Préparateur en chimie et sciences physiques, concours ATRF Nantes 2022. Autour de l'iode En poursuivant votre navigation sur ce site, vous acceptez l’utilisation de Cookies vous proposant des publicités adaptées à vos centres d’intérêts. . . . . . . .. .. ...... ... Exercice I : L’iode et sa composition L’iode est l’élément de numéro atomique Z=53. Il existe sous la forme de 37 isotopes dont un seul est stable, caractérisé par son nombre de neutrons N = 74. 1.1 Que signifie le terme « isotope » ? Des isotopes ne diffèrent que par leur nombre de neutrons ; ils ont le même numéro atomique Z.  1.2 Indiquer, pour l’isotope stable de l’iode, son nombre de : 53 protons ; 53 électrons ; 53+74 = 127 nucléons .  Dans la classification périodique des éléments, l’iode se situe dans l’avant-dernière colonne avec, entre autres, le chlore et le brome. 1.3 À quelle famille chimique appartient l’iode ? Halogènes. 1.4 Donner le nom et le symbole chimique de deux autres éléments présents dans la même colonne que l’iode. Fluor, chlore, brome, astate. Exercice II : Le diiode en solution En solution aqueuse, le diiode est très peu soluble : sa solubilité vaut 330 mg.L-1 .  1.1 Pour préparer 50,0 mL d’une solution saturée en diiode, quelle masse minimale faut-il peser ? 330 x50 /1000 =16,5 mg. 1.2 Calculer la concentration en mol.L-1 d’une solution saturée en diiode. Donnée : masse molaire atomique de l’iode : 126,5 g.mol-1. 0,330 / 126,5= 2,60 10-3 mol / L. Sur l’étiquette du flacon de diiode, on trouve les pictogrammes suivants. 1.3 Associer à chaque pictogramme sa signification. 1.4 Quel document doit-on consulter si on souhaite davantage d’informations sur les dangers et la conduite à tenir pour manipuler ce produit chimique ? INRS, fiches de données et de scurité. Numéro CAS d'une substance chimique. La solubilité du diiode étant très faible dans l’eau, l’astuce consiste à rajouter de l’iodure de potassium au diiode solide : il se forme alors du triiodure I3 - dont les caractéristiques en solution sont les mêmes que le diiode. 1.5 Donner la formule chimique de l’iodure de potassium. KI.  1.6 Dans la liste des termes ci-dessous, entourer celui adapté à l’espèce triiodure I3 - :  Atome Molécule Cation Anion 1.7 Préciser les mesures que vous prendriez pour préparer une solution de diiode. Port de blouse, gants, travail sous hotte aspirante. Ne rien jeter à l'évier. Exercice III : Utilisation d’une solution de diiode en TP Un enseignant souhaite faire un TP autour de l’extraction liquide-liquide : l’objectif du TP est de séparer un mélange contenant des ions cuivre Cu2+ et du diiode. Un volume V0=500,0 mL d’une solution S0 d’ions cuivre Cu2+ de concentration C0=0,1 mol.L-1 et un volume V1=100,0 mL d’une solution S1 de diiode de concentration C1=10-3 mol.L-1 sont mélangés pour constituer le mélange final (solution S).  1.1 En quelques lignes, décrire le protocole de préparation de la solution S0. On précisera en particulier la masse de sulfate de cuivre pentahydraté à peser. Donnée : masse molaire du sulfate de cuivre pentahydraté : 249,7 g.mol-1. 0,05 mol dans 0,5 L soit 0,05 x249,7=12,5 g Peser 12,5 g de sulfate de cuivre. Placer dans une fiole jaugée de 500 mL contenant 1/3 d'eau distillée. Agiter jusqu'à dissolution complète. Compléter avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge. Agiter pour rendre homogène. 1.2 Calculer les concentrations en ions Cu2+ et en diiode dans le mélange final (solution S) en mol.L-1 .  [Cu2+] =V0C0 /(V0+V1)=500 x0,1 / 600=8,33 10-2 mol / L. [I2]= V1C1 /(V0+V1)=100 x10-3 / 600=1,67 10-4 mol / L. On donne quelques caractéristiques de solvants disponibles au laboratoire. 1.3 Expliquer pourquoi on ne peut pas utiliser l’éthanol comme solvant d’extraction. L'eau et l''éthanol  sont miscibles. 1.4 Quel solvant d’extraction choisirez-vous entre le dichlorométhane et le cyclohexane ? On justifiera le choix. Dichlorométhane : nocif , risques graves pour la santé. Cyclohexane : nocif , risques graves pour la santé, inflammable et dangereux pour l'environnement..  1.5 Pour chaque résidu de ce TP, indiquer le bidon de récupération adéquat. On dispose des bidons suivants : acides, bases, sels métalliques, solvants halogénés, solvants non halogénés, évier. Solution de sulfate de cuivre : sel métallique. Cyclohexane : solvant non halogéné.  Dichlorométhane solvant halogéné. La verrerie utilisée pour l’extraction est schématiséeci-dessous.  1.6 Quel est le nom de cette verrerie ? Ampoule à décanter. 1.7 Annoter le schéma en précisant les compositions de chaque phase à l’issue de l’extraction.  1.8 Proposer un protocole permettant de confirmer les valeurs des densité des différents solvants. Peser un volume V = 100 mL de chaque solvant. Comparer à la valeur trouvée pour l'eau. Exercice IV : Étalonnage d’une solution de diiode Pour étalonner une solution de diiode, on procède en deux étapes :  titrage d’une solution contenant des ions thiosulfate puis titrage de la solution de diiode à l’aide de la solution titrée de thiosulfate. A - Titrage d’une solution de thiosulfate de sodium Pour le titrage, on utilise comme étalon de l’iodate de potassium de formule KIO3. 1.1 Calculer la masse molaire moléculaire de l’iodate de potassium.  Données : masses molaires atomiques (g.mol-1 ) O : 16,0 K : 39,1 I : 126,9 39,11+126,9+3x16,0=214 g/mol.  Dans un cahier de laboratoire, on trouve le protocole suivant « Préparer une solution en iodure de potassium de concentration Ciodure=0,1 mol.L-1 . Peser une masse miodate dans une coupelle puis la dissoudre dans une fiole jaugée de 50,0 mL. Prélever un volume Viodate=10,0 mL, un volume Viodure=5 mL puis ajouter 10 mL d’une solution d’acide sulfurique à 1 mol.L-1 : la solution doit passer du jaune-orangé à l’incolore. Doser cette solution par la solution de thiosulfate contenue dans la burette » 1.2 Compléter les lignes suivantes en indiquant pour chaque prélèvement la verrerie la plus adaptée :  Iodate : pipette jugée 10,0 mL  Iodure : pipette jaugée 5,0 mL.  Acide sulfurique :pipette graduée 10 mL.  1.3 Donner la formule brute de l’acide sulfurique. H2SO4. 1.4 L’acide sulfurique peut être considéré comme un diacide fort : que signifient ces termes ?  L'acide sulfurique réagit totalement avec l'eau en libérant deux ions H+aq.  Pour préparer la solution d’iodure de potassium, on dispose au laboratoire d’une solution de concentration 0,5 mol.L-1 . 1.5 Quel est le nom donné à l’opération consistant à préparer une solution à partir d’une solution plus concentrée ? Dilution.  1.6 Quel volume de cette solution mère à 0,5 mol.L-1 faut-il prélever pour préparer 100,0 mL d’ une solution en ion iodure à 0,1 mol.L-1 ? Facteur de dilution 0,5 /0,1 =5. Il faut prélever 100 /5=20,0 mL de solution mère. 1.7 Ecrire les demi-équation relatives aux couples en présence. Données : couples mis en jeu I2 (aq) /I- (aq) et IO3 - (aq) / I2 (aq). 5 fois {  2I-aq =I2aq + 2e-  } 2IO3 - aq +12H+aq +10e- = I2 (aq)+ 6H2O(l) 1.8 En déduire la réaction entre les ions iodure et iodate. 2IO3 - aq +12H+aq +10e- +10I-aq=  I2 (aq)+ 6H2O(l) +5I2aq + 10e-. 2IO3 - aq +12H+aq +10I-aq=6 I2 (aq)+ 6H2O(l) .  1.9 Entourer le terme qui caractérise cette réaction :  acide/base oxydoréduction complexation précipitation.  1.10 Pourquoi le protocole précise-t-il d’ajouter de l’acide sulfurique dans la solution ? L'acide sulfurique est l'un des réactifs, il ne doit pas être en défaut.  1.11 Écrire la relation liant la quantité de matière initiale en iodate niodate et la quantité de diiode formée nI2. nI2 = 3 niodate. . L’équation de dosage s’écrit : I2 (aq) + 2 S2O3 2- (aq) --> S4O6 2- (aq) + 2 I- (aq). 1.12 Ecrire la relation liant la quantité de matière formée nI2 et la quantité de matière ajoutée à l’équivalence nthiosulfate. nthiosulfate.=2nI2.  On souhaite un volume équivalent aux alentours de 15 mL. 1.13 En déduire qu’il faut peser une masse de l’ordre de 0,05 g d’iodate de potassium. Donnée : la concentration de la solution de thiosulfate de sodium vaut environ 0,1 mol./ L. nthiosulfate.=15 x0,1 = 1,5 mmol ; nI2 = 0,75 mmol. niodate = 0,75 / 3 = 0,25 mmol. 0,25 M(Iodate de potassium) = 0,25 x214 =54 mg ou 0,05 g. 1.14 On dispose au laboratoire de la verrerie suivante : annoter cette photo. B - Vérification d’une solution de Lugol Une solution de Lugol, appelée également solution d’iodure de potassium iodée ou encore eau iodée, fait partie de la liste des médicaments essentiels de l’OMS grâce à son effet antiseptique. Un enseignant souhaite faire avec ses élèves le dosage d’une solution de Lugol. Il vous indique une partie du protocole dont les élèves disposent : on place la solution aqueuse de thiosulfate de sodium titrée dans une burette graduée de 25 mL.  On introduit dans un erlenmeyer un volume V0= 20,0 mL de la solution de Lugol. On ajoute 20 mL d'eau distillée, mesurée à l’éprouvette graduée. On verse la solution de thiosulfate de sodium jusqu’à observer un changement de couleur. On fera deux dosages : un grossier puis un précis, à la goutte près ». 2.1 Evaluer le volume de solution de thiosulfate de sodium à préparer pour que l’enseignant fasse son TP. On précise que l’enseignant dispose d’une seule classe, avec 2 groupes de 8 binômes. Par binôme 2 x25 = 50 mL 16 x50 =800 mL. 2.2 En déduire la masse de thiosulfate de sodium à peser pour préparer cette solution. Données : Masse molaire moléculaire du thiosulfate de sodium : 248,2 g.mol-1 La concentration de la solution de thiosulfate de sodium vaut environ 0,10 mol./ L. Pour préparer 1 L soit 0,10 mol, il faut peser 0,10 x 248,2 = 24,8 g de thiosulfate de sodium.  Les élèves ont obtenu les volumes équivalents suivants (en mL) : 16,00 ; 15,90 ; 15,95 ; 15,90 ; 16,00 ; 16,05 ;16,00 ; 15,95 ; 8,00. 2.3 Calculer la valeur moyenne des volumes équivalents cohérents. 15,97 ~16,0 mL. 2.4 En vous aidant de la réponse précédente, calculer la masse de diiode contenue dans le prélèvement de 20,0 mL de Lugol. Données : Masse molaire atomique de l’iode : 126,9 g.mol-1 La concentration de la solution de thiosulfate de sodium vaut 1,01.10-1 mol.L-1 . L’équation de dosage est I2 (aq) + 2 S2O3 2- (aq) → S4O6 2- (aq) + 2 I- (aq).  n(S2O3 2- )= 15,97 x 0,101=1,61 mmol. n(I2) =1,61 / 2 =0,806 mmol dans 20,0 mL de lugol. masse de diiode : 0,806 x126,9=102 mg ou 0,102 g. 2.5 En déduire la masse contenue dans 1 L de solution. 0,102 x1000 / 20 =5,1 g. 2.6 Le Lugol existe sous forme de solution à 1 %, 2 % et 5 % (m/m) : quelle forme a été utilisée pour le TP ? Solution à 5 % ( 5 g de lugol dans 100 g de solution). Exercice V : Étude cinétique de la décomposition de l’eau oxygénée A - Préparation de la cinétique  On donne le spectre d’absorption d’une solution de diiode en milieu ion iodure. 1.1 Quel est le nom de l’appareil qui a permis d’obtenir ce spectre ? Spectrophotomètre UV visible.  1.2 L’ordonnée est l’absorbance : quelle autre grandeur aurait-on pu utiliser ? La proportion de lumière transmise ou la proportion de lumière absorbée. 1.3 Dans quel domaine du spectre électromagnétique a-t-il été tracé ? 400 à 700 nm, domaine visible.   Pour les élèves, on ne dispose pas de l’appareil de la question 1.1 mais de colorimètres dont on peut régler la longueur d’onde sur quelques valeurs. 1.4 Indiquer la valeur de la longueur d’onde appropriée pour ce suivi cinétique (on justifiera brièvement la réponse). Pour une meilleur précision, on se place au maximum d'absorption, vers 480 nm. Pour relier absorbance et concentration en diiode, on prépare plusieurs solutions. Solution 1 2 3 4 5 6 Volume solution mère (mL) 0 2 4 6 8 10 Volume eau distillée Quantité suffisante pour 10,0 mL Concentration diiode ( mol / L) 0 0,4 10-3 0,8 10-3 1,2 10-3 1,6 10-3 2,0 10-3 1.5 Quel est l’intérêt de la solution n°1 ? Faire le blanc. Mesure de l'absorbance du solvant.   1.6 Quelle loi est mise en évidence ? On précisera le nom, la formule de la loi ainsi que les noms et unités usuelles des grandeurs qui apparaissent. Loi de Beer Lambert. A= log (I0/I) = elc ( A est l'absorbance ou densité optique) où e est un coefficient caractéristique de la substance appelé coefficient d'absorbance (L mol-1 cm-1), l est l'épaisseur de la cuve (cm) et c la concentration de la solution (mol/L). 1.7 En déduire une relation numérique entre l’absorbance et la concentration en diiode [I2]. ... .... B - Suivi cinétique On prépare un mélange contenant 18,0 mL d’une solution d’iodure de potassium de concentration C=0,10 mol.L-1 et 10,0 mL d’une solution d’acide sulfurique de concentration Cacide= 2,0 mol.L-1 . À l’instant t=0, on verse rapidement 2,0 mL d’une solution d’eau oxygénée de concentration CH2O2 = 2,0.10-2mol.L-1 que l’on agite rapidement avant de transférer immédiatement une partie du mélange dans un cuve de spectrophotométrie. 2.1 Pourquoi est-il précisé « que l’on agite rapidement avant de transférer immédiatement ». La réaction entre l'eau oxygénée et le diode est rapide. 2.2 Calculer les quantités de matière initiales de chaque réactif. Iodure : 18,0 x0,10 = 1,80 mmol. Acide sulfurique : 20 mmol en excès. Eau oxygénée : 2,0 x2,0 10-2 =4,0 10-2 mmol.  L’équation de la réaction de cinétique s’écrit : H2O2 (aq) + 2 I - (aq) + 2 H + (aq) → 2 H2O (l) + I2 (aq). 2.3 Quel est le réactif limitant ? On justifiera brièvement la réponse. n(H2O2) / 1 = 4,0 10-2 mmol ; n(I-) / 2 = 1,8 /2 = 0,9 mmol ( en excès) 2.4 En déduire la quantité maximale de diiode formée. 0,04 mmol.  2.5 Citer un exemple de dispositif de suivi EXAO (EXpérimentation Assistée par Ordinateur). La vidéomécanique utilise une webcam comme interface.  2.6 Déduire les paramètres d’acquisition que l’on exprimera en minutes puis en secondes :  Période d’échantillonnage : 0,5 s Durée d’acquisition : 20 s. 2.7  Calculer la concentration finale en diiode dans le mélange. Absorbance finale : 0,74. A = 176 C ; [I2]= 0,74 / 176 ~4,2 10-3 mol / L. 2.8 La réaction est-elle totale ? A partir de 4,0 mmol de H2O2 on peut espérer obtenir au mieux 4,0 10-3 mmol de diiode dans 30 mL de mélange réactionnel. 4,10-3 / 0,030 =0,13 mol / L. La réaction n'est pas encore terminée au bout de 20 s.. 2.9 L’enseignant souhaiterait faire cette réaction à une température plus élevée : quelle solution matérielle lui conseillez-vous ? La température est un facteur cinétique. Aumenter la période d'échantillonnage et la durée de l'acquisition. Exercice VI : Propriétés physiques de l’iode 1.1 À température modérée, il est aisé de voir la sublimation du diiode : préciser les états physiques concernés par ce changement d’état. Passage de l'état solide à l'état gazeux.  On donne le diagramme PT de l’iode 1.2 Préciser les unités (noms et symboles) dans le système international de la pression et de la température. Pression : pascal ( Pa) ;  Température : kelvin ( K).  1.3 Outre celle présente sur le diagramme PT et celle du Système International, citer une autre unité usuelle de la pression.  bar, hectopascal..  1.4 Le point triple d’une espèce correspond au point de pression et de température où les 3 états physiques solide-liquide-gaz co-existent : déduire du diagramme les coordonnées du point triple. Dans les caractéristiques physiques de l’iode, on trouve notamment les informations suivantes : Conductivité électrique : 8,0.10-8 S.m-1 ; enthalpie de fusion : 7,824 kJ.mol-1 . 1.5 Compléter le tableau ci-dessous. Symbole de l'unité Nom de l'unité Grandeur physique associée S siemens conductance électtrique m mètre longueur J joule énergie mol mole quantité de matière Exercice VII : l’iode dans le milieu médical L’iode 131 est utilisé comme traceur radioactif notamment en scintigraphie : on injecte un isotope radioactif de l’iode qui se désintègre selon la réaction suivante  53 131 I --> 54 131 Xe+ -10e . 1.1 Donner le nom de l’élément chimique Xe apparaissant dans cette équation et son numéro atomique. xénon : Z = 54.  1.2 Au cours de cette désintégration, les photons émis transportent une énergie E=2,6.10-2 pJ. Quelle est la longueur d’onde associée à ces photons ? Données : 𝐸 = h c / l ; c = 3.108 m.s-1 ; h=6,63.10-34 J.s. l = hc / E = 6,63 10-34 x3 108 /(2,6 10-14)=7,65 10-12 m.  Pour l’examen de contrôle de la thyroïde, on donne au patient une gélule d’iodure de potassium (ou de sodium) contenant une masse m=3.10-8 g d’iode. 1.3 Convertir la masse en nanogramme. 30 ng. 1.4 Combien de noyaux d’iode sont ingérés par le patient ?  Données : nombre d’Avogadro Na=6,02.1023 mol-1 ; masse molaire atomique iode 131 : 131 g.mol-1. 3 10-8 / 131=2,29 10-10 mol. 2,29 10-10 x6,02 1023 =1,38 1014 noyaux.  L’iode ingéré possède une demi-vie t½ = 8 jours : cela signifie qu’au bout de ce temps, il ne reste que la moitié du nombre de noyaux initial. 1.5 Combien de noyaux reste-t-il au bout de 1 mois (on pourra simplifier le calcul en considérant que 1 mois = 32 jours). 32 = 4 t½. 1,38 1014 / 24 =8,6 1012 noyaux. . 1.6 Quel pourcentage de noyaux reste-t-il au bout de 1 mois ? 8,6 / 138 x100 =6,2 % (ou 100 / 16 )   Un autre isotope est désormais de plus en plus administré, l’iode 123 dont la durée de demi-vie est de 13,2 h. 1.7 Quel est l’intérêt d’utiliser cet isotope plutôt que l’isotope 131 ? Cet isotope a pratiquement disparu de l'organisme au bout de 8 périodes soit environ 8 x13,2 =106 heures ( 4 jours).

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