Réactions d'oxydoréduction

1. On considère les paires de couples oxydant / réducteur suivants : Cr₂O₇^2- / Cr³⁺ ; I₂/I^-.
   NO₃^- / NO(g) ; Cu²⁺/Cu.
   MnO₄^- / Mn²⁺ ; Fe³⁺/Fe²⁺
   IO₃^- / I₂ ; I₂/I^-.
   Pour chaque exemple, sachant que l'oxydant du premier couple réagit avec le réducteur du second couple, écrire l'équation de la réaction d'oxydoréduction.
2. La réaction de l'acide chlorhydrique sur le zinc est une réaction lente mettant en jeu les deux couples : H⁺/H₂ (g) et Zn²⁺/Zn. On introduit un morceau de zinc impur, de masse 5,0g, 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.
   - Ecrire l'équation de la réaction se produisant entre le zinc et les ions oxonium.
   - Quel est le pourcentage massique de zinc dans le morceau du zinc impur ?
3. Le peroxyde d'hydrogène, ou eau oxygénée, peut donner lieu dans certaines conditions à une réaction de dismutation. Les deux couples mis en jeu sont : H₂O₂ / H₂O et O₂ / H₂O₂.
   - Ecrire les deux demi équations d'échange électronique relative aux couples (1) et (2)
   - Quel est le rôle de l'eau oxygénée dans le couple (1) ?
   - En déduire l'équation de la réaction de dismutation de l'eau oxygénée.
4. Un berlingot d'eau de Javel contient une solution d'ions hypochlorite ClO^-. La concentration en ions hypochlorite de la solution diminue lentement avec le temps par suite de la réaction de l'ion hypochlorite sur l'eau. Les deux couples oxydant / réducteur mis en jeu sont :ClO^- / Cl^- et O₂ / H₂O
   - Equilibrer séparément les deux demi équations d'échange électronique. Quel est le rôle de l'eau ? et celui de l'ion hypochlorite ?
   - En déduire l'équation de la réaction qui est responsable de la disparition des ions hypochlorite.

Les ions peroxodisulfate S₂O₈^2- réagissent avec les ions iodure I^-. Les produits de la réaction sont des ions sulfate SO₄^2- et du diiode.

1. Ecrire l'équation de cette réaction.
2. On étudie la cinétique de cette réaction chimique, pour trois conditions expérimentales différentes :

   expérience	1	2	3
   température °C	20	20	35
   [S2O82- ]i (mol/L	0,02	0,01	0,02
   [I- ]i (mol/L	0,04	0,02	0,04

   L'indice i pour les concentrations signifie qu'il s'agit des concentrations initiales dans le mélange. A l'aide d'un échelle de teintes, on détermine la durée de formation diiode à une concentration donnée. On obtient les résultats suivants :

   [I2] (mol/L)	0,002	0,004	0,006	0,008
   temps ( système A) minute	3,3	7,5	13,3	20
   temps ( système B) minute	8,3	21,7	36,7	60
   temps ( système C) minute	35	110	230	390

3. Associer à chaque système chimique l'expérience qui lui correspond.
4. Justifier le fait que la technique de mesure utilisée était adaptée à l'étude cinétique de la réaction pour les 3 conditions expérimentales choisies.
5. Serait encore vrai, si on voulait suivre l'évolution de la concentration en diiode par des titrages successifs.
6. Afin de réaliser un tirage, à t=7,5 min, on a prélevé 10,0 mL du système A que l'on a versé immédiatement dans 100 mL d'eau glacée. Justifier ce mode opératoire.
7. Le titrage par une solution de thiosulfate de sodium de concentration en soluté apporte 0,010 mol/L conduit à un volume à l'équivalence V_éq=8,2mL. Calculer la concentration en diiode de la solution titrée.

dismutation :

L'eau oxygénée est une solution aqueuse de peroxyde d'hydrogène H₂O₂, qui peut se décomposer lentement en eau et en dioxygène. Cette réaction fait intervenir les deux couples redox :H₂O₂ / H₂O et O₂ / H₂O₂.

On remarque que l'eau oxygénée joue un rôle d'oxydant dans le premier couple et de réducteur dans le second. Une telle réaction est appelée réaction de dismutation.

1. Etablir l'équation de décomposition de l'eau oxygénée.
2. L'étiquette d'un eau oxygénée vendu en pharmacie indique 20 volumes cela signifie que dans les conditions normales de température (0°C) et de pression ( 1 atm , ou 1013 hPa), un litre d'eau oxgénée libère 20L de l'oxygène lors de sa décomposition.
   - Déterminer la concentration [H₂O₂] de cette solution. On rappelle que dans les conditions normales de températures et de pression, le volume molaire est de 22,4 L/mol.
   -L'étiquette porte l'indication 6% H₂O₂ (en masse). Justifier ce pourcentage.
   masse atomique molaire (g/mol)H=1 ; O=16. Densité de l'au oxygénée : d=1,01.

facteur limitant

On considère l'oxydation lente de l'acide oxalique par les ions permanganate. L'équation de la réaction s'écrit :

2MnO₄^- + 5 H₂C₂O₄ + 6H⁺-->2Mn²⁺ + 10 CO₂ +8 H₂O

A la date t=0, on mélange un volume de 25 mL de la solution de permanganate de potassium, de concentration c₀=0,01 mol/L et un volume de 20 mL d'acide oxalique de concentration c_r=0,1 mol/L. On ajoute un volume de 5,0 mL d'acide sulfurique pour acidifier la solution.

1. L'ion permanganate, MnO₄^- (aq) et l'acide oxalique, H₂C₂O₄ (aq), appartiennent aux couples redox suivants :
   MnO₄^- /Mn²⁺ ; CO₂ / H₂C₂O₄
   Ecrire les dem équations électroniques relatives aux deux couples et établir l'équation de la réaction donnée dans l'énoncé.
2. Déterminer les quantités de matière des reactifs mis en présence.
3. Des deux reactifs mis en présence, quel est celui qui constitue le facteur limitant ?
4. Quelle est la concentration des ions manganèse, en fonction de réaction ?
5. L'ion MnO₄^- (aq) en solution est de couleur violette. L'acide oxalique et l'ion manganèse en solution sont incolores, Comment peut on mettre en évidence l'évolution de la réaction ?