Ce contrôle d’une heure trente porte sur les réactions d’oxydoréduction (redox) et sur le titrage par colorimétrie. La calculatrice est autorisée. Le barème est sur 20 points. Données : M(Fe) = 55,8 g/mol ; M(Ag) = 107,9 g/mol ; M(C6H8O6) = 176,0 g/mol. Couples étudiés : Ag+/Ag ; Cu2+/Cu ; Fe3+/Fe2+ ; Fe2+/Fe ; MnO4−/Mn2+ ; I2/I−.
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Le sujet du contrôle sur les réactions redox et le titrage
Exercice 1 : Cuivre et ions argent (5 points)On plonge une lame de cuivre dans une solution de nitrate d’argent. Au bout de quelques minutes, la lame se recouvre de cristaux gris brillants et la solution prend une teinte bleue.
1. Donne la définition d’un oxydant et d’un réducteur.
2. Écris les demi-équations des couples Ag+/Ag et Cu2+/Cu.
3. Déduis-en l’équation de la réaction observée.
4. Indique quelle espèce est oxydée et laquelle est réduite, et le sens de circulation des électrons échangés.
5. Il s’est consommé 0,010 mol de cuivre. Calcule la masse d’argent déposée.
Pour doser une solution S d’ions fer(II) Fe2+, on verse, avec une burette graduée, une solution de permanganate de potassium (K+ + MnO4−) de concentration CB = 2,00 × 10−2 mol/L dans un erlenmeyer contenant VA = 20,0 mL de la solution S acidifiée. La solution de permanganate est violette ; les ions Fe2+ et Mn2+ sont quasi incolores en solution diluée. La teinte violette persistante apparaît pour un volume versé VE = 14,6 mL.
1. Écris les demi-équations des couples MnO4−/Mn2+ (en milieu acide) et Fe3+/Fe2+, puis l’équation de la réaction support du titrage.
2. Définis l’équivalence d’un titrage.
3. Comment repère-t-on l’équivalence ici ? Quelle est la couleur de la solution juste avant, puis juste après ?
4. Établis la relation entre les quantités de matière à l’équivalence, puis calcule la concentration CA en ions Fe2+ de la solution S.
5. En déduis la concentration en masse de fer(II) dans S.
Un comprimé annonce 500 mg d’acide ascorbique (vitamine C, C6H8O6). On l’écrase et on le dissout dans une fiole jaugée de 100,0 mL (solution S’). On titre 10,0 mL de S’ par une solution de diiode I2 de concentration 5,00 × 10−2 mol/L, en présence d’empois d’amidon. La réaction support est : C6H8O6 + I2 → C6H6O6 + 2 I− + 2 H+. La couleur bleu-noir de l’empois d’amidon apparaît de façon persistante après versement de VE = 5,5 mL.
1. Explique pourquoi cette réaction est une réaction d’oxydoréduction : précise l’oxydant et le réducteur.
2. Pourquoi le diiode versé disparaît-il avant l’équivalence, et que signale l’apparition de la couleur bleu-noir ?
3. Calcule la quantité d’acide ascorbique dans les 10,0 mL titrés, puis la masse contenue dans le comprimé.
4. Calcule l’écart relatif avec la valeur annoncée et conclus.
On plonge un clou en fer dans une solution bleue de sulfate de cuivre(II). Après quelques minutes, le clou se recouvre d’un dépôt rouge-orangé et la solution devient plus pâle.
1. Identifie le dépôt et explique l’éclaircissement de la solution.
2. Écris l’équation de la réaction.
3. Un fabricant propose de stocker une solution concentrée de sulfate de cuivre dans un récipient en acier (alliage à base de fer). Est-ce raisonnable ? Justifie.
