Correction VII Correction des exercices sur notion d’oxydoréduction en solution aqueuse

Exercice VII
1. Soient les demi-équations de réaction suivantes :
$Cl{O^ - }(aq)$ $+ 2{H^ + }(aq)$ $+ 2{e^ - }$ $\to$ $C{l^ - }(aq)$ $+ {H_2}O(aq)$
$2{I^ - }(aq)$ $\to$ ${I_2}(aq)$ $+ 2{e^ - }$
L’équation de réaction devient
$Cl{O^ - }(aq)$ $+ 2{H^ + }(aq)$ $+ 2{I^ - }(aq)$ $\to$ ${I_2}(aq) +$ $C{l^ - }(aq) +$ ${H_2}O(aq)$
Le taux d’avancement étant égale à 1, la réaction est totale
Écrivons l’équation de la réaction entre le diiode et les ions thiosulfate
${I_2}(aq) +$ $2{S_2}O_3^{2 - }(aq)$ $\to$ $2{I^ - }(aq)$ $+ {S_4}O_6^{2 - }(aq)$
2.b) Après la première réaction (question 1), la solution est de couleur marron (éléments diiode). Au cours du dosage, la solution se décolore progressivement, au fur et à mesure que le diiode disparaît. On repère l’équivalence au moment où la solution est totalement décolorée. On peut éventuellement améliorer le contraste en rajoutant de l’empois d’amidon, qui va colorer la solution en bleu-noir en présence du diiode, et redevient brusquement incolore.
2.c) La concentration des ions hypochlorite n’est pas déterminée directement d’où la dénomination de dosage indirect
2.d) A l’équivalence du dosage du diiode, les réactifs (${I_2}$et $2{S_2}O_3^{2 - }$) sont dosés dans les proportions stœchiométriques :
$n({I_2}) =$ $\frac{{{n_{eq}}({S_2}O_3^{2 - })}}{2}$ $= \frac{{C'V{'_E}}}{2}$
Et le diiode a été formé par réaction avec l’hypochlorite, dans laquelle les ions iodure étaient en excès :
${n_{final}}({I_2})$ $= {n_{final}}(Cl{O^ - })$ $= \frac{{C'V{'_E}}}{2}$
Ainsi :
${[Cl{O^ - }]_{dosé}}$ $= \frac{{C'V'E}}{{2Vo}}$ $= 5,3 \times {10^{ - 2}}$ mol/L
Et dans la solution commerciale, dix fois plus concentrée :
${[Cl{O^ - }]_{commercial}}$ $= 0,53$ mol/L
2.e) Cohérence avec l’indication de l’étiquette :
Il faut calculer combien de $C{l_2}$ pourrait être produit par 1L
$Cl{O^ - }(aq)$ $+ C{l^ - }(aq)$ $+ 2{H^ + }(aq)$ $\to$ $C{l_2}(aq)$ $+ {H_2}O(aq)$
On a donc
$n(C{l_2})$ $= n(Cl{O^ - })$ $= [Cl{O^ - }]{V_{test}}$
${V_{test}} = 1L$
D’après la loi des gaz parfaits : $PV = nRT$
Nous avons :
$V(C{l_2}) =$ $\frac{{n(C{l_2})RT}}{P}$ $=$ $\frac{{[Cl{O^ - }]{V_{test}}.RT}}{P}$ $= 12L$