Aurélie déc 2001


oxydo-réduction

le cérium

dioxyde de soufre

ion fer II

eau oxygénée

zinc et acide chlorhydrique

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Le cerium en solution possède deux degrés d'oxydation +4 et +3. Le potentiel standart de ce couple est Eo(Ce4+/Ce3+)= +1,72V. Le fer, lui aussi,possède deux degrés d'oxydation +3 et +2. Le potentiel standart de ce couple est Eo(Fe3+/Fe2+)=+0,77V.

  1. Ecrire la reaction redox qui a lieu entre ces 2 couples. (Ce4+ oxydant et Fe2+ réducteur )
  2. Le fer au degre d'oxydation +2 n'est pas stable et s'oxyde spontanément au contact de l'oxygène de l'air. On utilise donc un composé particulier, le sel de mohr (FeSO4,(NH4)2SO4,6H2O), qui réagit comme FeSO4. Calculer la concentration d'une solution préparée à partir de 30 g.de sel de mohr pour 500mL de solution.
  3. Cette solution sert à doser du sulfate de cérium IV.
    - Quelle est la formule de ce sel ?
    - On dose 40 mL de solution de sulfate de cerium et on observe la disparition de la couleur initiale(orangée) pour un volume de solution de sel de Mohr versé égal à Véq=13,4ml. Calculer la concentration de la solution de sulfate de cérium.
  4. Au point d'équivalence, quelle est la composition de la solution (nature et concentration des differents espèces présentes) ? (pour cette question,ne prendre en compte que FeSO4 dans le sel de Mohr).
données : masse atomique: H=1 ; N=14 ; O=16 ; S=32 ; Fe=55.85 ; K=39 ; Mn=55 g /mol
corrigé
 

Ce4+ + Fe2+ donne Ce3+ + Fe3+

masse molaire du sel de Mohr : 55,85 +32+64+36+96+6*18 =391,85 g/mol

30 / 391,85 = 0,0766 mol dans ½ L soit 0,153 mol/L.

Ce(SO4)2

à l'équivalence , les quantités de matière de réactifs mis en jeu sont dans les proportions stoéchiomètriques

0,153 * 13,4 = 2,05 mmol Fe2+ ajouté

2,05 = 40 [Ce4+] d'où [Ce4+] = 5,12 10-2 mol/L .

la solution contient alors Fe3+ ; Ce3+ ; SO42-.

volume du bêcher : 53,4 mL

Fe3+ : 2,05 / 53,4 = 3,84 10-2 mol/L

Ce3+ : 2,05 / 53,4 = 3,84 10-2 mol/L

la solution est électriquement neutre :

3[Ce3+] + 3[Fe3+] = 2 [sulfate]

[sulfate] = 0,115 mol/L.




Le permanganate de potassium (KMnO4) peut être utilisé pour doser le dioxyde de soufre en solution aqueuse. Les 2 couples concernés par la reaction redox sont (MnO4-/Mn2+) :Eo= +1,51V et (SO42-/ SO2) : Eo=+0,17V.

  1. Ecrire les deux demi-équations et l'équation bilan de la reaction redox. (MnO4- oxydant et SO2 réducteur).
  2. On verse dans un bêcher 35mL d'une solution aqueuse contenant SO2. On ajoute une solution de permanganate de potassium faite en dissolvant 0,40g. dans 50 mL. On constate que la coloration violette des ions permanganate apparaît pour un volume ajouté Veq=7,4mL.
    - Calculer la concentration de la solution de permanganate de potassium .
    - Calculer la concentration de la solution initiale de dioxyde de soufre et la masse de dioxyde de soufre dans les 35mL.

    données : masse atomique: H=1 ; N=14 ; O=16 ; S=32 ; Fe=55.85 ; K=39 ; Mn=55 g /mol


corrigé :

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

5 fois { SO2 +2H2O = SO42- + 4H+ +2e- }

dans le bilan pas d'électrons :

2 MnO4- + 5SO2 +2H2O donne 2 Mn2+ +5 SO42- + 4H+.


masse molaire KMnO4 : 39 +55 +64 = 158 g/mol

0,4 /158 = 2, 53 10-3 mol dans 0,05 L

[MnO4-]= 2,53 10-3 / 0,05 = 5,06 10-2 mol/L


à l'équivalence , les quantités de matière de réactifs mis en jeu sont dans les proportions stoéchiomètriques.

7,4 *0,0506 = 0,374 mmol d'ion permanganate mis en jeu

donc d'après les coefficients de l'équation bilan :

2,5 fois 0,374 = 0,937 mmol SO2 dans 35 mL

[SO2]=0,937 / 35 = 2,67 10-2 mol/L

0,937 *(32+2*16) = 60 mg.



On fait reagir 0,725 g de fer métallique avec 50 mL d'une solution d'acide sulfurique de concentration en soluté apporte 1 mol/L. Il se forme des ions Fe2+ (aq) et du dihydrogène.

  1. Ecrire une équation chimique représentant la transformation de ce système.
    - De quel type d'équation s'agit-il ? Justifier la réponse.
  2. Quelle est l'équation de dissolution de l'acide sulfurique H2SO4 (l) dans l'eau ?
    - En déduire la quantité de matière d'ions oxonium H3O+ présents dans les 50 mL de solution avant qu'on y introduise le fer.
  3. A l'aide d'un tableau d'avancement déterminer la quantité de matière d'ions Fe2+ (aq) à l'état final.
    - Le volume est complèté exactement à 100 mL avec de l'eau distillée. Quelle est la concentration en ions Fe2+ (aq) ?
  4. Afin de réaliser un dosage, on introduit 20,0 mL de cette solution dans un erlenmeyer en présence d'un excès d'acide. La solution dosée de permanganate de potassium de concentration inconnue est placée dans la burette. Ecrire l'équation du dosage.
    - Il faut 8,7 mL de la solution titrée pour que le mélange prenne une légère coloration violette persistante. Que peut on en déduire ?
    - A l'aide du tableau d'avancement à l'équivalence déterminer la quantité de matière d'ions permanganate présents dans les 8,7 mL versés.
    - En déduire la concentration de la solution titrée.

masse molaire du fer : 56 g/mol


corrigé :

Fe + 2H+ donne Fe2+ et H2 gaz

réaction oxydo réduction (fer réducteur)

H2SO4 + 2 H2O donne 2H3O+ et ion sulfate SO4 2-

1 *0,05 *2 = 0,1 mol ion oxonium et 0,05 mol ion sulfate dans 50 mL de solution

Qté de matière initiale de fer : 0,725 / 56 = 0,013 mol de fer


Fe
+ 2 H+
--> Fe2+
+ H2
initial
0,013 mol
0,1 mol
0
0
en cours
0,013-x
0,1-2x
x
x
final
0
0,1-2*0,013

= 0,074 mol

0,013 mol
0,013 mol
avancement maxi = 0,013 mol (acide en excès)

le volume de la solution est amené à 0,1L

[Fe2+] = 0,013 / 0,1 = 0,13 mol/L.


MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O réduction

5fois {Fe2+ = Fe3+ + e- }

MnO4- + 5 Fe2+ + 8H+ donne 5Fe3+ + Mn2+ et 4 H2O

au changement de coloration les quantités de matière d'ion permanganateajouté et d'ion Fe2+ sont en proportions stoéchiométriques. On note [MnO4-] =C

MnO4- ajouté
+ 5 Fe2+
initial
0
20*0,13 mol = 2,6 mmol
en cours
x
2,6 -5x
équivalence
8,7 C mmol
2,6-5*8,7C = 0

8,7C*5 = 2,6

C = 2,6 / (5*8,7) = 0,06 mol/L ion permanganate.



dosage eau oxygénée H2O2 par une solution de permanganate de potassium à 0,01 mol/L. Le volume versé à l'équivalence est V =18mL de permanganate de potassium. Les couples redox mis en présence sont MnO4- / Mn2+ et O2 / H2O2.

  1. Qu'elle est l'équation bilan.
  2. On prépare 100 mL de solution aqueuse contenant 5 mL d'eau oxygénée ; on verse 10 mL de cette solution dans un erlenmeyer. En considérant le gaz dioxygène pratiquement insoluble dans l'eau et en prenant pour volume molaire des gaz 22,4 L/mol, déduire du titrage précédant le volume de gaz susceptible d'être formé, après décomposition de 5mL de solution d'eau oxygénée.
  3. Si un litre de solution d'eau oxygénée dégage en se dismutant totalement 30 litres d'oxygène, cette eau oxygénée est à 30 volumes. Evaluer le titre volumétrique de l'eau oxygénée du commerce.

corrigé :

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

5 fois {H2O2 = O2 + 2H+ + 2e- } oxydation

2 MnO4- + 5 H2O2 + 6H+ donne 5 O2 + 2 Mn2+ + 8H2O

l'eau oxygénée du commerce est diluée :100 / 5 = 20 fois.

stoéchiométriques. On note [H2O2]diluée =C

MnO4- ajouté
+ 2,5 H2O2
initial
0
10 C mmol
en cours
x
10C -2,5x
équivalence
18*0,01 = 0,18 mmol
10 C-2,5*0,18 = 0

10C = 0,45

C = 0,045 mol/L eau oxygénée diluée.

et en tenant compte de la dilution : 20*0,045 = 0,9 mol/L.


volume de gaz libéré par 5 mL d'eau oxygénée concentrée lors de la réaction avec l'ion permanganate :

5*0,9 = 4,5 mmol eau oxygénée

soit 4,5 mmol O2 ou 0,0045*22,4 = 0,1 L


2 H2O2 --> O2 + 2 H2O

la concentration de l'eau oxygénée précédente est 0,9 mol/L

0,45 mol O2 sont susceptibles d'être libérées par 1L d'H2O2

soit 0,45 *22,4 = 10 litres O2 (ou 10 volumes)



Un filtre de nickel de masse m =0.50 g est plongé dans un becher contenant 0.25 L d'une solution acide chlorydrique de concentration C=0,02 mol/L. Au cours de l'expérience ,on observe un degagement gazeux H2 et des ions Ni 2+ apparaisent dans la solution.

  1. Quels sont les couples redox misent en jeu .
  2. Ecrire l'equation de la reaction d'oxydo-reduction
  3. Déterminer la quantite de matiere initial des réactifs.
  4. Quel est le volume de gaz dégagé au cours de cette expérience.
  5. Déterminer la masse de nickel ayant réagit.
  6. Quel est la masse de fil de nickel à la fin de l'expérience.

On donne Vm = 24L/mol ; Ni=58,7 g/mol


corrigé :

Ni2+/Ni : Ni=Ni2++2e- oxydation

et H+/H2 : 2H+ +2e- = H2(g) réduction

Ni+2H+=Ni2+ + H2(g) oxydoréduction

masse(g) / masse molaire (g/mol)=0,5 / 58,7=8,52 mmol nickel

volume (L)*concentration (mol/L)=0.25*0,02= 5 mmol acide


Ni
+2H+
Ni2+
+ H2(g)
initial
8,52 mmol
5 mmol
0
0
en cours
8,52-x
5-2x
x
x
équivalence
8,52-2,5 = 6,02 mmol
0 défaut
2,5 mmol
2,5 mmol
xmax = 2,5 mmol

volume de gaz (L) = Qté de matière (mol) * volume molaire (L/mol)

2,5 10 -3 *24=0,06 L

donc 2,5 mmol nickel attaqué soit 2,5 10-3*58,7 = 0,146 g

il reste 0,5-0,146 = 0,354 g nickel



la réaction de l'acide chlorydrique sur le zinc est une réaction lente mettant en jeu les couples : H+(aq) / H2(g) et Zn2+(aq) / Zn(s). On introduit un morceau de zinc impur, de masse 5.0 g, 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.

  1. Ecrire l'équation de la réaction se produisant entre le zinc et les ions oxonium.
  2. Quel est le pourcentage massique de zinc dans le morceau de zinc impur ? ( Zn = 65,4 g/mol)

corrigé
Zn (s ) = Zn2+ + 2e- oxydation

2H+ + 2e- = H2 réduction

bilan : Zn (s ) + 2H+ = Zn2+ + H2

Qté de matière d'acide initiale : concentration (mol/L) * volume de la solution (L) = 1*0,2 = 0,2 mol

Qté de matière d'acide finale : 0,05 mol

Qté de matière d'acide ayant réagi : 0,2-0,05 = 0,15 mol

donc d'après les coefficients de l'équation bilan : ½* 0,15 = 0,075 mol de zinc.

masse de zinc attaqué (g) = Qté de matière (mol) fois masse molaire (g/mol)= 0,075*65,4 = 4,905 g.

% massique du zinc : 4,905*100/5 = 98,1%.



à suivre ...

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à bientôt ...