Evolution Spontanée Chimie 2022 2023
ACTIVITES
A1 : Equilibre chimique dynamique.
Pour tester si la réaction entre les ions argent (I) et les ions Fer (III) est totale ou non, on développe une méthode expérimentale spécifique.
Objectif : Associer la présence de tous les réactifs à l’état final au caractère non total de la réaction.
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Doc 3 : Protocole : influence de la composition initiale. • Préparer chacun des mélanges suivants dans trois béchers distincts.
• Pour chaque mélange, verser quelques millilitres dans des tubes à essai et effectuer les trois tests de présence des ions décrits dans le Doc 1. |
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· Ecrire la réaction d'oxydoréduction entre l'ion Ag+ et l'ion Fe3+.
· Pour chacun des mélanges, calculer les quantités de matières de réactifs introduites et identifier le réactif limitant.
· Réaliser le protocole du document 3. Pour chaque mélange, indiquer grâce aux résultats des tests, les espèces chimiques présentes dans l’état final (document 1).
· Est-ce cohérent avec l’hypothèse d’une réaction totale ?
· La composition initiale du mélange a-t-elle une influence sur la nature des espèces présentes à l’état final ?
· Indiquer dans l’écriture de l’équation le symbole adapté (document 4).
· La réaction inverse est possible. Ecrire cette réaction et proposer un protocole pour mettre en évidence les produits formés.
Expliquer pourquoi on a choisi une flèche "double".
· Expliquer pourquoi la présence de tous les réactifs dans l’état final prouve que la réaction n’est pas totale.
· Quelle relation peut-on écrire en tre l’avancement final et l’avancement maximal pour une réaction totale ? pour une réaction non totale ?
A2 : Constante d’équilibre d’une réaction chimique.
L’acide éthanoïque, ou acide acétique, tire son nom de sa présence dans le vinaigre (acetum en latin).
On cherche à caractériser sa réaction avec l’eau, qui provoque une diminution du pH.
Objectif : Déterminer l’influence de la composition de l’état initial sur le quotient de réaction à l’état final.
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Protocole 1 : Dilutions de la solution d’acide éthanoïque A partir d’une solution mère, appelée S1, d’acide éthanoïque de concentration c1 = 1,0.10-1 mol.L-1, préparer : • Une solution fille S2 de concentration c2 = 1,0.10-2 mol.L-1 . • Une solution fille S3 de concentration c3 = 5,0.10-3 mol.L-1. |
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Protocole 2 : Dilutions de la solution d’acide éthanoïque • Dans trois béchers, verser environ V = 30 mL des solutions 1, 2 et 3. • Mesurer le pH de chaque solution au dixième d’unité pH près. • Compléter le tableau suivant avec les valeurs de pH mesurées pour chaque solution.
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1. Réaliser les protocoles 1 et 2.
2. Calculer pour chaque solution la concentration [H3O+] en ions oxonium et l’indiquer dans le tableau du protocole 2.
3a. Ecrire l’équation de la réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau.
3b. Pour une concentration apportée c en acide éthanoïque et un volume V de solution, construire le tableau d’avancement en notant xéq l’avancement à l’équilibre. En déduire la relation entre la concentration [H3O+] en ions oxonium à l’équilibre, le volume V et xéq.
3c. Déduire de la relation précédente qu’à l’équilibre :
[CH3CO2H] = c - [H3O+]eq et [CH3CO2- ] = [H3O+]eq
3d. Compléter les deux dernières colonnes du tableau du protocole 2.
4a. Donner l’expression du quotient Qr,éq à l’état final (état d’équilibre) en fonction des différentes concentrations à l’équilibre.
4b. Calculer la valeur de Qr,éq pour chaque solution. En déduire la valeur epérimentale de la constante d’équilibre K.
5. Calculer le taux d’avancement final $ \tau_f = \dfrac {x_{éq}}{x_{max}} $ pour chaque solution.
Bilan
• La composition de la solution à l’état final dépend-elle de la composition initiale ?
• Le quotient de réaction à l’état final dépend-il de la composition initiale ?
• Le taux d’avancement final dépend-il de la composition initiale ?
EXERCICES : 13, 14, 15, 17, 19, 21, 22, 34, 35 et 36 P 147 à 153
COURS
C1 : Equilibre chimique.
C11. Réactions totales et non totales.
On considère une transformation chimique : $aA + bB \longrightarrow cC + dD $
· Si l'un des réactifs (A ou B) a totalement disparu à l'état final, il s'agit d'une réaction totale.
Ce réactif est le réactif limitant.
L'avancement final de la réaction est alors maximal : xf = xmax.
· Dans le cas contraire, à l'état final, les réactifs et les produits sont tous présents. La réaction est non totale.
L'avancement final est alors inférieur à l'avancement maximal : xf < xmax.
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Taux d'avancement : C'est la grandeur t mesurant le rapport de la quantité de réactif ayant réagit : $\color{red}{\tau = \dfrac {x_{éq}}{x_{max}}}$ (sans dimension) |
C12. Equilibre dynamique.
• Dans le cas d'une réaction non totale, la réaction est notée :
- La réaction a lieu simultanément dans les deux sens 1 et 2.
- La réaction directe 1 (entre les réactifs A et B) est compensée par la réaction indirecte 2 (entre les produits C et D).
| •Au niveau microscopique, initialement, la vitesse v1 dans le sens direct est supérieure à la vitesse v2 dans le sens indirect. Au cours du temps, les deux vitesses varient jusqu'à atteindre un moment où v1 = v2. L'équilibre est alors atteint. |
Avant l'équilibre :
A l'équilibre : |
C13. Quotient de réaction et constante d'équilibre.
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Définition : A chaque réaction chimique $\color{blue}{aA+bB \overrightarrow{\longleftarrow} cC+dD}$, on définit le quotient de réaction QR, sans dimension : $\color{red}{Q_R=\dfrac {[C]^c \times [D]^d}{[A]^a \times [B]^b}}$ où [X] est la concentration molaire volumique de l'espèce X, en mol.L-1. |
NB : si l'espèce X est un solvant, un gaz non dissous ou un solide, sa concentration n'est pas définie. La grandeur [X] prend alors la valeur 1.
Dans le cas d'une réaction chimique, les concentrations évoluent. Le coefficient QR évolue donc aussi, jusqu’à se stabiliser à l'état d'équilibre. Il prend alors la valeur K(T), appelée constante d'équilibre :
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Définition : $\color{red}{K(T)=\dfrac {[C]^c_f \times [D]^d_f}{[A]^a_f \times [B]^b_f}}$ |
où [X]f est la concentration molaire volumique de l'espèce X, en mol.L-1 à l'état final.
NB : Cette constante varie avec la température.
C14.Critère d'évolution.
• Dans le cas d'une réaction non totale, la réaction est notée :
- La réaction a lieu simultanément dans les deux sens 1 et 2.
- La réaction directe 1 (entre les réactifs A et B) est compensée par la réaction indirecte 2 (entre les produits C et D).
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• Tant que QR < K(T), le système évolue dans le sens direct de la réaction. [C] et [D] augmentent tandis que [A] et [B] diminuent.
• Si QR > K(T), le système évolue dans le sens indirect de la réaction. [C] et [D] diminuent tandis que [A] et [B] augmentent.
• Si que QR = K(T), le système n'évolue plus, le système est à son état d'équilibre. [C] , [D] , [A] et [B] ne varient plus et ont atteint leurs valeurs finales [C]f , [D]f , [A]f et [B]f. |
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C2. Les piles.
C21. Constitution d'une pile électrochimique.
C21a.Rappel.
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Lorsqu'une réaction d'oxydo-réduction se produit spontanément, si l'oxydant Ox1 est au contact du réducteur Red2, l'échange d'électrons est direct.
ci-contre, de la poudre en fer (gris) dans une solution d'ions cuivre II bleue. La réaction observée : $Cu^{2+}_{(aq)} + Fe \overrightarrow{\longleftarrow} Cu_{(s)} + Fe^{2+}_{(aq)}$ On observe un dépôt de cuivre rouge à la surface du fer, la disparition des ions Cu2+ et l'apparition des ions Fe2+ entraine un changement de couleur de la solution |
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C21b. Mise en place.
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La pile électrochimique est constituée : · Deux demi-piles, chacune comportant :
· Un pont salin contenant des ions inertes vis-à-vis des couples des deux demi-piles.
NB : Le fait que les deux espèces agissant dans la réaction ne soient pas en contact implique la non-circulation des électrons dans que le pont salin n'est pas en place. Le courant électrique ne circule pas. |
Pile Cu/Zn |
La valeur mesurée par le voltmètre indique le potentiel à vide de la pile, exprimé en volts (V).
C22. Fonctionnement d'une pile électrochimique.
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Dès lors que les deux demi-piles sont reliées, le courant électrique circule de l'une vers l'autre. La réaction d'oxydo-réduction peut avoir lieu. Les électrons circulent via le circuit externe et les ions circulent via le pont salin assurant ainsi la neutralité électrique des solutions.
A la borne positive, il y a réduction de l'oxydant Ox1 : $Ox_1 + n \ e^- \overrightarrow{\longleftarrow} Red_1$ A la borne négative, il y a oxydation du réducteur Red2 : $Red_2\overrightarrow{\longleftarrow} Ox_2 + m \ e^- $ Le courant électrique circule de la borne positive à la borne négative. Les électrons circulent dans l'autre sens. |
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C23. Usure d'une pile électrochimique.
Dans le cas de la pile ci-dessus, la borne positive est au cuivre.
• L'électrode de cuivre trempe dans une solution de sulfate de cuivre $\left ( Cu^{2+}_{(aq)} ; SO^{2-}_{4(aq)} \right )$ .
La demi-équation observée est : $ Cu^{2+}_{(aq)} + 2 e^- \overrightarrow{\longleftarrow} Cu_{(s)}$ .
On observe un dépôt de cuivre sur l'électrode de cuivre.
Les ions Cu2+ sont consommés.
• L'électrode de zinc trempe dans une solution de sulfate de zinc $\left ( Zn^{2+}_{(aq)} ; SO^{2-}_{4(aq)} \right )$ .
La demi-équation observée est :$Zn_{(s)}\overrightarrow{\longleftarrow} Zn^{2+}_{(aq)} + 2 e^- $ .
L'électrode de zinc est consommée.
Des ions Zn2+ formés.
Réaction globale : $Cu^{2+}_{(aq)} + Zn_{(s)}\longrightarrow Cu_{(s)} + Zn^{2+}_{(aq)} $
La pile cessera de produire du courant :
• Soit quand il n'y aura plus de cuivre.
• Soit quand il n'y aura plus d'ion Zn2+.
C24. Lien avec le coefficient de réaction.
Considérons la pile ci-dessus avec des concentrations égales en ions $Zn^{2+}_{(aq)} $ et $Cu^{2+}_{(aq)} $.
La constante d'équilibre de la réaction $Cu^{2+}_{(aq)} + Zn_{(s)}\longrightarrow Cu_{(s)} + Zn^{2+}_{(aq)} $ est K(25°C) = 1,9.1037.
Au départ, le coefficient de réaction vaut : $ Q_R= \dfrac{[Zn^{2+}]}{[Cu^{2+}]} = 1 \ll K (25°C) $ .
La réaction a lieu dans le sens direct jusqu'à la disparition du zinc.
C25. Capacité d'une pile.
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La capacité d'une pile Q est égale à la charge électrique qui circule pendant la durée complète de fonctionnement de la pile, de l'état initial à son usure complète. Q = I x Δt Q en coulombs, I en Ampères, Δt en secondes. |
Cette grandeur dépend des quantités de réactifs disponibles à l'intérieur de la pile.
Exemple :
Pour la pile ci-dessus, avec une concentration initiale [Zn2+] = 0,2 mol.L-1 dans laquelle le réactif limitant serait le zinc Zn. La transformation d'un atome de zinc libère électrons.
Lorsque tous les ions zinc ont réagi, la quantité de matière en électrons ayant circulé est :
n(e-) = 2 x 0,2 = 0,4 mol .
La capacité électrique de la pile est :
Qmax = n(e-) x Na x e = 0,4 x 6,02.1023 x 1,60.10-19 = 3,86.104 C
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