Contrôle N° 05 bis chimie, correction, Terminale S,

Contrôle N° 05 Sciences physiques, Chimie

Terminale S

énoncé et correction

Exercice : RÉACTION D’OXYDORÉDUCTION AVEC LE COUPLE Zn²⁺(aq) / Zn (s) (6,5 pts)
1. Première expérience : Réaction avec le couple Cu²⁺(aq) / Cu (s)

2. Deuxième expérience : Étude de la pile zinc-aluminium

3. Troisième expérience : Électrolyse d’une solution d’iodure de zinc.

4. Bilan :

Le zinc est un métal de couleur bleu-gris, moyennement réactif, qui se combine avec l’oxygène et d’autres non-métaux, et qui réagit avec des acides dilués en dégageant du dihydrogène.

On l’obtient principalement à partir du minerai de sulfure de zinc (ZnS).

Le métal zinc est utilisé notamment comme électrode dans de nombreuses piles telles que les piles salines et alcalines.

Une autre application du zinc à l’état métallique est son utilisation comme couche protectrice sur l’acier pour lutter contre la corrosion.

Une technique possible est l’électro-zingage qui consiste à faire un dépôt de zinc sur un métal par électrolyse.

Données :
	Une solution aqueuse contenant des ions cuivre Cu²⁺ est bleue ; Une solution aqueuse contenant du diiode (I₂) est orange.
Couples oxydant / réducteur	Zn²⁺(aq) / Zn (s) ; Cu²⁺(aq) / Cu (s) Al³⁺(aq) / Al (s); l₂(aq) / I^–(aq)
Masses molaires	M (Zn) = 65,4 g / mol ; M (Al) = 27,0 g / mol
Valeur du Faraday	1 F = 9,65 × 10⁴C / mol
Charge électrique élémentaire	e = 1,60 × 10^{– 19}C
Constante d’Avogadro	N_A = 6,02 × 10²³mol^–1

1. Première expérience : Réaction avec le couple Cu²⁺ (aq) / Cu (s)

Dans un bécher, on introduit :

Un volume V₁ = 20 mL d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre contenant des ions Cu²⁺ (aq)

de concentration C₁ = 1,0 × 10^–1 mol / L;

Un volume V₂ = 10 mL d’une solution aqueuse de sulfate de zinc contenant des ions Zn²⁺ (aq)

de concentration C₂= 1,0 × 10^-1 mol / L;

Une lame de cuivre ;

Une lame de zinc.

Après quelques minutes, on observe plusieurs faits expérimentaux :

Le mélange réactionnel initialement bleu est devenu quasiment incolore ;

Un dépôt métallique rougeâtre est apparu sur la lame de zinc ;

Le mélange réactionnel a subi une légère augmentation de température.

On suppose que la transformation chimique qui se produit est modélisée

par la réaction dont l’équation (1) figure ci-dessous.

La constante d’équilibre de cette réaction a pour valeur K = 2,0 x 10³⁷.

Cu²⁺(aq) + Zn (s) = Zn²⁺(aq) + Cu (s) Équation (1)

1.1. Disposant de l’équation de la réaction ci-dessus, donner l’expression du quotient de réaction Q_r.

_- Expression du quotient de réaction de réaction Q_r :

1.2. Calculer la valeur de ce quotient de réaction à l’état initial.

- Valeur de ce quotient de réaction à l’état initial :

- Q r,i = 0,50

1.3. Appliquer le critère d’évolution spontanée et déterminer le sens d’évolution du système. Montrer que le sens d’évolution prévu est cohérent avec les observations expérimentales.

- Évolution du système : critère d’évolution spontanée :

- On remarque que Q_{r, i} < K, le système va évoluer dans le sens direct de l’écriture de la réaction d’équation :

- Cu²⁺(aq) + Zn (s) = Zn²⁺(aq) + Cu (s) Équation (1)

évolution

- Au cours de la réaction,

- D’une part :

- Les ions cuivre II (couleur bleue) disparaissent et il se forme des ions zinc II (incolore).

- D’autre part :

- Du zinc métal (métal de couleur bleu-gris) disparaît et du cuivre métal (métal de couleur rouge) se forme

- Ceci est en accord avec les observations expérimentales :

- « Le mélange réactionnel initialement bleu est devenu quasiment incolore »

- « Un dépôt métallique rougeâtre est apparu sur la lame de zinc »

2. Deuxième expérience : Étude de la pile zinc-aluminium

On dispose maintenant :

D’un volume V₁ = 100 mL d’une solution aqueuse de sulfate de zinc contenant des ions Zn²⁺ (aq)

de concentration C₁ =3,0 × 10 ^–1 mol / L ;

D’un volume V₂ = 100 mL d’une solution aqueuse de sulfate d’aluminium contenant des ions Al³⁺(aq)

de concentration C₂ =1,0 × 10^–1 mol / L ;

D’une lame de zinc de masse m₁ = 3,0 g ;

D’une lame d’aluminium de masse m₂ = 3,0 g ;

D’un pont salin ;

D’un conducteur ohmique de résistance R ;

De fils de connexion.

2.1. Schématisation de la pile

2.1.1. Réaliser le schéma annoté de la pile Zinc – Aluminium.

- Schéma de la pile :

pile

2.1.2. On branche un conducteur ohmique aux bornes de la pile. Compléter le schéma de la question précédente.

- Schéma avec le conducteur ohmique :

circuit de la pile

2.2. Principe de fonctionnement de la pile

L’équation de la réaction qui se produit quand la pile débite est :

3 Zn²⁺(aq) + 2 Al (s) = 2 Al³⁺ (aq) + 3 Zn (s)

2.2.1. Écrire l’équation de la réaction électronique qui se produit à l’électrode de zinc et celle qui se produit à l’électrode d’aluminium.

- Équation de la réaction électronique qui se produit à l’électrode de zinc et celle qui se produit à l’électrode d’aluminium:

Fonctionnement de la pile	métal	réaction	Type de réaction	Nom de L’électrode
Électrode positive	Zn	Zn²⁺ (aq) + 2 e^– = Zn (aq)	Réduction	Cathode
Électrode négative	Al	Al (s) = Al³⁺ (aq) + 3 e^–	Oxydation	Anode
Bilan	3 Zn²⁺(aq) + 2 Al (s) = 2 Al³⁺ (aq) + 3 Zn (s)		Oxydoréduction

- La réaction qui a lieu à l’anode (Al (s) = Al³⁺ (aq) + 3 e^–) cède des électrons.

2.2.2. En déduire le sens de circulation des électrons dans le circuit extérieur. Justifier votre réponse.

- Sens de circulation des électrons dans le circuit extérieur :

- C’est électrons se déplacent dans les fils conducteurs de l’électrode d’aluminium à l’électrode de zinc.

- Ils sont consommés à l’électrode de zinc au cours de la réduction des ions zinc II en zinc métal.

2.2.3. Indiquer sur le schéma : le sens de circulation des électrons dans le circuit extérieur ; le sens du courant, la polarité de la pile.

- Schéma de la pile :

schéma de la pile

2.3. Étude de la pile en fonctionnement.

2.3.1. Déterminer les quantités de matières initiales (en mol) en ion Zn²⁺ (aq) et en aluminium solide Al (s), sachant qu’on utilise la totalité des solutions disponibles pour réaliser la pile.

- Quantité de matière initiale en ion zinc II, Zn²⁺ (aq) :

- n (Zn²⁺) = C₁. V₁ ≈ 3,0 × 10 ^–1 × 100 × 10 ^{– 3}

- n (Zn²⁺) ≈ 3,0 × 10 ^–2 mol

- Quantité de matière initiale en aluminium Al (s) :

- n (Al) = 0,11 mol

2.3.2. Compléter le tableau descriptif de l’évolution du système (voir annexe 1). En déduire le réactif limitant et la valeur x_max de l’avancement maximal.

- Tableau complété :

Équation		3 Zn²⁺ (aq) + 2 Al (s) = 2 Al³⁺ (aq) + 3 Zn (s)
État du système	Avancement (mol)	Quantité de matière (mol)				Quantité d’électrons échangée (mol)
État initial	0	3,0 × 10^–2	0,11	1,0 × 10^–2	4,6 × 10^–2	0
En cours de transformation	x	3,0 × 10^–2 – 3 x	0,11 – 2 x	1,0 × 10^–2 + 2 x	4,6 × 10^–2 + 3 x	6 x
État maximal	x_max	3,0 × 10^–2 – 3 x_max	0,11 – 2 x_max	1,0 × 10^–2 + 2 x_max	4,6 × 10^–2 + 3 x_max	6 x_max

- Hypothèse 1 : on suppose que les ions zinc II, Zn²⁺ (aq) constituent le réactif limitant :

- Alors : 3,0 × 10 ^–2 – 3 x_max1 = 0 => x_max1 = 1,0 x 10 ^–2 mol

- Hypothèse 2 : on suppose que l’aluminium métal, Al (s) constitue le réactif limitant :

- Alors : 0,11 – 2 x_max2 = 0 => x_max2 = 5,5 × 10 ^–2 mol

- L’avancement maximal est égal à la plus petite des deux valeurs

- x_max = x_max1 = 1,0 × 10 ^–2 mol < x_max2

- Le réactif limitant est l’ion zinc II, Zn²⁺ (aq).

- On peut compléter le tableau :

Équation		3 Zn²⁺ (aq) + 2 Al (s) = 2 Al³⁺ (aq) + 3 Zn (s)
État du système	Avancement (mol)	Quantité de matière (mol)				Quantité d’électrons échangée (mol)
État initial	0	3,0 × 10^–2	0,11	1,0 × 10^–2	4,6 × 10^–2	0
En cours de transformation	x	3,0 × 10^–2 – 3 x	0,11 – 2 x	1,0 × 10^–2 + 2 x	4,6 × 10^–2 + 3 x	6 x
État maximal	x_max1	0	9,0 × 10^–2	3,0 × 10^–2	7,6 × 10^–2	6,0 × 10^–2

2.3.3. Calculer la quantité maximale d’électricité Q_max que peut débiter cette pile. Justifier votre raisonnement à l’aide de la dernière colonne du tableau descriptif du système de l’annexe 1.

- Quantité maximale d’électricité Q_max que peut débiter cette pile :

- Q_max = n(e^–) . F = 6 x_max . F

- Q_max ≈ 6 × 1,0 × 10^{–
2} × 9,65 × 10⁴

- Q_max ≈ 5,8 × 10³ C

3. Troisième expérience : Électrolyse d’une solution d’iodure de zinc.

Pour faire cette expérience, on réalise un montage (représenté ci-dessous) comprenant un générateur,

un tube en U rempli d’une solution aqueuse d’iodure de zinc (contenant des ions zinc Zn²⁺

et des ions iodure I^-) et deux électrodes A et B.

On constate que :

Sur l’électrode A, il se forme un dépôt métallique de zinc ;

Du côté de l’électrode B, la solution prend une teinte orange.

3.1. Au niveau de l’électrode B :

3.1.1. Quel est le produit formé au niveau de l’électrode B ?

- Produit formé au niveau de l’électrode B :

- Le tube en U rempli d’une solution aqueuse d’iodure de zinc (contenant des ions zinc Zn²⁺ et des ions iodure I^-).

- À l’électrode positive, il se produit une réaction chimique qui libère des électrons :

- c’est une oxydation et cette électrode est l’anode.

- La coloration orange est due à la formation de diiode à partir des ions iodure.

3.1.2. Écrire la demi-équation électronique correspondante.

- Demi-équation électronique :

2 I^- (aq) = I₂ (aq) + 2 e^–

3.2. Écrire l’équation de la réaction électronique modélisant la transformation sur l’électrode A.

- Réaction électronique modélisant la transformation sur l’électrode A

- Il se forme un dépôt métallique de zinc

- Demi-équation électronique : Zn²⁺ (aq) + 2 e^– = Zn (s)

- C’est la cathode, il se produit une réduction.

3.3. Parmi les électrodes A et B, identifier l’anode et la cathode en justifiant vos réponses.

- Identification des électrodes :

- À la Cathode, il se produit une réduction : réaction qui consomme des électrons.

- À l’Anode, il se produit une oxydation : réaction qui cède des électrons.

3.4. Étude quantitative de l’électrolyse :

Au cours de l’électrolyse, l’intensité du courant été maintenue à la valeur I = 500 mA. Un dépôt de zinc de masse m (Zn) = 1,50 g a été obtenu sur l’électrode A.

3.4.1. Calculer la quantité de matière d’électrons n (e^–) (en mol) qui a circulé pendant l’électrolyse.

On pourra raisonner sur l’équation de la réaction mise en œuvre au niveau de l’électrode A ou sur toute autre justification bien argumentée.

- Quantité de matière d’électrons n(e^–) (en mol) qui a circulé pendant l’électrolyse :

- On connaît la masse de Zn solide formée :

- On utilise la demi-équation électronique relative à l’élément Zn :

- Zn²⁺ (aq) + 2 e^– = Zn (s)

Équation		Zn²⁺ (aq)	+	2 e^–	=	Zn (s)
état	Avancement x (mol)	mol		mol		mol
État initial (mol)	0	n₁				0
Au bout de la durée Δt	x	n₁- x		2 x		x

- n(e^–) = 2 x et n (Zn ) = x avec

- n (Zn) = 2,28 E-2 mol

- n(e^–) = 2 x ≈ 4,59 × 10 ^{– 2}mol

3.4.2. En déduire la quantité d’électricité Q mise en jeu pendant l’électrolyse.

- Quantité d’électricité Q mise en jeu pendant l’électrolyse :

- Q = n(e^–) . F ≈ 4,59 × 10 ^{– 2} × 9,65 × 10⁴

- Q ≈ 4,43 × 10⁴ C

3.4.3. Déterminer la durée Δt de l’électrolyse.

- Durée Δt de l’électrolyse :

- Q = I . Δt

- 8,85 E3 s

4. Bilan :

Pour chacune des trois expériences ci-dessus, indiquer à l’aide de croix sur le tableau, situé en annexe 1, si la transformation chimique mise en jeu :

est spontanée ou forcée ; nécessite de l’énergie ou libère de l’énergie.

Annexe 1 de l’exercice I. à rendre avec la copie

4.1. Tableau descriptif du système :

Équation		3 Zn²⁺ (aq) + 2 Al (s) = 2 Al³⁺ (aq) + 3 Zn (s)
État du système	Avancement (mol)	Quantité de matière (mol)			Quantité d’électrons échangée (mol)
État initial	0		1,0 × 10^–2	4,6 × 10^–2	0
En cours de transformation	x
État maximal	x_max

4.2. Bilan énergétique :

Transformation chimique :	spontanée	forcée	nécessitant de l’énergie	libérant de l’énergie
Première expérience
Deuxième expérience
Troisième expérience

Annexe : Tableau rempli.

Transformation chimique :	spontanée	forcée	nécessitant de l’énergie	libérant de l’énergie	Type de réaction
Première expérience	x			x	Réaction d’oxydoréduction : Les réactifs sont dans le même récipient
Deuxième expérience	x			x	Réaction d’oxydoréduction : Les réactifs ne sont pas dans le même récipient. Les récipients sont reliés par un pont salin
Troisième expérience		x	x		Réaction d’oxydoréduction : Les réactifs sont dans le même récipient. Le sens du courant est imposé par le générateur. On est en présence d’une électrolyse