1 Quantités de matières mises en jeu lors des transformations chimiques
I. Etude de la réaction entre le diiode et les ions thiosulfates
On dispose d’une solution aqueuse de diiode appelée S1 de concentration C1 = 1,0×10-2mol.L-1. La solution a été obtenue par dissolution de diiode solide (I2) dans l’eau. La couleur jaune orangée est due à la présence des molécules de diiode I2 dans la solution.
On dispose également d’une solution contenant des ions thiosulfate appelée S2 de concentration C2 = 1,0×10-2mol.L-1.
La solution a été obtenue par dissolution de thiosulfate de sodium solide (Na2S2O3) dans l’eau. Au cours de la dissolution, les ions sodium (Na+) et thiosulfate (S2O32-
) se sont séparés. Ces ions sont incolores en solution aqueuse.
Lorsqu’on mélange les deux solutions, le diiode de la solution S1 et les ions thiosulfate de la solution S2
réagissent selon la réaction modélisée par la réaction suivante :
) ( 2 6 ) 4
) ( ( 2 3 ) 2
2(aq 2S O aq 2I aq S O aq
I
Les ions iodure (I-) et les ions tétrathionate (S4O62-) sont incolores en solution aqueuse.
Remarque : les ions Na+ de la solution de thiosulfate ne réagissent pas ; ils sont « spectateurs » et n’apparaissent pas dans l’équation qui modélise la réaction.
Que signifie cette équation ?
II. Expérience :
1. Protocole :
Remplir une seconde de solution S2 de thiosulfate de sodium.
Numéroter 1, 2 et 3, trois béchers de 100mL
Réaliser dans chaque bécher les mélanges suivants :
Bécher 1 2 3
V1 (mL) de S1
A la pipette jaugée 5,0 10,0 10,0
V2 (mL) de S2
Avec la burette 15,0 10,0 20,0
Pour tester la présence de diiode dans les mélanges à l’état final (lorsque la réaction est terminée), ajouter quelques gouttes d’empois d’amidon. Le test est positif si le mélange vire au bleu sombre.
2. Exploitation :
a. Indiquer dans quel(s) mélange(s) le diiode a été entièrement consommé. Justifier.
2 b. Proposer un test mettant en évidence la présence des ions thiosulfates dans les mélanges
incolores à l’état final. Mettre ce test en œuvre. Dans quel(s) mélange(s) le test est-il positif ?
3. Conclusion :
Un réactif est limitant s’il est entièrement consommé à l’état final de la transformation.
Un réactif est en excès s’il en reste à l’état final de la transformation.
Pour chacun des mélanges, identifier les réactifs limitant ou en excès.
4. Proportions stœchiométriques :
a. Les proportions des réactifs sont stœchiométriques si tous les réactifs sont consommés à l’état final de la transformation (tous les réactifs sont limitants).
Y a-t-il un mélange stœchiométrique ?
b. Calculer la quantité de matière n1 de diiode mise en jeu dans le mélange.
Calculer la quantité de matière n2 d’ions thiosulfate mise en jeu dans le mélange.
Comparer ces deux quantités de matière. Conclure.
III. Avancement d’une réaction chimique : 3
1. Probléme :
Il reste dans le garde-manger :
16 œufs
225 g de beurre
2,5 L de lait
580 g de farine
Recette pour 10 crêpes :
3 œufs
30 g de beurre
¼ L de lait
125 g de farine
Combien de crêpes peut-on fabriquer au maximum ?
2. Tableau d’avancement : Modélisation
de la recette Quantité au départ
Quantité
restante à l’état final…
« x » est l’avancement de la réaction. Comment évolue ce nombre au cours de la fabrication ?
Quand la fabrication des crêpes s’arrête-t-elle ?
Comment traduire cette condition mathématiquement ? En déduire la valeur de xmax (nombre maximal de fois qu’on peut fabriquer 10 crêpes).
3. Lecture du tableau d’avancement :
Combien de crêpes peut-on fabriquer ?
Quelles quantités a-t-on utilisé ?
Quels ingrédients reste-t-il et en quelles quantités ?
IV. Etude théorique des mélanges étudiés : 4
En utilisant un tableau d’avancement, on cherche à confirmer théoriquement les conclusions expérimentales obtenues précédemment pour les mélanges 1 et 2 réalisés dans le II.
Dans chacun des cas, déterminer l’avancement à l’état final xf, les réactifs limitant ou en excès, les quantités ayant réagi et les quantités de produits formés :
1. Cas du mélange 1 :
Quantités de réactifs mises ne jeu :
Tableau d’avancement
( ) ( ) 4 62 ( )
2 3 ) 2
2(aq 2S O aq 2I aq S O aq
I
Etat initial x = 0 Etat intermédiaire
x Etat final
x=xf
Recherche de xf (avancement à l’état final) et détermination du réactif limitant :
Quantités de réactifs en excès et de produits formés :
Quantités de réactifs ayant réagi :
2. Cas du mélange 2 :
Quantités de réactifs mises ne jeu :
Tableau d’avancement
( ) ( ) 4 62 ( )
2 3 2 )
(
2aq 2S O aq 2I aq S O aq
I
Etat initial x = 0 Etat intermédiaire
x Etat final
x=xf
5
Recherche de xf (avancement à l’état final) et détermination du réactif limitant :
Quantités de réactifs en excès et de produits formés :
Quantités de réactifs ayant réagi :
3. Mélange stœchiométrique : dosage d’une solution de diiode de concentration inconnue On cherche à déterminer la concentration C d’une solution S de diiode. Pour cela, on introduit V=10,0mL de cette solution dans un bécher de 100mL. On ajoute petit à petit à l’aide d’une burette graduée, une solution S’ de thiosulfate de sodium de concentration C’=1,0×10-2mol.L-1 . Il faut précisément V’=8,9mL de S’ pour observer la décoloration.
En suivant la démarche ci-dessous, déterminer C.
Calcul de la quantité n’ d’ions thiosulfate présente dans V’ :
Tableau d’avancement :
Remplir le tableau d’avancement.
On notera n la quantité de diiode initialement présente, évidemment inconnue.
( ) ( ) 4 62 ( )
2 3 ) 2
2(aq 2S O aq 2I aq S O aq
I
Etat initial
x = 0
n
Etat intermédiaire x
Etat final x=xf
Que peut-on dire des proportions initiales de I2 et S2O32-
? Par quoi cela se traduit-il dans le tableau ?
Calculer l’avancement final xf :
Calculer n :
En déduire C :
V. Applications : 6
1. Compléter les tableaux suivants
Etat Avancement 2 CuO (s) + C (s) CO2 (g) + 2 Cu (s)
initial mol 0 0,20 0,30
intermédiaire x
final xf
Etat Avancement 2 Al (s) + 6 H+(aq) 2 Al 3+(aq) + 3 H2 (g)
initial mol 0 0,10 0,30
intermédiaire x
Final xf
Etat Avancement TiCl4 (aq) + 2 Mg(aq) Ti(s) + 2 MgCl2 (s)
initial mol 0 0,30
intermédiaire x
final xf
Etat Avancement 2 Al2O3(s) + 3 C (s) 3 CO2 (g) + 4 Al (s)
initial mol 0
intermédiaire x
final xf 600
2. L’une des étapes de la synthèse de l’acide sulfurique est la réaction entre le sulfure d’hydrogène H2S et le dioxyde de soufre SO2. Le soufre S et l’eau sont les produits de cette réaction.
a. Ecrire l’équation modélisant la réaction.
b. On considère un état initial constitué de 4,0mol de SO2 et 5,0ml de H2S. Décrire le système en fin de réaction (quantités de produits formés, quantité de réactif limitant).
c. On considère, à présent, un mélange initial contenant 3,5mol de SO2 et n mol de H2S.
Déterminer n pour que le mélange soit stœchiométrique.
3. La combustion du propane gazeux C3H8 dans le dioxygène conduit à la formation d’eau et de dioxyde de carbone, selon l’équation modélisant la réaction : C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g)
Rq : les coefficients de l’équation sont des nombre de moles et non des masses !
On fait réagir 5,50g de propane avec 16,0g de dioxygène. Déterminer les quantités initiales de réactifs, l’avancement maximal de la réaction et le réactif limitant et la composition, en masse de l’état final du système.
4. Quelle quantité de dioxygène faut-il pour réaliser la combustion de 100g de méthane. Donner les quantités de produits formés. (Indication : l’avancement maximal est atteint lorsque tout le méthane a réagi).
5. Au XIXème siècle, l’aspirine était produite à partir de l’acide salicylique selon l’équation suivante : Equation de la réaction :
Acide salicylique Anhydride acétique Acide acétylsalicylique Acide acétique (Aspirine)
Calculer les quantités de réactifs nécessaire à la production de 100mg d’aspirine.
