L'élément iode d'hier à aujourd'hui : un exercice de chimie très complet

Ce premier exercice du sujet de rattrapage de Métropole 2007, noté sur 6,5 points, part de l'histoire du diiode, extrait autrefois des algues et aujourd'hui des eaux de rinçage du nitrate du Chili, pour balayer trois grands chapitres de terminale S : l'oxydoréduction et l'équilibre chimique, la cinétique suivie par spectrophotométrie, puis l'électrolyse. Il demande environ 1 h 18 et récompense surtout la rigueur : chaque partie s'appuie sur une méthode classique qu'il faut dérouler proprement.

Partie 1 : reconnaître une oxydoréduction et écrire K

La première question demande si la synthèse du diiode est une réaction acide-base ou d'oxydoréduction. La bonne démarche consiste à repérer les deux couples oxydant/réducteur, IO3⁻/I2 et SO4²⁻/HSO3⁻, à écrire les deux demi-équations puis à vérifier que leur combinaison redonne l'équation de l'énoncé : dix électrons passent de l'ion hydrogénosulfite à l'ion iodate. La présence d'ions oxonium dans l'équation ne suffit pas à en faire une réaction acide-base. On écrit ensuite la constante d'équilibre avec tous les exposants stœchiométriques, sans faire apparaître l'eau solvant mais en gardant les ions oxonium. La question 1.3 relie le pH de l'eau ajoutée au quotient de réaction : comme [H3O⁺] figure dans Qr, le pH influe sur le sens d'évolution du système.

Partie 2 : cinétique suivie par spectrophotométrie

Le tableau d'avancement de l'oxydation des ions iodure par l'eau oxygénée donne un avancement final de 1,0 × 10⁻³ mol, avec le peroxyde d'hydrogène comme réactif limitant. Le piège classique est de comparer les quantités initiales sans diviser par les nombres stœchiométriques des ions iodure et oxonium. La lecture du palier d'absorbance montre que l'état final est atteint à 1200 s. La loi de Beer-Lambert permet ensuite de montrer que le quotient x/A est constant, de calculer r = 1,1 × 10⁻³ mol puis d'exprimer la vitesse volumique en fonction de la dérivée de l'absorbance. Les tangentes tracées aux dates 200 s et 800 s montrent que la vitesse diminue au cours du temps. Le temps de demi-réaction, lu à l'ordonnée A_f/2 = 0,47, vaut environ 70 s : il ne faut surtout pas prendre la moitié de la durée totale de la transformation.

La deuxième expérience divise par deux la concentration initiale en ions iodure. Le réactif limitant ne change pas, donc l'absorbance finale reste la même ; seule la rapidité diminue, ce qui allonge le temps de demi-réaction. La courbe attendue rejoint donc le même palier, plus tardivement.

Partie 3 : électrolyse d'une solution d'acide iodhydrique

Il faut compléter le schéma en distinguant les porteurs de charge : électrons dans les fils, ions dans la solution. L'oxydation des ions iodure à l'anode donne du diiode, la réduction des ions H⁺ à la cathode donne du dihydrogène. Les calculs finaux donnent Q = 4,5 × 10² C, n(e⁻) = 4,7 × 10⁻³ mol et un volume de dihydrogène d'environ 58 mL, à condition de convertir la durée en secondes et de ne pas oublier le facteur 2 entre électrons et dihydrogène.

Conseils pour réussir

Écris systématiquement les demi-équations, travaille avec des unités cohérentes et justifie chaque lecture graphique par un tracé visible sur l'annexe. Le corrigé détaillé reprend chaque question avec la rédaction attendue sur la copie, les pièges à éviter et les méthodes à retenir.