Etude de Chimie

Chimie des éléments du bloc p

Chimie Inorganique : Chimie des éléments du bloc p (halogènes, chalcogènes)

Chimie des éléments du bloc p (halogènes, chalcogènes)

Contexte : Les Architectes de la Chimie Organique et Inorganique

Les éléments du bloc p, qui occupent les groupes 13 à 18 du tableau périodique, présentent une diversité chimique remarquable. Ce bloc contient des non-métaux, des métalloïdes et des métaux. Parmi eux, les halogènes (Groupe 17, ex: Cl, I) sont des oxydants puissants en raison de leur forte électronégativité, tandis que les chalcogènes (Groupe 16, ex: O, S) sont connus pour leur capacité à former des liaisons multiples et à exister sous de nombreux états d'oxydation. La chimie redox de ces éléments est particulièrement riche. Cet exercice se concentre sur une réaction redox classique utilisée en analyse quantitative : le titrage iodométrique, qui met en jeu l'iode (halogène) et l'ion thiosulfate (contenant du soufre, un chalcogène).

Remarque Pédagogique : Comprendre la chimie redox des éléments du bloc p est fondamental. Ces réactions sont au cœur de nombreux processus industriels (blanchiment), biologiques (respiration) et analytiques (titrages). Cet exercice permet de manipuler les concepts de nombre d'oxydation et de stœchiométrie dans un contexte concret.

Objectifs Pédagogiques

  • Écrire et équilibrer une équation de réaction redox.
  • Calculer les nombres d'oxydation d'un élément dans différents composés.
  • Identifier l'oxydant et le réducteur dans une réaction.
  • Appliquer la stœchiométrie d'un titrage pour déterminer une concentration inconnue.
  • Calculer une masse de réactif nécessaire pour une réaction complète.

Données de l'étude

On souhaite déterminer la concentration d'une solution de thiosulfate de sodium (\(\text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3\)) par titrage avec une solution de diiode (\(\text{I}_2\)) de concentration \(C_I = 0,050 \, \text{mol/L}\). On prélève \(V_S = 20,0 \, \text{mL}\) de la solution de thiosulfate et on les titre par la solution de diiode. Le virage de l'indicateur (empois d'amidon) est observé lorsqu'on a versé un volume \(V_{eq} = 15,4 \, \text{mL}\) de diiode.

Réaction de Titrage
\[ 2 \, \text{S}_2\text{O}_3^{2-}(\text{aq}) + \text{I}_2(\text{aq}) \longrightarrow \text{S}_4\text{O}_6^{2-}(\text{aq}) + 2 \, \text{I}^-(\text{aq}) \]

Données :

  • Masses molaires atomiques (en \(\text{g/mol}\)) : Na: 23.0, S: 32.1, O: 16.0, I: 126.9

Questions à traiter

  1. Déterminer le nombre d'oxydation du soufre dans l'ion thiosulfate (\(\text{S}_2\text{O}_3^{2-}\)) et dans l'ion tétrathionate (\(\text{S}_4\text{O}_6^{2-}\)).
  2. Identifier l'oxydant et le réducteur dans cette réaction.
  3. Calculer la concentration molaire de la solution de thiosulfate de sodium.
  4. Quelle masse de diiode (\(\text{I}_2\)) a été nécessaire pour atteindre l'équivalence ?

Correction : Chimie des éléments du bloc p

Question 1 : Calcul des Nombres d'Oxydation

Principe :
S₂O₃²⁻ 2x(N.O. S) + 3x(N.O. O) = -2

Le nombre d'oxydation (N.O.) est une charge formelle. La somme des N.O. de tous les atomes dans un ion polyatomique est égale à la charge de l'ion. On utilise les règles de priorité, en assignant généralement -II à l'oxygène (sauf dans les peroxydes).

Remarque Pédagogique :

Point Clé : Le nombre d'oxydation calculé pour le soufre est un nombre moyen. En réalité, dans le thiosulfate et le tétrathionate, les atomes de soufre n'ont pas tous le même environnement et donc pas le même N.O. réel. Le calcul donne la moyenne pour l'ensemble des atomes de soufre de l'ion.

Formule(s) / Règles :
\[ \sum (\text{N.O. des atomes}) = \text{Charge de l'ion} \]
Donnée(s) :
  • Ion thiosulfate : \(\text{S}_2\text{O}_3^{2-}\)
  • Ion tétrathionate : \(\text{S}_4\text{O}_6^{2-}\)
  • N.O. de l'oxygène : -II
Calcul(s) :

Pour \(\text{S}_2\text{O}_3^{2-}\) (soit x le N.O. du soufre) :

\[ \begin{aligned} (2 \times x) + (3 \times -2) &= -2 \\ 2x - 6 &= -2 \\ 2x &= +4 \\ x &= +2 \end{aligned} \]

Pour \(\text{S}_4\text{O}_6^{2-}\) (soit y le N.O. du soufre) :

\[ \begin{aligned} (4 \times y) + (6 \times -2) &= -2 \\ 4y - 12 &= -2 \\ 4y &= +10 \\ y &= +2.5 \end{aligned} \]
Points de vigilance :

Attention à la charge de l'ion. Ne pas oublier de mettre la charge totale de l'ion (ici, -2) à droite du signe égal. Une erreur fréquente est de mettre 0, comme pour une molécule neutre.

Le saviez-vous ?

L'ion thiosulfate est un cas d'école en chimie. Sa structure \( [S-SO_3]^{2-} \) montre que les deux atomes de soufre ne sont pas équivalents. L'un est central (N.O. +5) et l'autre est terminal (N.O. -1). La moyenne de +2 que nous avons calculée masque cette complexité structurelle.

FAQ en rapport avec la question :
Le nombre d'oxydation peut-il être non entier ?

Oui, lorsqu'il s'agit d'un nombre d'oxydation moyen pour plusieurs atomes du même élément dans une structure complexe, comme c'est le cas pour le soufre dans l'ion tétrathionate (+2.5).

Résultat : Le N.O. moyen du soufre passe de +II dans le thiosulfate à +2.5 dans le tétrathionate.

Question 2 : Identification de l'Oxydant et du Réducteur

Principe :
S₂O₃²⁻ I₂ Oxydation Réduction

L'oxydation est une perte d'électrons, ce qui correspond à une augmentation du nombre d'oxydation. L'espèce qui est oxydée est le réducteur. La réduction est un gain d'électrons, ce qui correspond à une diminution du nombre d'oxydation. L'espèce qui est réduite est l'oxydant.

Remarque Pédagogique :

Point Clé : Un moyen mnémotechnique courant est "l'oxydant gagne, le réducteur perd" (des électrons). L'oxydation et la réduction se produisent toujours simultanément dans une réaction redox.

Formule(s) / Règles :
  • Si N.O. augmente \(\Rightarrow\) Oxydation (l'espèce est un réducteur)
  • Si N.O. diminue \(\Rightarrow\) Réduction (l'espèce est un oxydant)
Donnée(s) :
  • N.O.(S) passe de +2 à +2.5
  • N.O.(I) passe de 0 à -1
Calcul(s) / Analyse :
  • Soufre : Son N.O. augmente, donc l'ion thiosulfate \(\text{S}_2\text{O}_3^{2-}\) est oxydé. C'est le réducteur.
  • Iode : Son N.O. diminue, donc le diiode \(\text{I}_2\) est réduit. C'est l'oxydant.
Points de vigilance :

Ne pas confondre l'agent et le processus. L'oxydant est l'espèce qui *subit* la réduction. Le réducteur est l'espèce qui *subit* l'oxydation.

Le saviez-vous ?

Le thiosulfate de sodium est utilisé en photographie argentique comme "fixateur". Il réagit avec le bromure d'argent non exposé pour former un complexe soluble, ce qui permet de le rincer et de "fixer" l'image de manière permanente.

FAQ en rapport avec la question :
Peut-on utiliser les demi-équations ?

Oui. La demi-équation d'oxydation est \(2\text{S}_2\text{O}_3^{2-} \rightarrow \text{S}_4\text{O}_6^{2-} + 2e^-\). La demi-équation de réduction est \(\text{I}_2 + 2e^- \rightarrow 2\text{I}^-\). On voit bien que le thiosulfate cède des électrons (réducteur) et que le diiode en capte (oxydant).

Question 3 : Concentration de la solution de thiosulfate

Principe :
V = 200 mL C = n / V

À l'équivalence d'un titrage, les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques de l'équation bilan. On peut donc écrire une relation entre les quantités de matière des réactifs.

Remarque Pédagogique :

Point Clé : La relation à l'équivalence est l'outil mathématique central de tous les titrages. Elle permet de relier une solution de concentration connue (le titrant) à une solution de concentration inconnue (l'analyte).

Formule(s) utilisée(s) :
\[ \frac{n_{\text{S}_2\text{O}_3^{2-}}}{2} = \frac{n_{\text{I}_2}}{1} \quad \text{et} \quad n = C \times V \]
Donnée(s) :
  • Volume de thiosulfate : \(V_S = 20,0 \, \text{mL} = 0,0200 \, \text{L}\)
  • Concentration du diiode : \(C_I = 0,050 \, \text{mol/L}\)
  • Volume de diiode à l'équivalence : \(V_{eq} = 15,4 \, \text{mL} = 0,0154 \, \text{L}\)
Calcul(s) :
\[ \begin{aligned} n_{\text{I}_2} &= C_I \times V_{eq} \\ &= 0.050 \, \text{mol/L} \times 0.0154 \, \text{L} \\ &= 7.7 \times 10^{-4} \, \text{mol} \end{aligned} \]
\[ \begin{aligned} n_{\text{S}_2\text{O}_3^{2-}} &= 2 \times n_{\text{I}_2} \\ &= 2 \times 7.7 \times 10^{-4} \, \text{mol} \\ &= 1.54 \times 10^{-3} \, \text{mol} \end{aligned} \]
\[ \begin{aligned} C_S &= \frac{n_{\text{S}_2\text{O}_3^{2-}}}{V_S} \\ &= \frac{1.54 \times 10^{-3} \, \text{mol}}{0.0200 \, \text{L}} \\ &\approx 0.077 \, \text{mol/L} \end{aligned} \]
Points de vigilance :

Les coefficients stœchiométriques : L'erreur la plus commune est d'oublier les coefficients de l'équation bilan. Ici, il faut 2 moles de thiosulfate pour 1 mole de diiode. La relation n'est pas \(n_1=n_2\), mais bien \(n_1/2 = n_2/1\).

Le saviez-vous ?

L'iodométrie (titrage d'un oxydant par l'iodure, suivi du titrage de l'iode formé) et l'iodimétrie (titrage direct par l'iode) sont des méthodes de titrage redox extrêmement précises et polyvalentes, utilisées depuis plus de 150 ans.

FAQ en rapport avec la question :
Pourquoi ne pas utiliser directement la formule \(C_1V_1 = C_2V_2\) ?

Cette formule n'est valable que pour les dilutions ou les réactions avec une stœchiométrie 1:1. L'utiliser ici sans tenir compte du coefficient 2 pour le thiosulfate mènerait à un résultat erroné. Il est toujours plus sûr de passer par la relation sur les quantités de matière : \(n_1/a = n_2/b\).

Résultat : La concentration de la solution de thiosulfate de sodium est de 0.077 mol/L.

Question 4 : Masse de diiode versée

Principe :
n (mol) x M m (g)

Pour trouver la masse, il faut d'abord connaître la quantité de matière (n) et la masse molaire (M). Nous avons déjà calculé la quantité de diiode versée à l'équivalence à la question précédente. Il ne reste plus qu'à calculer la masse molaire de \(\text{I}_2\) et appliquer la formule \(m = n \times M\).

Remarque Pédagogique :

Point Clé : Ce calcul est l'inverse du premier calcul stœchiométrique. Il montre comment on peut passer d'une concentration et d'un volume à une masse, une compétence essentielle pour préparer des solutions en laboratoire.

Formule(s) utilisée(s) :
\[ m = n \times M \]
Donnée(s) :
  • Quantité de diiode : \(n_{\text{I}_2} = 7.7 \times 10^{-4} \, \text{mol}\)
  • Masse molaire de l'iode : \(M(\text{I}) = 126.9 \, \text{g/mol}\)
Calcul(s) :
\[ M(\text{I}_2) = 2 \times 126.9 \, \text{g/mol} = 253.8 \, \text{g/mol} \]
\[ \begin{aligned} m_{\text{I}_2} &= n_{\text{I}_2} \times M(\text{I}_2) \\ &= 7.7 \times 10^{-4} \, \text{mol} \times 253.8 \, \text{g/mol} \\ &\approx 0.195 \, \text{g} \end{aligned} \]
Points de vigilance :

Masse molaire diatomique : Ne pas oublier de multiplier la masse molaire de l'iode (I) par 2 pour obtenir celle du diiode (I₂), qui est l'espèce chimique réellement utilisée.

Le saviez-vous ?

Le diiode est un solide noir-violet qui se sublime facilement (passe de l'état solide à gazeux) pour former une vapeur violette. Sa faible solubilité dans l'eau est augmentée par l'ajout d'iodure de potassium (KI), qui réagit avec I₂ pour former l'ion triiodure I₃⁻, beaucoup plus soluble.

FAQ en rapport avec la question :
Pourquoi le titrage est-il si utilisé en chimie analytique ?

Le titrage est une méthode très précise et peu coûteuse pour déterminer la concentration d'une substance. Il ne nécessite qu'un équipement de base (burette, fiole, indicateur) et repose sur des réactions chimiques bien comprises et rapides, ce qui en fait une technique de choix dans de nombreux domaines.

Résultat : La masse de diiode nécessaire pour atteindre l'équivalence est d'environ 0.195 g.

Pratique Interactive : Calcul de Titrage

Si on titre 25.0 mL d'une solution de \(\text{S}_2\text{O}_3^{2-}\) et que l'équivalence est atteinte après ajout de 10.0 mL d'une solution de \(\text{I}_2\) à 0.100 mol/L, quelle est la concentration de la solution de thiosulfate ?

Défi Titrage

Pour Aller Plus Loin : L'Empois d'Amidon

Un indicateur très spécifique : L'empois d'amidon est utilisé comme indicateur dans les titrages impliquant le diiode. L'amidon forme un complexe bleu-noir très intense avec \(\text{I}_2\), mais pas avec l'ion iodure \(\text{I}^-\). Dans notre titrage, on ajoute l'empois d'amidon près de la fin. Tant qu'il y a du thiosulfate, le \(\text{I}_2\) ajouté est immédiatement consommé. À l'équivalence, la première goutte de \(\text{I}_2\) en excès ne trouve plus de thiosulfate pour réagir, se lie à l'amidon et la solution devient instantanément bleu-noir, signalant la fin du titrage.

Le Saviez-Vous ?

Le chlore, un autre halogène, est utilisé pour désinfecter l'eau des piscines. L'odeur caractéristique de "piscine" n'est pas celle du chlore lui-même, mais celle des chloramines, des composés formés par la réaction du chlore avec l'urée et l'ammoniac présents dans la sueur et l'urine des nageurs.

Foire Aux Questions (FAQ)

Pourquoi le nombre d'oxydation du soufre est-il fractionnaire ?

Le N.O. de +2.5 pour le soufre dans le tétrathionate est une moyenne. La structure réelle de l'ion \(\text{S}_4\text{O}_6^{2-}\) montre que les deux atomes de soufre centraux ont un N.O. de 0, tandis que les deux atomes de soufre terminaux ont un N.O. de +5. La moyenne est bien \((0+0+5+5)/4 = 2.5\).

Cette réaction fonctionne-t-elle avec d'autres halogènes ?

Oui, mais avec des réactivités différentes. Le brome (\(\text{Br}_2\)) et le chlore (\(\text{Cl}_2\)), étant des oxydants plus puissants que l'iode, peuvent oxyder le thiosulfate au-delà du tétrathionate, jusqu'à l'ion sulfate (\(\text{SO}_4^{2-}\)), ce qui change complètement la stœchiométrie.

Quiz Final : Testez vos connaissances

1. Dans la réaction \(2\text{Br}^- + \text{Cl}_2 \rightarrow \text{Br}_2 + 2\text{Cl}^-\), quel est l'oxydant ?

2. Les éléments du bloc p les plus électronégatifs sont :

Glossaire

Éléments du bloc p
Éléments dont les électrons de valence les plus énergétiques occupent les orbitales p. Ils comprennent les groupes 13 à 18.
Halogènes
Éléments du Groupe 17 (F, Cl, Br, I). Ils sont très électronégatifs et forment typiquement des ions de charge -1.
Chalcogènes
Éléments du Groupe 16 (O, S, Se, Te). Ils forment souvent des ions de charge -2.
Titrage Redox
Technique d'analyse quantitative où une solution de concentration inconnue (l'analyte) est mise à réagir avec une solution de concentration connue (le titrant) via une réaction d'oxydoréduction.
Chimie des éléments du bloc p (halogènes, chalcogènes)

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