On notera le diiode en solution








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titreOn notera le diiode en solution
date de publication27.01.2017
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I Trois procédés d’obtention du diiode (9 points)

En 1811, le salpêtrier Courtais observe des fumées violettes lors de la calcination du goémon en Bretagne. C’est Gay-Lussac, en 1813, qui donnera son nom à ce nouvel élément : iode, du grec iodos signifiant violet.

L’élément iode est présent en très faible quantité dans l’eau de mer (environ 50 μg par litre). Pendant longtemps, il fut extrait des algues qui concentrent cet élément dans leurs tissus.

Aujourd’hui cet élément présente un regain d’intérêt. Des recherches sur la production de dihydrogène s’inscrivant dans une stratégie d’économie des énergies fossiles et de limitation de la production de gaz à effet de serre utilisent un procédé dans lequel intervient l’iodure d’hydrogène (HI).
Données :

Le diiode () se présente sous la forme d’un solide gris-violet à l’éclat métallique. L’ion iodure () est incolore en solution. On notera le diiode en solution de couleur brune.

Couples oxydant/réducteur : , , ,

, ,
Couples acide/base : , ,

, .

Toutes les réactions se font à 25°C. A cette température, pKe = 14 et le volume molaire sera pris égal à

Vm = 25 L.mol-1.
Remarque le couple oxydant/réducteur H+(aq)/H2(g) peut également s’écrire H3O+(aq)/H2(g) ou encore H2O(l)/H2(g)

1. Première méthode : utilisation des ions iodate
Actuellement, le procédé le plus courant de fabrication du diiode se fait à partir du nitrate du Chili. Ce nitrate naturel est utilisé pour obtenir des engrais. Lors de la préparation des engrais, des eaux de rinçage sont recueillies. Ces eaux contiennent des ions iodate qu’on fait réagir avec les ions hydrogénosulfite . La transformation peut être modélisée par l’équation suivante de constante de réaction K :

2 + 5 + 2 = 5 + + 3 (aq)



    1. La réaction de synthèse du diiode est-elle une réaction acide-base ou d’oxydoréduction ? Justifier en indiquant les demi-équations et les couples correspondants.


1.2. Le système est considéré à l’équilibre avant qu’on récupère le diiode.

1.2.1 Donner l’expression du quotient de réaction de cette transformation dans cet état en fonction des concentrations des espèces dissoutes puis en fonction de K.

1.2.2 Indiquer en justifiant si le système reste à l’équilibre ou s’il évolue en indiquant alors le sens d’évolution dans les deux cas où l’on baisse le pH sans variation de volume. Est-ce une bonne initiative pour la production de diiode ?

2. Deuxième méthode : action de l’eau oxygénée sur les ions iodure
On désire étudier l’évolution temporelle de la réaction d’oxydation des ions iodure par le peroxyde d’hydrogène (H2O2) par suivi spectrophotométrique. L’équation de la réaction modélisant la transformation étudiée est :

H2O2(aq) + 2 I-(aq) + 2 H3O+(aq) = I2(aq) + 4 H2O(l)

On dispose des solutions suivantes :

S: solution d’acide sulfurique dont la concentration en ions oxonium est cA = 0,10 mol.L – 1.

S: solution d’iodure de potassium dont la concentration en ions iodure est cB = 0,10 mol.L – 1.

S: solution de peroxyde d’hydrogène dont la concentration est cC = 0,10 mol.L – 1.
2.1. Première expérience

Á l’aide d’une solution témoin, on règle le spectrophotomètre à une longueur d’onde adaptée pour l’étude de l’absorption par le diiode. Seul le diiode absorbe à cette longueur d’onde. On rappelle que d’après la loi de Beer-Lambert, l’absorbance A est proportionnelle à la concentration de l’espèce absorbante : A = k [I2] avec k = 94 L.mol-1. On mélange VA = 30,0 mL de la solution SA avec VB = 60,0 mL de la solution SB. À l’instant de date t = 0 s, on déclenche le chronomètre et on ajoute VC = 10,0 mL de solution SC. Rapidement on homogénéise et on verse quelques millilitres du mélange dans une cuve qu’on place dans le spectrophotomètre. On obtient la courbe donnée FIGURE 1 DE l’ANNEXE.

2.1.1. Compléter le tableau d’évolution du système DE l’ANNEXE. Calculer l’avancement maximal correspondant.

2.1.2. L’état final est atteint à t = 1200 s. A partir notamment de la valeur de l’absorbance Af dans cet état déterminée sur la FIGURE 1 DE L’ANNEXE, calculer le taux d’avancement final et conclure.

2.1.3. Montrer que, durant la transformation, le quotient de l’avancement x par l’absorbance A est constant.

2.1.4. Calculer ce quotient noté r.

2.1.5. Établir l’expression de la vitesse de réaction v en fonction du rapport r, du volume V du milieu réactionnel et de la dérivée de l’absorbance par rapport au temps .

2.1.6. Comparer, sans les calculer, les vitesses volumiques de la réaction aux instants t= 200 s s et t2 = 800 s. Faire apparaître la méthode utilisée sur la FIGURE 1 DE l’ANNEXE.

2.1.7. Après avoir donné sa définition, déterminer en justifiant par un tracé, la valeur du temps de demi-réaction.
2.2. Deuxième expérience

On refait la même étude en utilisant 30,0 mL de solution SA, 30,0 mL de solution SB, 10,0 mL de solution SC et 30,0 mL d’eau distillée.

2.2.1. Quel paramètre cinétique est modifié dans cette expérience par rapport à l’expérience 1 ? Calculer sa nouvelle valeur au début de cette nouvelle expérience.

2.2.2. Le réactif limitant a-t-il changé ? Justifier.

2.2.3. On souhaite déterminer la valeur de A attendue grâce à un titrage du diiode apparu à la date t = 400s. Pour cela, on stoppe la réaction lente entre H2O2(aq) et I-(aq) et on prélève à cette date un volume Vp = 10 mL du milieu réactionnel que l’on dose avec une solution contenant des ions thiosulfate S2O32-(aq) de concentration ctitrant = 5,00.10-3 mol.L-1. La réaction support de titrage et le tableau à l’équivalence sont donnés ci-dessous, VE désignant le volume équivalent :




I2(aq) + 2 S2O32- (aq) = 2 I-(aq) + S4O62-(aq)

EI de l’équivalence

n1

n2 = ctitrant VE

n3

n4

EF de l’équivalence

n1 - xfE

n2 – 2 xfE

n3 + 2 xfE

n4 + xfE



2;2;3.a Rappeler la définition de l’équivalence d’un titrage.

2.2.3.b En déduire une relation liant Vp, VE, ctitrant et [I2](t = 400 s), valeur de la concentration en diiode du milieu réactionnel lors du prélèvement.

2.2.3.c En déduire l’expression puis la valeur de A à cette même date sachant que VE = 31,9 mL. Placer le point correspondant sur le graphique donné FIGURE 1 DE L’ANNEXE. Est-ce cohérent avec les conditions de cette deuxième expérience ? Justifier.

3. Troisième méthode : électrolyse d’une solution d’acide iodhydrique
Gay-Lussac étudia les propriétés de l’élément iode et constata de nombreuses analogies avec l’élément chlore. En particulier il synthétisa un gaz, l’iodure d’hydrogène () dont les propriétés sont très proches de celles du chlorure d’hydrogène.
3.1 Préparation de la solution aqueuse d’iodure d’hydrogène

Dans un laboratoire, on a fabriqué un volume Vsol = 1,00 L d’une solution S1 en dissolvant une quantité de matière n1 = 5,0  10 – 2 mol d’iodure d’hydrogène dans l’eau. L’iodure d’hydrogène réagit totalement avec l’eau.

3.1.1 Donner l’équation de la réaction acido-basique correspondante.

3.1.2 Quel est le pH de la solution ainsi obtenue ? La solution est-elle basique, neutre ou acide ? Justifier.
3. 2 Electrolyse de la solution d’iodure d’hydrogène.

Les concentrations molaires volumiques des ions iodure et oxonium dans la solution S1 ainsi fabriquée sont [H3O+(aq)]1 = [I-(aq)]1 = 5,0  10 – 2 mol.L – 1.On utilise la solution S1 pour faire une électrolyse. Dans un bécher on verse 100,0 mL de solution S1, puis on plonge deux électrodes inattaquables reliées à un générateur de tension constante.
Donnée supplémentaire :

Quantité d’électricité transportée par une mole de charge élémentaire : 1 faraday = 1 F = 9,65  10 4 C.mol – 1

3.2.1. Compléter le schéma donné en FIGURE 2 DE L’ANNEXE, en indiquant le sens de déplacement des différents porteurs de charges.

3.2.2. Préciser la nature des électrodes sur la FIGURE 2 DE L’ANNEXE et écrire les équations électrochimiques modélisant les transformations susceptibles de se produire à chacune d’elles en sens direct.

3.2.3. Sachant qu’il n’y a pas de dégagement gazeux à l’anode, donner la nature des produits obtenus à chaque électrode et l’équation chimique de l’électrolyse.

3.2.4. On fait circuler un courant d’intensité constante IG = 0,25 A pendant une durée = 30 minutes dans l’électrolyseur.

3.2.4.a Calculer la quantité de matière d’électrons correspondante qui a circulé pendant cette durée.

3.2.4.b En déduire le volume de gaz recueilli à la cathode. L’utilisation d’un tableau d’avancement est laissée au choix du candidat.
NOM :

Prénom :


Classe :

COLLE

C

O

L

L

E

ANNEXE DE L’EXERCICE I
Question 2.1. Première expérience

Figure 1

Question 2.1.1. Tableau d’évolution du système

Equation

+ + 2 H3O+(aq) = +

Etat du système

avancement

en mol

Quantités de matières en mol

initial

x = 0
















intermédiaire

x
















final réel

xf
















final si réaction totale

xmax

















Question 3.1. Schéma de l’électrolyse


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