Cinétique de réaction du diiode / oxydoréduction (énoncé)

Q1

a) Un oxydant est une espèce chimique qui peut gagner un ou plusieurs électrons. Un réducteur peut perdre un ou plusieurs électrons. 

Un couple d'oxydoréduction Ox/Red est constitué par un oxydant et son réducteur conjugué, liés par une demi-réaction d'oxydoréduction :
Ox + n.e^- = Red

Une réaction d'oxydoréduction met en jeu deux couples d'oxydoréduction : 

Ox1/Red1 et Ox2/Red2. 

La réaction d'oxydoréduction peut s'écrire : 

a.Ox1 + b.Red2 = c.Red1 + d.Ox2

b) Pour voir la vidéo clique ici. 

Méthode pour équilibrer une 1/2 équation de réduction (il s'agit de la même méthode pour équilibrer une 1/2 équation d'oxydation). 

*  Conservation du nombre d'atomes de l'élément oxydé ou réduit 

Cr₂O₇^2- = 2 Cr³⁺

* Conservation du nombre d'atomes de l'élément oxygène par apport de molécules d'eau : 

Cr₂O₇^2- = 2 Cr³⁺ + 7 H₂O 

*  Conservation du nombre d'atomes d'hydrogène par apport d'ions H⁺ (car la réaction a lieu en milieu acide) 

Cr₂O ₇^2- + 14 H⁺ = 2 Cr³⁺+ 7 H₂O 

*  Conservation des charges électriques par apport d'électrons : 

Cr₂O₇ ^2- + 14 H⁺ + 6 e ^- = 2 Cr³⁺+ 7 H₂ O 

De la même manière la demi-réaction d'oxydation de l'éthanol est :

C₂H₆O + H ₂O = C₂H₄O₂ + 4 H⁺ + 4 e^-

On multiplie la demi-équation d'oxydation par le nombre d'électrons intervenant dans la demi-équation de réduction

(x 6) et inversement. On fait la somme des 2 demi-équations pour obtenir l'équation bilan.

4 x (Cr₂O₇ ^2-+ 14 H⁺ + 6 e ^- = 2 Cr³⁺+ 7 H₂O ) +

6 x (C₂H₆O + H₂O = C₂H ₄O₂ + 4 H⁺ + 4 e^-) 

=

4 Cr₂O₇^2- + 56 H⁺ + 24 e^- + 6 C₂H₆O + 6 H₂O = 6 C₂H₄O₂ + 24 H⁺ + 24 e^- + 8 Cr³⁺ + 28 H₂O

On simplifie l'équation bilan :

4 Cr₂O₇ ^2-+ 32 H⁺ + 6 C ₂H₆O = 6 C₂H₄O₂ + 22 H ₂O + 8 Cr³⁺ ou en divisant chaque terme par 2 :

2 Cr₂O₇ ^2-+ 16 H⁺ + 3 C ₂H₆O = 3 C₂H₄O₂ + 11 H ₂O + 4 Cr³⁺

Avant d'aller voir ‘téléfoot’, faites comme moi, vérifiez si votre équation bilan est bien équilibrée ! 

c) Réponse partielle pour voir la vidéo clique ici.

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

Q2

a) 1/2 équation de réduction : S₂O₈^2- + 2 e^- = 2 SO ₄^2-

1/2 équation d'oxydation : 2 I^- = I₂ + 2 e^-

Equation bilan (toutes les espèces sont en solution aqueuse) : 

S₂O₈ ^2- + 2 I^- = 2 SO₄^2- +  I₂

b) Première équation :

1/2 équation de réduction : ( Fe³⁺ + 1 e^- = Fe²⁺ ) x 2

1/2 équation d'oxydation : ( 2 I^- = I₂ + 2 e^- ) x 1

Equation bilan : 2 Fe³⁺ + 2 I^- = 2 Fe²⁺ + I₂

Seconde équation :

1/2 équation de réduction : ( Fe²⁺ = Fe³⁺ + 1 e^-) x 2

1/2 équation d'oxydation :  ( S₂O₈^2-  + 2 e^- = 2 SO ₄^2- ) x 1

 Equation bilan : 2 Fe²⁺ + S ₂O₈^2- = 2 Fe³⁺ + 2 SO₄ ^2-

En faisant la somme de la première et de la seconde équation, on obtient :

2 Fe³⁺ + 2 I^- + 2 Fe²⁺ + S₂O₈^2- = 2 Fe ²⁺ + I₂+ 2 Fe ³⁺ + 2 SO₄^2-

On simplifie

S₂O₈ ^2- +2 I^- = 2 SO₄^2- +  I₂

Les 2 réactions rapides sont identiques à la réaction lente en terme d'équation bilan !

Q3

a) Réponse partielle, pour voir la vidéo clique ici.

x_max = 10^-3 mol , le réactif en excès est le peroxodisulfate, celui en défaut est l'ion iodure.

b) M _(I) = 127 g.mol^-1

La masse de diiode formée est : 

Q4

a) Ne pas oublier la dilution ! Le volume du mélange est maintenant V = V1+V2 = 0,3 L !

Concentrations initiales des ions iodure et peroxodisulfate, notées respectivement C1₀ et C2₀ : 

b) Il suffit de reprendre le tableau d'avancement et de diviser les nombres de moles par le volume

V =V1+V2 de solution !

Tableau d'avancement en concentrations (mol.L^-1)

Etat du système	Avancement	S2O8^2-	2 I^-	2 SO4^2-	I2
État initial	x = 0	C20	C10	0	0
En cours	x(t)	C20- x(t)/V	C10- 2x(t)/V	2.x(t)/V	x(t)/V

c) Concentrations molaires finales de toutes les espèces chimiques.

Pour voir la vidéo clique ici.

Etat du système	Avancement	S2O8^2-	2 I^-	2 SO4^2-	I2
Etat final	x = x(max)	3,33.10^-3mol.L^-1	0	6,67.10^-3mol.L-^1	3,33.10^-3mol.L^-1

Q5

a) Allure de la courbe, si on augmente la concentration apportée en ion iodure dans la solution :

2 différences importantes :

® Plus la concentration des réactifs est importante, plus la vitesse de réaction est importante, et plus vite on atteint la valeur de l'avancement maximal.
® La concentration en ion iodure étant plus importante, l'avancement maximal est plus important, donc la concentration en diiode finale augmente par rapport à la première expérience.

b) On garde le mélange initial mais on diminue sa température (la réaction est considérée comme athermique).

Une   différence :

Plus la température est faible, plus le système évolue lentement, plus la durée au bout de laquelle x_max est atteint est importante.

Remarque : La concentration finale de diiode est identique, x_max étant indépendant de la température.