 tonnes d'aluminium en poudre, puis on initie la réaction en chauffant le mélange. On observe alors la formation de fer métal et d'oxyde d'aluminium Al2O3(s) .

  1. Ecrire l'équation chimique associée à cette transformation .
  2. Quel est le réactif limitant .
  3. Calculer la masse des produits formés et de la masse du réactif resté en excès à la fin de la réaction.
  4. Quelle masse de souffre S(s) faut-il utiliser pour transformer en sulfure de Fer FeS(s) le fer métal ainsi préparé .

Al= 27 ; O=16 ; Fe= 56 ; S=32 g/mol.

 


corrigé
2Al + Fe2O3 donne Al2O3 + 2 Fe

Quantité de matière initiale :

Al : 5 106 / 27 = 1,85 105 mol

Fe2O3 : masse molaire = 2*56+3*16 = 160 g/mol

20 106 / 160 =1,25 105 mol oxyde de fer


2 Al
+ Fe2O3
--> Al2O3
2 Fe
initial
1,85 105 mol
1,25 105 mol
0
0
en cours
1,85 105 -2 x
1,25 105 - x
x
2 x
final
0
1,25 105 -0,925 105 =0,325 105 mol
0,925 105 mol
1,85 105 mol
A la fin l'un au moins des réactifs a disparu :

1,85 105 -2 xmax =0 donne xmax = 0,925 105 mol

1,25 105 - xmax = 0 donne xmax =1,25 105 mol

l'aluminium est en défaut.


masse d'oxyde de fer restant : 0,325 105 *160 = 5,2 106 g = 5,2 tonnes .

masse d'alumine (masse molaire = 2*27 +3*16 = 102 g/mol) formée :

0,925 105 * 102 = 9,43 106 g = 9,43 t.

masse de fer formé : 1,85 105 *56 =10,36 106 g = 10,36 t.


Fe + S donne FeS

il faut 1,85 105 mol de soufre

masse molaire S = 32 g/mol

masse de soufre : 1,85 105 *32 = 5,9 106 g = 5,9 t.


 



On dispose d'un mélange homogène de poudres d'aluminium Al(s) et de zinc Zn(s), dont on veut connaître les proportions massiques respectives. Pour cela, on prélève une masse totale m=2.41 g de mélange, auquel on ajoute de l'acide sulfurique concentré. Deux transformations chimiques se produisent. A la fin de ces transformations, les espèces solides ont été consommées en totalité et on a recueilli un volume V=2,59 L de gaz à 20°C et sous une pression de 1,013.105 Pa.

Les équations chimiques associées aux transformations observées sont les suivantes :

2Al (s) + 6H+ = 2Al3+ (aq) + 3H2 (g) (1)

Zn (s) + 2H+ (aq) = Zn2+ (aq) + H2 (g) (2)

  1. Quel est le gaz recueilli ?
  2. Calculer la quantité de matière correspondante.
  3. Quelle info permet d'affirmer que les quantités de matière initiales d'aluminium et de zinc sont égales aux quantités de matière consommées? On les notera n(Al) et n(Zn).
  4. .Ecrire la relation entre les quantités de matière d'aluminium et de zinc consommées et la quantité de matière totale de gaz produit.
  5. Exprimer les quantités de matières initiales d'aluminium et de zinc en fonction de la masse x d'aluminium contenue dans l'échantillon prélevé.( Al : 27 ; Zn : 65,4 g/mol)
  6. Calculer la masse x d'aluminium contenue dans l'échantillon
  7. En déduire les pourcentages massiques d'aluminium et de zinc du mélange homogène.

corrigé
Le gaz recueilli est le dihydrogène.

Qté de matière n (mol) : la loi des gaz parfait s'écrit n = PV/(RT)

T=273 +20 )= 293 K ; n= 1,013 105 * 2,59 10-3 / (8,31*293)= 0,108 mol.

A la fin de ces transformations, les espèces solides ont été consommées en totalité : donc les quantités de matière initiales d'aluminium et de zinc sont égales aux quantités de matière consommées.

D'après les coefficients de l'équation (1) : n(H2) = 3 n(Al)

D'après les coefficients de l'équation (2) : n(H2) = n(Zn)

total : n(H2) = 3 n(Al) + n(Zn) = 0,108. (3)

Quantité de matière aluminium dans m = 2,41 g de mélange :

n(Al) = masse aluminium (g) / masse molaire (g/mol) = x/27

Qté de matière de zinc dans m= 2,41 g de mélange :

n(Zn) = masse zinc (g) / masse molaire (g/mol)

n(Zn) = (2,41-x) / 65,4.

repport dans (3) : 0,108 = 3x/27 + (2,41-x)65,4

réduire au même dénominateur et faire les produits en croix :

0,108*27*65,4 = 3*65,4 x + (2,41-x)*27

190,7=196,2 x + 65,07 - 27x

x = (190,7-65,07) / (196,2-27) = 125,63 / 169= 0,74 g.

% massique aluminium : 0,74*100 / 2,41 = 30,8 % ; % massique zinc : 100-30,8 = 69,2%.



On se propose de déterminer la teneur en oxyde d'étain II SnO2 d'un minerai d'étain.

  1. Un échantillon de masse m = 0,44 g est broyé, puis traité, en milieu acide et à chaud, par de la poudre de plomb Pb en excès : on obtient des ions étain II et des ions plomb II.
    - Pourquoi opère t-on à chaud ? Et pourquoi utilise t-on un excès de plomb ?
    Ecrire les demi-équations d'oxydoréduction et retrouver l'équation de la réaction.
    ( couples redox : SnO2 / Sn2+ ; Pb2+ / Pb)
  2. On suppose que le plomb ne réagit qu'avec SnO2 dans l'échantillon. Lorsque l'on estime la réaction complète, le solide restant est séparé puis rincé à l'eau, qui est ensuite rajoutée à la solution. La solution S obtenue est dosée par une solution de dichromate de potassium acidifiée de concentration C = 0,02 mol L-1. L'élément étain repasse à l'état de SnO2. On précise que le couple dans lequel intervient l'ion dichromate est Cr2O72- / Cr3+
    -Ecrire les demi équations d'oxydoréduction et retrouver l'équation de la réaction du titrage.
    Cr2O72- + 3 Sn2+ + 2 H+ = 2 Cr3+ + H2O + 3 SnO2
  3. Le titrage nécessite un volume Ve = 21,7 mL de la solution de dichromate de potassium.
    - Dresser le tableau d'évolution correspondant à la réaction ayant lieu lors du titrage puis établir la relation littérale entre la concentration C de la solution de dichromate de potassium, le volume Ve utilisé de cette solution et la quantité n(Sn2+) d'ions Sn2+ titrée. Calculer numériquement cette valeur.
    - En déduire le pourcentage massique de SnO2 (s) dans ce minerai.( Sn = 118,7 g/mol)

corrigé
à chaud la réaction est plus rapide ; le plomb doit être en excès afin que l'on soit sûr de réduire complétement l'oxyde d'étain en ion étain Sn2+.

SnO2 + 4H+ + 2e- = Sn2+ + 2H2O réduction

Pb (s) = Pb2+ + 2e- oxydation.

bilan : SnO2 + 4H+ + Pb(s) = Pb2+ + Sn2+ + 2H2O (1)


dosage :

Cr2O72- + 14 H+ + 6e- = 2 Cr3+ + 7 H2O. réduction

3 fois{ Sn2+ + 2 H2O = SnO2 + 4H+ + 2e- } oxydation

Cr2O72- + 3 Sn2+ + 2 H+ = 2 Cr3+ + H2O + 3 SnO2 .


Cr2O72- ajouté
+3 Sn2+
+ 2 H+
= 2 Cr3+
+ H2O
+ 3 SnO2
initial
0
n(Sn2+)
en excès
0
solvant, grand excès
0
en cours
x= CV
n(Sn2+)- 3 x
2x
3x
équivalence
xe= CVe
n(Sn2+)- 3 xe=0
2xe
3xe
n(Sn2+)- 3 xe=0 donne n(Sn2+)= 3 xe=3 CVe.

n(Sn2+) =3* 0,02*21,7 10-3 = 1,3 10-3 mol.

d'après (1) n(SnO2 )= n(Sn2+)= 1,3 10-3 mol.

masse molaire SnO2 : 118,7+2*16=150,7 g/mol

masse SnO2 : Qté de matière (mol) * masse molaire (g/mol) = 1,3 10-3* 150,7 = 0,196 g.

soit en pourcentage massique : 0,196 *100/0,44 = 44,6 %.





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