i
i
“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 578 — #586
i
i
i
i
i
i
Exercices
CHAPITRE 9 – OXYDORÉDUCTION
0,20 mol·L −1 de sulfate ferreux ([Fe
2+ ] 0B = 0,20 mol·L −1 ) et 0,10 mol·L −1 de chlorure ferrique totalement dissous ([Fe
3+ ] 0B = 0,10 mol·L −1 ). On utilise des électrodes de platine et
un pont salin au chlorure de potassium. R est une très grande résistance. Les phénomènes
dissipatifs dus au pont salin ou à la résistance R sont négligés.
1. Déterminer la différence de potentiel E A − E B initiale dans cette pile. Dans quel sens les
électrons circulent-ils ?
2. En notant avec un indice A ou B les espèces physiquement situées dans le bécher correspondant (par exemple Fe
3+
A pour les ions ferriques du bécher A), écrire l’équation bilan
traduisant le fonctionnement de la pile (équation de pile).
3. Quelle est la valeur de la différence de potentiel lorsque le système n’évolue plus ?
4. Déterminer les concentrations finales en ions ferreux et en ions ferrique à l’équilibre.
5. Déterminer la capacité de la pile (quantité d’électricité délivrée dans le circuit extérieur
entre l’instant initial et l’état d’équilibre).
Données à 298 K : Dans la relation de NERNST, on prendra
RT
F
ln(10) = 0,059 V.
À titre indicatif, le potentiel d’électrode standard du couple Fe 3+ /Fe 2+ est E ◦ = 0,77 V.
Constante de FARADAY : F = 96 500 C·mol −1 .
9.10 Dosage de l’étain (d’après Centrale-Supélec) (#)
On dispose d’une solution d’étain(II), c’est-à-dire contenant des ions stanneux Sn
2+ , de
concentration inconnue c. L’objectif du dosage est de déterminer cette concentration. Le
mode opératoire proposé est le suivant :
• dans un erlenmeyer de 100 mL, verser 10,0 mL de la solution d’étain(II) à doser ;
• sous forte agitation, ajouter lentement 5,0 mL d’une solution de diiode de concentration
c 0 = 1,00.10 −1 mol·L −1 . Lors des premiers ajouts, on observe une décoloration de la solution de diiode au contact de la solution à doser, puis la coloration jaune-orange persiste ;
• on ajoute 5 gouttes d’empois d’amidon ;
• on titre le diiode qui n’a pas réagi par une solution de thiosulfate de sodium (Na 2 S 2 O 3 )
de concentration c
0 = 5,00.10 −2 mol·L −1 . L’équivalence est repérée par la décoloration
totale du mélange à titrer.
1. a. Quel est le nom de l’instrument de verrerie utilisé pour prélever les 10,0 mL de la
solution à titrer et pour les verser dans l’erlenmeyer ?
b. Lors d’un dosage volumétrique qu’appelle-t-on équivalence ?
c. Écrire l’équation de la réaction entre le diiode et le cation stanneux Sn
2+ .
d. Écrire l’équation de la réaction entre le diiode et l’anion thiosulfate S 2 O
2–
3 .
e. Montrer qualitativement que ces réactions peuvent a priori servir à un titrage.
f. Calculer la valeur de la constante d’équilibre de la réaction entre le diiode et l’ion stannneux
à 298 K.
2. En respectant à la lettre le mode opératoire ci-dessus, lors du dosage diiode/thiosulfate, un
étudiant repère un volume équivalent v eq égal à 0,9 mL. Déterminer la valeur de la concentration c ainsi obtenue.
578
i
“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 578 — #586
i
i
i
i
i
i
Exercices
CHAPITRE 9 – OXYDORÉDUCTION
0,20 mol·L −1 de sulfate ferreux ([Fe
2+ ] 0B = 0,20 mol·L −1 ) et 0,10 mol·L −1 de chlorure ferrique totalement dissous ([Fe
3+ ] 0B = 0,10 mol·L −1 ). On utilise des électrodes de platine et
un pont salin au chlorure de potassium. R est une très grande résistance. Les phénomènes
dissipatifs dus au pont salin ou à la résistance R sont négligés.
1. Déterminer la différence de potentiel E A − E B initiale dans cette pile. Dans quel sens les
électrons circulent-ils ?
2. En notant avec un indice A ou B les espèces physiquement situées dans le bécher correspondant (par exemple Fe
3+
A pour les ions ferriques du bécher A), écrire l’équation bilan
traduisant le fonctionnement de la pile (équation de pile).
3. Quelle est la valeur de la différence de potentiel lorsque le système n’évolue plus ?
4. Déterminer les concentrations finales en ions ferreux et en ions ferrique à l’équilibre.
5. Déterminer la capacité de la pile (quantité d’électricité délivrée dans le circuit extérieur
entre l’instant initial et l’état d’équilibre).
Données à 298 K : Dans la relation de NERNST, on prendra
RT
F
ln(10) = 0,059 V.
À titre indicatif, le potentiel d’électrode standard du couple Fe 3+ /Fe 2+ est E ◦ = 0,77 V.
Constante de FARADAY : F = 96 500 C·mol −1 .
9.10 Dosage de l’étain (d’après Centrale-Supélec) (#)
On dispose d’une solution d’étain(II), c’est-à-dire contenant des ions stanneux Sn
2+ , de
concentration inconnue c. L’objectif du dosage est de déterminer cette concentration. Le
mode opératoire proposé est le suivant :
• dans un erlenmeyer de 100 mL, verser 10,0 mL de la solution d’étain(II) à doser ;
• sous forte agitation, ajouter lentement 5,0 mL d’une solution de diiode de concentration
c 0 = 1,00.10 −1 mol·L −1 . Lors des premiers ajouts, on observe une décoloration de la solution de diiode au contact de la solution à doser, puis la coloration jaune-orange persiste ;
• on ajoute 5 gouttes d’empois d’amidon ;
• on titre le diiode qui n’a pas réagi par une solution de thiosulfate de sodium (Na 2 S 2 O 3 )
de concentration c
0 = 5,00.10 −2 mol·L −1 . L’équivalence est repérée par la décoloration
totale du mélange à titrer.
1. a. Quel est le nom de l’instrument de verrerie utilisé pour prélever les 10,0 mL de la
solution à titrer et pour les verser dans l’erlenmeyer ?
b. Lors d’un dosage volumétrique qu’appelle-t-on équivalence ?
c. Écrire l’équation de la réaction entre le diiode et le cation stanneux Sn
2+ .
d. Écrire l’équation de la réaction entre le diiode et l’anion thiosulfate S 2 O
2–
3 .
e. Montrer qualitativement que ces réactions peuvent a priori servir à un titrage.
f. Calculer la valeur de la constante d’équilibre de la réaction entre le diiode et l’ion stannneux
à 298 K.
2. En respectant à la lettre le mode opératoire ci-dessus, lors du dosage diiode/thiosulfate, un
étudiant repère un volume équivalent v eq égal à 0,9 mL. Déterminer la valeur de la concentration c ainsi obtenue.
578