La vitamine C (acide ascorbique C₆H₈O₆, M = 176,0 g/mol) est le…

Exercice supplémentaire · niveau 3 (difficile) · chimie (première), chapitre 3 — Réactions d'oxydoréduction · L'oxydoréduction au travail

Énoncé

La vitamine C (acide ascorbique $C X_{6} H X_{8} O X_{6}$ , $M = 176, 0 g / mol$ ) est le réducteur du couple $C X_{6} H X_{6} O X_{6}$ / $C X_{6} H X_{8} O X_{6}$ , de demi-équation

$C X_{6} H X_{6} O X_{6} + 2 H X^{+} + 2 e^{-} = C X_{6} H X_{8} O X_{6} .$

Écrire l'équation de son action sur le diiode (couple $I X_{2}$ / $I X^{-}$ ).
Pourquoi ajoute-t-on de la vitamine C dans les jus de fruits industriels ?
Quelle quantité de diiode un comprimé de $500$ mg de vitamine C peut-il réduire ?

Corrigé

1. $I X_{2} + 2 e^{-} = 2 I X^{-}$ et $C X_{6} H X_{8} O X_{6} = C X_{6} H X_{6} O X_{6} + 2 H X^{+} + 2 e^{-}$ : les électrons s'équilibrent directement.

$C X_{6} H X_{8} O X_{6} X_{(aq)} + I X_{2} X_{(aq)} C X_{6} H X_{6} O X_{6} X_{(aq)} + 2 I X^{-} X_{(aq)} + 2 H X^{+} X_{(aq)} .$

Contrôle : C $6/6$ ; H $8$ à gauche, $6 + 2 = 8$ à droite ; O $6/6$ ; I $2/2$ ; charges $0$ à gauche, $- 2 + 2 = 0$ à droite $✓$ .<br> 2. Comme antioxydant : elle est oxydée par le dioxygène dissous à la place des composés du fruit, qui brunissent en s'oxydant. C'est exactement la logique de l'anode sacrificielle du zinc sur le fer : on sacrifie un réducteur bon marché pour en protéger un autre.<br> 3. $n = \frac{0 , 500}{176 , 0} = 2, 84 \times 1 0^{- 3}$ mol ; les coefficients étant $1$ pour $1$ , le comprimé peut réduire $2, 84 \times 1 0^{- 3}$ mol de diiode, soit $2, 84 \times 1 0^{- 3} \times 253, 8 = 0, 72$ g de $I X_{2}$ .

Application : c'est cette réaction qui sert à doser la vitamine C d'un jus de fruit, la disparition du brun du diiode marquant la fin du titrage.

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Un blocage sur cet exercice ? Le tuteur d'Adloun guide par questions, sans donner la réponse.