Chimie 1

MINISTERE DE L'ENSEIGNEMENT SUPERIEUR REPUBLIQUE DE CÔTE D'IVOIRE
ET DE LA RECHERCHE SCIENTIFIQUE Union - Discipline - Travail

DIRECTION GENERALE DE L’ENSEIGNEMENT SUPERIEUR
ET DE L’INSERTION PROFESSIONNELLE (DGESIP)
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Concours GIC session 2017
Institut National Polytechnique
Félix Houphouët – Boigny Composition : Chimie 1
SERVICE DES CONCOURS Durée : 3 Heures
NB : le candidat attachera la plus grande importance à la clarté, à la précision et à la concision de la

rédaction.
 Les calculatrices sont autorisées ;
 Les trois parties sont indépendants ;
 Si au cours de l’épreuve, un candidat repère ce qui lui semble être une erreur d’énoncé, il la signale sur sa copie
et poursuit sa composition en expliquant les raisons des initiatives qu’il est amené à prendre.
I. STRUCTURE DE LA MATIERE
I.1. Configurations électroniques
I.1.1. Enoncer les différentes règles qui permettent de prévoir la configuration électronique des atomes à l’état
fondamental : principe d’exclusion de Pauli, règles de Hund et de Klechkosky.
I.1.2. Quelle est la configuration électronique du fer Fe, des ions Fe2+ et Fe3+ dans leurs états fondamentaux.
Expliquer l’évolution des rayons ioniques des ions Fe2+ et Fe3+.
I.1.3. Qu’appelle-t-on élément de transition ? Citer deux caractéristiques (ou propriétés) communes à ces
éléments.
I.2. Variétés allotropiques du fer
Le fer existe sous plusieurs variétés allotropiques dont le fer α, phase stable du fer au-dessous de 906 ° C, et le
fer ϒ, phase stable du fer entre 906° C et 1401° C.
I.2.1. Le fer α cristallise dans une structure cubique centrée de densité 7,92. En déduire le rayon métallique du
fer dans cette structure notée rFe . On supposera ce rayon constant dans la suite. Préciser la compacité de cette
structure.
I.2.2. Le fer ϒ cristallise dans une structure cubique à faces centrées de paramètre aϒ .
I.2.2.1. Quelles sont la coordinence et la compacité de cette structure ?
I.2.2.2. Calculer la densité du fer ϒ.
I.2.2.3. Ces deux variétés allotropiques du fer sont en équilibre à une température de 906 °C sous une pression
de de 1 bar. Que se passe-t-il si on modifie la pression à température constante ? Quelle est la variété stable à
haute pression ? Justifier.
II. CINETIQUE DE LA REACTION DE REDUCTION DES IONS Fe3+ PAR LES IONS Sn2+
Les ions Fe3+ sont réduits par les ions Sn2+. Le but de cette partie est d’étudier la cinétique de cette réaction
d’oxydation.
II.1. Ecrire l’équation de la réaction d’oxydoréduction. Calculer la constante d’équilibre K°. Conclure.
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II.2. L’expérience montre que la vitesse de cette réaction est donnée à un instant t par une expression de la
forme : V = k [𝐹𝑒 3+ ]α [𝑆𝑛2+ ]β où [𝐹𝑒 3+ ] et [𝑆𝑛2+ ] désignent les concentrations des réactifs à l’instant t
considéré. Donner le nom des constantes k, α, β et α+ β.
II.3. Pour une solution aqueuse contenant initialement des ions Fe3+ à la concentration de 1 mol L-1 et des ions
Sn2+à la concentration de 10-2 mol L-1, le temps de demi-réaction t1/2 est de 2,08 s. Ce temps de demi-réaction
reste le même si la concentration initiale de Sn2+ est divisé par 2. En cinétique chimique comment appelle-t-on
de telles conditions initiales ? Déterminer numériquement k et β.
II.4. Dans une seconde série d’expérience, on réalise une série de mélanges stœchiométriques de Fe3+ et Sn2+,
de différentes concentrations. On constate alors que le temps de demi-réaction t1/2 pour chaque mélange étudié,
est indépendant de la concentration initiale Co des ions Sn2+.
Donner t1/2 en fonction de Co, k et α. Déterminer α sachant que t1/2 est divisé par 4 lorsque la concentration
initiale en ions Sn2+ est multipliée par 2.
II.5. Donner la valeur de α+β. Pensez-vous à priori que cette réaction puisse être un acte élémentaire ?
On donne :
 Rayons ioniques (ppm) : Fe2+ : 76 ; Fe3+ : 64 ; O2- : 140.
 Numéro atomique : Fe : 26 ; O :8 ; H : 1.
 Nombre d’Avogadro : N = 6,02 1023
 Potentiels standards E° (en V) : Fe3+/Fe2+ : 0,77 ; Sn4+/Sn2+ : 0,14.
𝑅𝑇
 On posera 𝐹
LnX = 0,06 LnX
 Constante des gaz parfaits : R = 8,314 J.K-1.mol-1.

 Masse volumique de l’eau : 1000 kg m-3.
III. CORROSION DU FER

III.1. Etude thermodynamique : diagramme potentiel-pH à 25°C
Le diagramme potentiel-pH a été tracé en considérant les espèces suivantes (figure) :
- solides :
le fer α noté Fe, l’oxyde magnétique Fe3O4, la goethite (oxyde de fer III) α FeOOH ;
- dissoutes
les ions Fe2+, Fe3+ ;
Avec l’hypothèse de concentrations maximales en ions Fe2+ et Fe3+ de 1,0.10-6 mol.L-1, E° (Fe3+/Fe2+) = 0,77 V.
Enthalpies libres molaires standard de formation ΔfG° de quelques espèces à 25 °C :
Espèce H2O(l) H+ HO- Fe2+ Fe3+ α FeOOH
ΔfG°(kJ.mol-
1
- 237 0 - 157,1 - 84,9 - 10,6 - 495,7
)

III.1.1. Indiquer de quelles espèces du fer les domaines de prédominance ou d’existence A à E du diagramme
sont représentatifs.
III.1.2. Calculer la pente du segment de droite correspondant à la coexistence de l’oxyde magnétique et de la
goethite.
III.1.3. Calculer la valeur du pH à partir de laquelle on peut observer de la goethite.
III.1.4. Calculer les coordonnées du point d’intersection des segments de droite délimitant les domaines B, C et
D du diagramme.
III.1.5. En considérant la position des droites représentatives des couples O2/H2O et H2O/H2, pour des pressions
gazeuses de 1 bar, que peut-on dire de l’oxydation du fer en Fe3+ et en FeOOH en l’absence de dioxygène.
III.1.6. Dans l’hypothèse où seule la goethite forme une couche protectrice du métal, pour quels domaines du
diagramme peut-on prévoir l’immunité, la corrosion ou la passivité du fer ?
III.2. Etude cinétique de la corrosion
III.2.1. Courbes intensité-potentiel du couple Fe2+/Fe
En solution agitée, l’équation de la courbe intensité-potentiel que l’on peut tracer à l’aide d’une électrode de fer
plongeant dans une solution d’ions Fe2+ peut être mise sous le forme :
(2−ℇ)𝐹𝜂 −ℇ𝐹𝜂
I = io (exp[ ]) − exp( )
𝑅𝑇 𝑅𝑇
Où : i représente l’intensité du courant qui traverse l’électrode ;

η est la surtension, différence entre le potentiel appliqué E et le potentiel d’équilibre Ee ;
Io est une constante et ℇ est une constante comprise entre 0 et 1 ; F = 96500 C
Montrer que si η a une valeur positive ηa suffisamment grande, la branche anodique de la courbe intensité-
potentiel peut être représentée par l’équation approchée :
ηa = αa + βa log|𝑖| (approximation de Tafel)
Exprimer αa et βa en fonction de ℇ et io.
III.2.2. Corrosion du fer en solution acide désaérée
L’électrode de fer considérée est plongée dans une solution telle que les potentiels d’équilibre des couples
Fe2+/Fe et H+/H2 valent respectivement 𝐸𝑒 = 0,50 V et 𝐸′𝑒 = 0,00 V.
On suppose que les seules réactions qui se produisent à la surface du métal sont l’oxydation du fer en Fe2+ et la
réduction des ions hydrogène en H2.
III.2.2.1. Ecrire les demi-équations électroniques correspondantes.
Lorsque le fer est abandonné dans la solution, que peut-on dire des vitesses d’oxydation du fer et réduction des
ions hydrogène et des intensités correspondantes ?
III.2.2.2. On suppose que les courbes intensité-potentiel des deux réactions électrochimiques considérées
peuvent être représentées par les équations de Tafel :
 Oxydation du fer ηa = E-Ee = αa + βa log|𝑖|
 Réduction des ions hydrogène 𝜂𝑐′ = E-𝐸𝑒′ = 𝛼𝑐′ + 𝛽𝑐′ log|𝑖|

Les intensités étant exprimées en ampère et les différences de potentiel en volt, on obtient :
αa = 0,40 V βa = 0,04 V 𝜂𝑐′ = - 0,80 V 𝛽𝑐′ = - 0,15 V.
Représenter graphiquement (si possible sur une feuille de papier millimétré) pour des valeurs de |𝑖| comprises
entre 10-5 et 10-2 A, les droites donnant E en fonction de log|𝑖| (diagramme d’Evans) (échelle 1 cm pour 0,1 V
et 2 cm par unité de log|𝑖|). Les coordonnées du point d’intersection de ces droites correspondent à Ecorr et icorr
respectivement le potentiel et le courant de corrosion.
Déduire du graphique : - le potentiel de corrosion Ecorr du fer dans le milieu considéré ;
- l’intensité de corrosion icorr de la pièce de fr dans ces conditions
Figure : diagramme potentiel-pH du fer

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 Constante des gaz parfaits : R = 8,314 J.K-1.mol-1.

III. CORROSION DU FER

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Où : i représente l’intensité du courant qui traverse l’électrode ;

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Figure : diagramme potentiel-pH du fer

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