Document : Situation de départ

Lors de la célébration de la fête de Achoura, les jeunes utilisent souvent des pétards. Ces derniers explosent de manière bruyante et quasi-instantanée au simple contact d'une flamme. En parallèle, dans les villes côtières marocaines, on observe que les portails et les fenêtres en fer des habitations se dégradent et se couvrent progressivement de rouille. Cependant, ce phénomène d'oxydation ne se produit pas du jour au lendemain, mais s'étale sur plusieurs années, malgré un entretien régulier.

Constat : La réaction chimique de la poudre noire à l'intérieur du pétard se termine en une fraction de seconde, alors que l'oxydation du fer (la formation de la rouille) est un processus extrêmement étalé dans le temps.

Problème : Pourquoi deux transformations chimiques peuvent-elles posséder des durées d'évolution si différentes ? Quels sont les paramètres extérieurs qui nous permettraient de contrôler cette vitesse, que ce soit pour éviter la dégradation par la rouille ou pour accélérer une réaction utile dans l'industrie ?

Activité expérimentale 1 : Mise en évidence

Expérience 1 : Dans un bécher contenant une solution de sulfate de cuivre II (${Cu^{2+}}_{(aq)} + {SO_4^{2-}}_{(aq)}$) de couleur bleue, on ajoute quelques gouttes de solution d'hydroxyde de sodium (${Na^+}_{(aq)} + {HO^-}_{(aq)}$). Dès la chute de la première goutte, on constate qu'un précipité bleu d'hydroxyde de cuivre apparaît de manière totalement instantanée.

Expérience 2 : Dans un autre bécher, on mélange un volume $V = 20 \text{ mL}$ d'une solution de thiosulfate de sodium ($2{Na^+}_{(aq)} + {S_2O_3^{2-}}_{(aq)}$) de concentration $C_1 = 0,1 \text{ mol.L}^{-1}$ avec un volume $V' = 20 \text{ mL}$ d'une solution d'acide chlorhydrique (${H_3O^+}_{(aq)} + {Cl^-}_{(aq)}$) de concentration $C_2 = 1 \text{ mol.L}^{-1}$. Le mélange reste initialement limpide. Cependant, après quelques dizaines de secondes, la solution devient progressivement trouble et opaque suite à la formation continue d'un solide de couleur jaune pâle (le soufre).

Questions :

Activité expérimentale 2

On étudie la réaction d'oxydoréduction entre les ions permanganate ${MnO_4^-}_{(aq)}$ (qui ont une forte coloration violette) et l'acide oxalique $H_2C_2O_4$ (qui est incolore) en milieu acide. On prépare deux béchers (1) et (2) contenant exactement le même volume et la même concentration de réactifs.

Le bécher (1) est maintenu à la température ambiante de $20^\circ C$, tandis que le bécher (2) est placé dans un bain-marie chauffé à $40^\circ C$. En chronométrant la durée nécessaire pour observer la disparition totale de la couleur violette dans chaque bécher, on constate visuellement que le bécher (2) chauffé se décolore beaucoup plus vite que le bécher (1).

Questions :

Activité expérimentale 3

On étudie la réaction produisant du diiode $I_2$ (de couleur brune) à partir d'eau oxygénée $H_2O_2$ et d'ions iodure ${I^-}_{(aq)}$ en milieu acide. On réalise simultanément trois mélanges (K1, K2, K3) dans lesquels on introduit des volumes identiques d'eau oxygénée et d'acide, mais des volumes différents de la solution d'iodure de potassium ($KI$). On compense la différence de volume avec de l'eau distillée pour que le volume total du mélange reste constant.

• Mélange K1 : Volume de $KI$ = 40 mL
• Mélange K2 : Volume de $KI$ = 20 mL + 20 mL d'eau distillée
• Mélange K3 : Volume de $KI$ = 10 mL + 30 mL d'eau distillée

On observe que la couleur brune caractéristique du diiode apparaît et s'intensifie de manière beaucoup plus fulgurante dans le bécher K1, suivi de K2, et enfin très lentement dans K3.

Questions :

Exercice 1 : Réaction de l'aluminium et de l'acide (Transformation rapide)

Dans un bécher contenant un volume $V = 150 \text{ mL}$ d'acide chlorhydrique (${H^+}_{(aq)} + {Cl^-}_{(aq)}$) de concentration $C = 0,1 \text{ mol/L}$, on place un morceau d'aluminium ${Al}_{(s)}$ de masse $m = 0,1 \text{ g}$. Un dégagement gazeux se produit pendant que l'aluminium disparaît complètement.

Les couples oxydant/réducteur mis en jeu sont : ${Al^{3+}}_{(aq)} / {Al}_{(s)}$ et ${H^+}_{(aq)} / {H_2}_{(g)}$.
Données : Volume molaire $V_m = 24 \text{ L/mol}$ ; Masse molaire $M(Al) = 27 \text{ g/mol}$.

Questions :

1 Écrire les demi-équations redox puis l'équation globale de la réaction d'oxydoréduction qui se produit.

2 Déterminer la quantité de matière initiale d'aluminium $n_i(Al)$ et d'ions hydrogène $n_i(H^+)$.

3 Dresser le tableau d'avancement de cette réaction et déterminer le réactif limitant.

4 Déterminer la composition complète du mélange à l'état final.

Exercice 2 : Oxydation des ions iodures (Transformation lente)

On étudie la réaction entre l'eau oxygénée $H_2O_2$ et les ions iodure ${I^-}_{(aq)}$. L'équation de la réaction est :
${H_2O_2}_{(aq)} + 2{I^-}_{(aq)} + 2{H^+}_{(aq)} \rightarrow {I_2}_{(aq)} + 2{H_2O}_{(l)}$

On réalise successivement trois mélanges A, B et C à l'instant $t=0$. Dans les trois cas, l'acide est en large excès.

Questions :

1 Calculer le volume total du mélange réactionnel pour chaque expérience. Que remarquez-vous ?

2 En justifiant par le facteur cinétique adéquat, déterminez quel mélange atteindra son état final (sa coloration maximale) le plus rapidement, et quel mélange sera le plus lent.