Série de chimie N°1 :
Transformations rapides et transformations lentes
Exercice 1 :
Nous mélangeons à 25 °C , un volume V2 = 10 mL de l’eau oxygénée 𝐻2 O2 (𝑎𝑞) acidifié de
concentration molaire C1 = 5. 10 −2 mol. l−1 et un volume V2 = 20 mL d’iodure de potassium
(K + − −1
(aq) + I (aq) ) de concentration molaire C 2 = 0.8 mol. l .
1. Déterminer les deux couples qui interviennent dans la réaction et écrire la demi -équation de chaque
couple.
2. Déduire l’équation bilan.de la réaction d’oxydoréduction.
3. Quelle est l’évolution du mélange qui se produit que nous pouvons distingué à l’o eil nu.
4. Dresser le tableau d’évolution de la réaction.
5. Calculer l’avancement maximal 𝐱 𝐦𝐚𝐱 , et déduire le réactif limitant.
6. Déduire la quantité de matière de la diode formée à la fin de l’expérience.
7. Nous répétons l’expérience précèdent toute en gardant la même température et en augmentant la
concentration de la solution iodure de potassium à C2′ = 1 mol. l−1.
7.1. Qu’arrivera-t-il à la durée de la réaction ?
7.2. Que se passerait-il-si nous mettons le premier mélange dans l’eau glacée ?
Exercice 2 :
On plonge une lame de zinc de masse m = 2g .dans une solution d’acide chlorhydrique
+
(H(aq) + Cl−(aq) )en excès. Au cours de la réaction il y a formation des ions Zn2+
(aq) et production d’un gaz
qui donne une détonation en présence d’une flamme.
1. Ecrire les demi-équations redox et déduire l’équation bilan entre l’acide chlorhydrique et le zinc.
2. Dresser le tableau d’avancement de la réaction et déterminer l’avancement maximal.
3. Calculer le volume de dihydrogène libéré à la fin de réaction.
4. Calculer la masse m(H2 ) du chlorure de zinc formé à la fin de la réaction.
On donne : 𝑽𝒎 = 𝟐𝟒𝑳. 𝒎𝒐𝒍 −𝟏; 𝑴(𝒁𝒏) = 𝟔𝟒, 𝟓𝒈. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 ; 𝑴(𝑪𝒍) = 𝟑𝟓, 𝟓𝒈. 𝒎𝒐𝒍 −𝟏 .
Exercice 3 :
Une solution acidifiée de permanganate de potassium (𝑲 + (𝒂𝒒) + 𝑴𝒏𝑶𝟒− ) réagit avec une solution
(𝒂𝒒)
contenant des ions chlorure 𝐂𝐥 −
(𝐚𝐪). Il se forme du chlorure 𝐂𝐥𝟐 (𝐠) gazeux.
1- D’après les couples oxydant / réducteur donnés ci-dessous écrire les demi-équations correspondant à
𝐌𝐧𝐎− 𝟒 (𝐚𝐪) 𝐂𝐥𝟐 (𝐠)
ces couples : ⁄ 𝟐+ ; ⁄𝐂𝐥−
𝐌𝐧 (𝐚𝐪) (𝐚𝐪)
2- En déduire l’équation bilan de la transformation chimique qui se produit dans cette expérience.
3- Quelle est la valeur du volume de dichlore que l’on peut préparer à partir de m = 10 g de
permanganate de potassium solide. L’acide sera mis en excès.
Données : Volume molaire dans les conditions de l’expérience 𝑽𝒎 = 𝟐𝟒𝑳. 𝒎𝒐𝒍 −𝟏;
𝑀(𝐾) = 39,1𝑔. 𝑚𝑜 𝑙 −1 ; 𝑀 (𝑀𝑛) = 54,9 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 ; 𝑀 (𝑂) = 16,0 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1 .
Série de chimie N°1 :
Transformations rapides et transformations lentes
Exercice 4 :
Pour une solution de diiode 𝐈𝟐 (𝐚𝐪) , on verse un volume 𝑽𝒐𝒙 = 𝟐𝟎. 𝟎𝐦𝑳 dans un bécher avec l’empois
d’amidon ; on obtient alors une solution bleu foncé ( l’empois d’amidon est un indicateur coloré
permettant de visualiser le passage de l’équivalence : avant l’équivalence la solution est bleue : après
l’équivalence la solution est incolore).Dans une burette graduée, on introduit une solution de thiosulfate
de sodium (𝟐𝑵𝒂+ (𝒂𝒒) + 𝑆2 𝑂32− (𝑎𝑞 ) )où la concentration des ions thiosulfate est : Créd =
0,20. 10 −2 mol. l−1. On fait couler cette solution dans le bécher jusqu’à disparition de la couleur bleu
foncé : ont versé un volume Vréd = 24,2mL. de solution titrante. La disparition de la couleur bleu foncé
démontre la disparition totale du diiode 𝐈𝟐 (𝐚𝐪) dans le bécher.
1. Ecrire l’équation de la réaction du dosage sachant que les couples d’oxydo -réduction mis en œuvre
sont :
𝑰𝟐 (𝐚𝐪)
⁄𝐥 − ; 𝑆4 𝑂62− (𝑎𝑞 ) /𝑆2 𝑂32− (𝑎𝑞 )
(𝐚𝐪)
2. Préciser lors de cette équation chimique quelle est l’espèce oxydante et l’espèce réductrice.
3. Définir l’équivalence d’un dosage.
4. A l’aide d’un tableau d’avancement déterminer la relation que l’on peut écrire à l’équivalence.
5. Calculer la concentration de diiode 𝐈𝟐 dans la solution dosée.
6. En déduire la masse de diiode 𝐈𝟐 dans le volume Vréd = 200 mL de solution.
7. A l’équivalence, déterminer la concentration de toutes les espèces chimiques présentes dans le
mélange. Données : masse molaire de diiode 𝐈𝟐 ∶ 𝑀 (𝐈𝟐 ) = 253,8 𝑔. 𝑚𝑜𝑙 −1
Exercice 4 :
On réalise successivement les trois mélanges ci-dessous (pour
chacun des trois mélanges, l'eau oxygéné est introduite à
l'instant t=0 s); dans les trois mélanges, l'acide sulfurique est
en large excès.
Mélange Mélange Mélange
A B C
Acide sulfurique 0,1 mol/L 10 mL 10 mL 10 mL
Solution iodure 0,1 mol/L 18 mL 10 mL 10 mL
Eau oxygénée 0,1 mol/L 2 mL 2 mL 1 mL
Eau distillée 0 mL 8 mL 9 mL
Le document ci-dessus donne les concentrations en diiode formé en fonction du temps.
1- Ecrire l'équation de la réaction étudiée. On donne : I2(aq)/I-(aq) et H2 O2 (aq) /H2O(l)
2- Calculer, la concentration molaire de l'eau oxygénée et des ions iodure, pour chaque mélange.
3- Attribuer à chaque courbe numérotée le mélange correspondant A, B ou C en justifiant.
4- Préciser (en justifiant) dans chaque cas le réactif limitant en déduire pour chaque mélange, les
concentrations finales en diiode lorsque la réaction est terminée.
5- A t= 30 min, les réactions sont-elles terminées dans les trois cas ? Justifiez la réponse.
