Oxydoréduction : tableau descriptif de l'évolution du système lycée.

Magnésium et ion Al3+. Dans V=0,50 L d'une solution de chlorure d'aluminium ( Al3+(aq) + 3 Cl-(aq) ) de concentration molaire en soluté apporté c = 0,20 mol/L on ajoute une masse m de magnésium métallique. Calculer m si le magnésium constitue le réactif limitant. M(Mg) = 24,3 g/mol. Couples oxydant / réducteur : Al3+(aq) / Al(s) et Mg2+(aq) / Mg(s) Le magnésium s'oxyde : 3 fois { Mg(s) = Mg2+(aq) + 2e- } oxydation L'ion aluminium se réduit : 2 fois { Al3+(aq) + 3e- = Al(s } réduction Dans le bilan les électrons n'apparaissent pas : 2Al3+(aq) + 3Mg(s) =2 Al(s) +3 Mg2+(aq) . Quantité de matière initiale n0 d'ion Al3+(aq) : volume (L) * concentration (mol/L) n0 = 0,5 * 0,2 = 0,10 mol. avancement 2Al3+(aq) + 3Mg(s) = 2 Al(s) + 3 Mg2+(aq) . initial 0 0,10 n 0 0 en cours d'évolution x 0,10-2x n-3x 2x 3x fin xmax 0,10-2xmax n-3xmax 2xmax 3xmax Mg(s) est en défaut : n-3xmax =0 ; n = 3xmax . Si les conditions sont stoechiométriques : 0,10-2xmax= 0 soit xmax=0,05 mol Par suite : n = 0,15 mol m = n M = 0,15*24,3 = 3,6 g.   Cuivre métal et ion argent. On dissout m = 6,24 g de sulfate d'argent Ag2SO4 dans V= 50 mL d'eau distillée. Du cuivre métallique est alors ajouté à cette solution. Ecrire l'équation de dissolution du soluté Ag2SO4 et en déduire la concentration initiale en ion argent [Ag+]0 = c0. 1 Ag2SO4(s) = 2Ag+(aq) + SO42-(aq). Masse molaire Ag2SO4 : M= 2*108+32+4*16 =312 g/mol n= m M = 6,24 312 = 0,020 mol.  Concentration en soluté apporté : [Ag2SO4(s)]0= n(mol) V (litre) = 0,020 0,050 = 0,40 mol/L. Tenir compte des nombres stoechiométriques : [Ag+]0 = 2 [Ag2SO4(s)]0 =0,80 mol/L. L'ion argent constituant le réactif limitant : Quelle masse m d'argent métallique obtient-on ? Couples oxydant / réducteur : Cu2+(aq) / Cu(s) et Ag+(aq) / Ag(s) Le cuivre s'oxyde : Cu(s) = Cu2+(aq) + 2e- oxydation L'ion argent se réduit : 2 fois { Ag+(aq) + e- = Ag(s } réduction Dans le bilan les électrons n'apparaissent pas : 2Ag+(aq) + Cu(s) =2 Ag(s) + Cu2+(aq) . Quantité de matière initiale n0 d'ion Ag+(aq) : volume (L) * concentration (mol/L) n0 = 0,05 * 0,8 = 0,04 mol. avancement 2Ag+(aq) + Cu(s) = 2 Ag(s) + Cu2+(aq) . initial 0 0,04 n 0 0 en cours d'évolution x 0,04-2x n-x 2x x fin xmax 0,04-2xmax n-xmax 2xmax xmax Ag+(aq) est en défaut : 0,04-2xmax =0 ; xmax=0,02 mol. m = n M = 0,04*108 = 4,3 g. Quelle est la concentration molaire finale en ion Cu2+(aq) ? Si les conditions sont stoechiométriques : n-xmax= 0 soit n = xmax=0,02 mol [Cu2+(aq)]= n V = 0,02 0,05 = 0,4 mol/L Quel est le nombre d'électrons échangés entre les réactifs ? NA = 6,02 1023 mol-1. Ag+(aq) + e- = Ag(s ) : la quantité de matière (mol) d'électrons est donc égale à la quantité de matière d'ion argent.( 0,04 mol) Ne-= n NA = 0,04 *6,02 1023 ~ 2,4 1022. Zinc métal et acide chlorhydrique. Dans un flacon de 600 mL on introduit une masse m= 0,730 g de poudre de zinc. L'acide chlorhydrique H3O+(aq) + Cl-(aq), en excès, est ajouté à l'aide d'une seringue. On mesure la pression du gaz dans le flacon hermétique grâce à un capteur de pression. La pression initiale du gaz dans le flacon est p0 = 994 hPa ; la pression finale est Pfinal=1537 hPa. Afin de connaitre avec précision le volume occupé par le gaz dans le flacon, on ajoute 510 mL d'eau avec une éprouvette graduée pour remplir le flacon à ras bord. La température a été maintenue constante à 25°C. Ecrire l'équation bilan. Couples oxydant / réducteur : H3O+(aq) / H2(g) et Zn2+(aq) / Zn(s). Zn(s) = Zn2+(aq) + 2e- oxydation 2H3O+(aq) + 2e- = H2(g) + 2H2O(l) réduction Dans le bilan les électrons n'apparaissent pas. Zn(s) + 2H3O+(aq) = Zn2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l) Etablir le tableau d'avancement.  Quantité de matière initiale de zinc :n = masse (g) / masse molaire (g/mol = 0,730/65,4 =1,116 10-2 mol ~1,12 10-2 mol avancement 2H3O+(aq) + Zn(s) = Zn2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l) initial 0 acide en exès 1,12 10-2 0 0 solvant en grand excès en cours d'évolution x 1,12 10-2 -x x x fin xmax 1,12 10-2 -xmax xmax xmax Déduire du tableau la relation entre n(H2) et x. n(H2) = x. Déterminer l'avancement maximale théorique. Le zinc étant en défaut : 1,12 10-2 -xmax théorique =0 ; xmax théorique = 1,12 10-2 mol. Montrer que l'avancement peut être déterminé à partir de la relation x(t)=xmax.Dp(t)/Dpfinal. Le dihydrogène est considéré comme un gaz parfait. La température et le volume occupé par le gaz sont constants. n(H2) = PH2 V RT = constante * PH2 pression de H2(g) quantité de matière H2(g) ou avancement (mol) x(t) xmax A la date t : Dp(t)= p(t) -p0. x(t) =constante *Dp(t) Dp(t) Dpfinal A la fin : Dpfinal=pfinal -p0. xmax= constante *Dpfinal En déduire la valeur expérimentale de l'avancement de la réaction à l'instant de date t = 15 min. Hypothèse : la réaction étant assez rapide, l'avancement maximal est sans doute atteint à la date t = 15 min. V = 510 mL = 5,1 10-4 m3 ; T = 273+25 = 298 K ; R = 8,31 J mol-1 K-1 ; Dpfinal=1537-994 =543 hPa = 5,43 104 Pa. n(H2) = xmax = Dpfinal V RT = 5,43 104 *5,1 10-4 8,31*298 =1,12 10-2 mol. La valeur trouvée étant à peu près identique à l'avancement maximal théorique, l'hypothèse est bien vérifiée.  On pèse une masse m= 0,486g de magnésium que l'on verse dans 100 mL d'eau. On verse ensuite de l'acide chlorhydrique concentré (H+ (aq) +Cl-(aq)) en excès ; il se produit un dégagement gazeux, que l'on récupère, issu d'une réaction d'équation bilan : Mg(s) +2H+(aq) --> Mg2+(aq) + H2(g) (l'ion Cl- (aq) est une espèce spectatrice). M(Mg)= 24,3 g.mol. Calculer la quantité de matière initiale de Magnésium . n(Mg)i) = masse (g) / masse molaire (g/mol) = 0,486 / 24,3 =2,00 10-2 mol. Calculer la valeur de l'avancement maximal xmax de la transformation chimique puis faire le bilan de matière à l'état final. avancement 2H+(aq) + Mg(s) = Mg2+(aq) + H2(g) initial 0 acide en exès 2,00 10-2 0 0 en cours d'évolution x 2,00 10-2 -x x x fin xmax 2,00 10-2 -xmax xmax xmax 2,00 10-2 0 2,00 10-2 2,00 10-2 2,00 10-2 -xmax = 0 soit xmax =2,00 10-2 mol. Quand tout le magnésium a disparu, on mesure un volume V de gaz dégagé : V = 0,454 L. En déduire le volume molaire Vm dans les conditions opératoires. La quantité de matière de dihydrogène( gaz) est égal au volume de dihydrogène divisée par le volume molaire des gaz. n(H2) = xmax = V Vm ; Vm = V xmax = 0,454 0,02 =22,7 L mol-1. On attaque m=10 g d'un alliage en laiton ( alliage de zinc zt de cuivre ) par une solution d'acide chlorhydrique (H+ (aq) +Cl-(aq)) en excès. Seu le zinc Zn(s) est détruit par l'acide chlorhydrique ; le zinc qui se transforme en ions Zn2+(aq), tandis que du dihydrogène gazeux (H2(g)) se dégage. Ecrire l'équation bilan de la réaction chimique qui se produit entre le zinc et les ions hydrogène. Dresser le tableau d'évolution de la transformation chimique. On note n0 la quantité de matière initiale de zinc. avancement 2H+(aq) + Zn(s) = Zn2+(aq) + H2(g) initial 0 acide en exès n0 0 0 en cours d'évolution x n0 -x x x fin xmax n0 -xmax xmax xmax n0 0 n0 n0 Quel est le réactif limitant ? Exprimer l'avancement maximal xmax en fonction de la quantité de matière initiale du réactif limitant. Le zinc est le réactif limitant : n0 -xmax =0 soit xmax = n0 Le volume de dihydrogène formé est V = 0,90 L . Données : Vm = 24,4 L.mol ; M(Zn) = 65,4 g.mol ; M(Cu) = 63,5 gmol. En déduire la quantité de matière de dihydrogène formé. Exprimer cette quantité de matière en fonction de l'avancement maximal xmax. En déduire la masse de zinc (m(Zn)) qui a initialement réagi. n(H2) = xmax = V Vm = 0,90 24,4 = 3,69 10-2 ~3,7 10-2 mol. n(H2)= xmax = n0=3,69 10-2 mol masse de zinc ( g) = quantité de matière (mol) * masse molaire ( g/mol) m = 3,69 10-2 *65,4 = 2,4 g. Déterminer le porcentage en masse de chaque métal dans le morceau de laiton. % Zn : 2,4 /10*100 =24 % ; masse de cuivre 10-2,4 = 7,6 g soit 76 %.

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