Aurélie sept 2000


devoirs 1ère S : oxydo-réduction

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1

alliage cuivre, zinc, alluminium

Un alliage métallique (Al Cu Zn) est utilisé dans l'analyse quantitative des ions nitrates. On traite 0,5 g de cet alliage par 100ml d'acide chlorhydrique à 5mol/L. Le dégagement gazeux observé a un volume de 0,3 L. On prélève 50mL de la solution obtenue et on y ajoute un excès d' une solution d' hydroxyde de sodium ; il n' y a pas de précipitation d' hydroxyde .

Une lame d' aluminium décapée , trempée dans cette solution , permet de recueillir 0,0125g d'un dépot métallique.

  1. Ecrire les équations bilan des réactions traduisant le dégagement gazeux et le dépot métallique.
  2. Déduire des données numériques la composition massique de l'alliage

    masses molaires atomiques en g .mol -1 Zn: 65,4 Cu : 63.5 Al: 27


corrigé

le cuivre n'est pas attaqué par l'acide chlorhydrique alors que le zinc et l'aluminium sont oxydés et donnent un dégagement de dihydrogène.

Zn + 2H+ --> Zn2+ + H2

Al + 3H+ --> Al3+ + 1,5 H2


On appelle a, b, c ,respectivement les quantités de matière (moles) de cuivre, de zinc, d'aluminium.

masse (g) = masse molaire fois quantité de matière en mole

masse de l'alliage = somme des masses des constituants

0,5 = 63,5 a + 65,4 b + 27 c (1)


Quantité de matière de dihydrogène formée : 0,3 / 22,4 = 0,0134 mol

b mol de H2 provient de l'oxydation du zinc

1,5 c mol de H2 provient de l'oxydation de l'aluminium

b + 1,5 c = 0,0134 (2)


Les ions zinc et aluminium conduisent en présence de soude en excès à des précipités qui se redissolvent dans l'excès de soude. La solution contient les ions [Zn(OH)4] 2-et [Al(OH)4] -.

L'aluminium , réducteur plus fort que le zinc, plongé dans cette solution s'oxyde en ion Al3+ tandis que les ions zinc se réduisent en zinc métal.

(on n'écrira pas les ions complexés dans un soucis de clarté)

2 Al + 3 Zn2+ -->2Al3+ + 3 Zn

0,0125 g de dépot de zinc à partir de 50 ml de solution soit 0,025 g à partir de 100 mL de solution

ou encore : 0,0250/65,4 = 3,82 10-4 mol de zinc dans 0,5 g d'alliage

0,025*100/0,5= 5% zinc.


Or b + 1,5 c = 0,0134 (2) avec b= 3,82 10-4

c = 0,0130 /1,5 = 0,0086 mol d'aluminium

soit 0,0086*27 = 0,208 g

ou 0,208*100/0,5 = 41,6 % Al.





2

chlorure d'argent

On fait barboter du gaz dihydrogène dans une solution aqueuse de nitrate d'argent. Peu à peu de l'argent finement divisé apparaît dans la solution. On réalise cette réaction avec 0,5 L de H2. Au bout de quelques minutes on arrête l'expérience, on filtre la solution et on y ajoute quelques gouttes de chlorure de sodium. Un précipité blanc apparaît.

Quelles sont les affirmations exactes ? justifier.

  1. Cette réaction est le siège d'un équilibre chimique.
  2. Lors de la réaction entre le dihydrogène et le nitrate d'argent, le dyhydrogène est le réducteur le plus fort.
  3. Les proportions stoéchiométriques indiquent qu'une mole de dihydrogène réagit avec deux moles d'ion argent.
  4. On peut espérer obtenir au mieux 2,16 g d'argent
  5. Le précipité blanc traduit la présence d'un sulfate

Ag=108 g mol-1. volume molaire 24 L mol-1 .


corrigé


H2 est un réducteur plus fort que le métal argent.

H2-->2H+ + 2 électrons (oxydation)

2 fois {Ag+ + 1 électron --> Ag }(réduction)

H2 + 2 Ag+ -->2 H+ + 2 Ag

il n'y a pas d'équilibre chimique, la réaction précédente est totale.

Deux moles d'ion argent réagissent avec 1 mole de H2.


Quantité de matière de dihydrogène :

volume (litre) divisé par le volume molaire

0,5 / 24 =0,0208 mol

Qté de matière d'argent : 2* 0,0208= 0,0416 mol Ag

soit : 0,0416*108 = 4,5 g


Le précipité traduit la présence d'ion chlorure ou d'ion argent

Ag+ + Cl- --> AgCl solide blanc

L'ion sulfate est mis en évidence à partir des ions baryum.

Ba2+ + SO42- --> BaSO4. solide blanc



3

dosage du diiode

 L'ion peroxodisulfate S2O82- oxyde l'ion iodure , le milieu réactionnel brunit progressivement du fait de la formation de diiode. A la date t0=0 on mélange un volume V1=50 cm3 de solution d'iodure de potassium et un volume identique V2 de solution de peroxodisulfate de potassium .

A différentes dates on prélève 10 cm3 du milieu que l'on refroidit dans de l'eau glacée. Le diiode contenu dans le prélevement est dosé à l aide d'une solution de thiosulfate de sodium ( 2Na+ et S2O32-) de concentration molaire C=0,02 mol.L-1.

  1. Ecrire l'équation bilan de la réaction étudiée.
  2. Ecrire l'équation bilan de la réaction de dosage . Comment peut on s'apercevoir avec précision la disparition complète du diiode?
  3. Déterminer la relation entre [I2] formé et le volume de la solution de thiosulfate ajoutée à l'équivalence du dosage.

S2O82- / SO42- : 2V ; I2 / I- : 0,62 V ; S4O62- / S2O32- : 0,09 V.

 

corrigé


réaction étudiée :

S2O82- est l'oxydant le plus fort, il se réduit en ion sulfate

S2O82-+ 2 e- --> 2 SO42-

L'ion iodure, le réducteur le plus fort, est oxydé en diiode I2.

2I- --> I2 + 2e-.

S2O82-+ 2I- --> I2 + 2 SO42-


réaction de dosage du diiode

I2 + 2e--->2I- réduction du diiode

2 S2O32- -->S4O62- + 2 e- oxydation du réducteur S2O32-

2 S2O32- + 1 I2--> 2I- + S4O62- .

indicateur de fin de réaction :l'empoi d'amidon donne avec le diiode une couleur violet foncé, presque noir.


D'après les coefficients de l'équation bilan du dosage :

deux moles d'ion thiosulfate réagissent avec une seule mole de diiode.

A l'équivalence, les quantités de matière de réactifs mis en présence sont proportionnelles aux coefficients de l'équation.


S2O32-
I2
coeff de l'équation
2
1
Qté de matière
0,02 * V équivalent
[ I2]*0,01

[ I2]*0,01 *2 =0,02 * V équivalent






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