Bernard Courtois a découvert l'halogène iode en 1811 en travaillant dans une salpêtrière. Il a travaillé sur les applications de l'iode à la photographie et a mis en évidence l'acide iodhydrique \text{HI(g)} en 1813.

1. Donner le schéma de Lewis de l'acide iodhydrique.

2. Justifier son caractère acide.

3. Identifier sa base conjuguée.
On prépare 1 L de solution par barbotage de 20 mL de \text{HI(g)} dans l'eau. L'acide en solution réagit totalement avec l'eau.

4. Écrire l'équation de la réaction entre l'acide iodhydrique et l'eau.

5. Déterminer le \text{pH} de la solution obtenue.

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Doc.
Vapeurs et cristaux de diiode

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Données

Électronégativités selon Pauling : \chi(\text{H}) = 2{,}20, \;\chi(\text{C}) = 2{,}55, \; \chi(\text{O}) = 3{,}44 et \chi(\text{I}) = 2{,}66

Volume molaire des gaz : V_m = 22{,}4 L·mol^-1

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Protocole de réponse

1. Déterminer les représentations de Lewis des atomes d'hydrogène et d'iode, l'iode étant un halogène d'après l'énoncé.

2. Évaluer la polarité de la liaison.

3. Pour obtenir la base, retirer un ion \text{H}^+ à l'acide.

4. Si \text{HI(aq)} est un acide, \text{H}_2\text{O(l)} est une base. En déduire les couples mis en jeu.

5. Établir le tableau d'avancement.

6. Exploiter la relation \text{pH} = - \log \left(\dfrac{[\text{H}_3\text{O}^+]}{c^{\circ}} \right).

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Solution rédigée

1. L'iode est de la famille des halogènes. Il a donc trois doublets non-liants, comme le fluor.

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2. \chi\text{(H)} \lt \chi\text{(I)} : la liaison \text{H} - \text{I} est polarisée. Ceci justifie le caractère acide.

3. On peut écrire \text{HI(aq)}\leftrightarrows \text{H}^+\text{(aq)}+ \text{I}^-\text{(aq)}, donc \text{I}^-\text{(aq)} est la base conjuguée de \text{HI(aq)}.

4. Les couples mis en jeu sont \text{HI(aq)/I}^-\text{(aq)} et \text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)}/\text{H}_2\text{O(l)} : \text{HI(aq)} + \text{H}_2\text{O(l)} \longrightarrow \text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)}+\text{ I}^-\text{(aq)}

État	Avancement	\text{HI(aq)}	+	\text{H}_2\text{O}	\rightarrow	\text{H}_3\text{O}^+	+	\text{I}^-\text{(aq)}
Initial	x= 0 mol	n_0		excès		0 mol		0 mol
Final	x=x_\text{max}	n_0 - x_\text{max} = 0 mol		excès		x_\text{max}		x_\text{max}

\mathrm{pH}=-\log \left(\frac{\left[\mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}\right]}{c^{\circ}}\right)

\mathrm{pH}=-\log \left(\frac{x_{\max }}{V \cdot c^{\circ}}\right)

\mathrm{pH}=-\log \left(\frac{n_{0}}{V \cdot c^{\circ}}\right)

\mathrm{pH}=-\log \left(\frac{V_{\mathrm{HI}}}{V_{\mathrm{m}} \cdot V \cdot c^{\circ}}\right)

AN : \mathrm{pH}=-\log \left(\frac{20 \times 10^{-3}}{22{,}4 \times 1{,}0 \times 1}\right)=3{,}0

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Mise en application

On prépare 2{,}0 L de solution d'acide bromhydrique par barbotage de 250 mL de \text{HBr(g)} dans l'eau. L'acide en solution réagit totalement avec l'eau. Déterminer le \text{pH} de la solution obtenue.

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Acide iodhydrique

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