TP Chimie 7 Evolution spontanée d’un système chimique TS
Objectifs : - Mettre en évidence le sens d’évolution spontanée d’un système chimique- Déterminer le sens d’évolution spontanée du système lorsque toutes les espèces chimiques sont présentes dans l’état initial
I. SYSTEMES NE COMPORTANT QUE DES REACTIFS A L’ETAT INITIAL On étudie, à 25°C, la réaction chimique d’équation :
CH3COOH(aq) + H2O(l) = CH3COO–(aq) + H3O+(aq) 1. Expérience (1)
Verser 30 mL d’eau distillée dans un bécher.
Mesurer le pH de l’eau distillée.
Ajouter avec précaution une ou deux gouttes d’acide éthanoïque pur dans le bécher, agiter. Le port des lunettes est obligatoire !
Mesurer le pH de la solution obtenue.
2. Expérience (2)
Verser 30 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration 1,0.10–4 mol.L–1 dans un bécher.
2.1. Mesurer le pH de la solution.
Dissoudre dans le bécher quelques cristaux d’éthanoate de sodium.
Mesurer le pH de la solution obtenue.
3. Questions
Pour chaque expérience, répondre aux questions suivantes :
3.1. Montrer à partir des mesures de pH que le système chimique a évolué spontanément.
3.2. Déterminer dans quel sens le système chimique a évolué.
3.3. Calculer le quotient de réaction Qr,i associé à l’équation de la réaction étudiée dans l’état initial.
3.4. Comparer Qr,i à la constante d’équilibre K. Conclure.
II. SYSTEMES COMPORTANT REACTIFS ET PRODUITS A L’ETAT INITIAL
A. SYSTEME ACIDO-BASIQUE
On étudie, à 25°C, la réaction chimique d’équation :
CH3COO–(aq) + HCOOH(aq) = CH3COOH(aq) + HCOO–(aq)
Données : pKA ( CH3COOH / CH3COO – ) = 4,7 ; pKA ( HCOOH / HCOO – ) = 3,8 1. Protocole expérimental
Verser 100 mL d’eau distillée dans un bécher, placé sur un agitateur magnétique.
Y ajouter :
- 2,0 mL d’acide éthanoïque pur ; - 4,8 g d’éthanoate de sodium ; - 1,3 mL d’acide méthanoïque pur ;
- 2,4 g de méthanoate de sodium et agiter.
Ceci correspond à un mélange équimolaire (= même quantité de matière) de ces quatre espèces chimiques.
Mesurer le pH de la solution obtenue.
2. Exploitation des résultats
2.1. Déterminer la quantité de matière introduite dans le mélange pour chaque espèce chimique (un seul calcul estnécessaire).
2.2. Calculer la constante d’équilibre K associée à l’équation de la réaction acido-basique.
2.3. Tracer un diagramme de prédominance sur lequel apparaîtront les deux couples acide/base, leurs pKa ainsi que la valeur du pH de la solution obtenue.
2.4. En déduire les espèces prédominantes et déterminer dans quel sens le système a évolué.
2.5. Calculer le quotient de réaction Qr,i associé à l’équation de la réaction dansl’état initial. 2.6. Comparer Qr,i à la constante d’équilibre K. Conclure.
B. SYSTEME OXYDOREDUCTEUR
On étudie la réaction d’oxydoréduction suivante :
Cu2+(aq) + Fe(s) = Cu(s) + Fe2+(aq) avec K = 2,3.10 26 à 25°C 1. Protocole expérimental
Dans un petit bécher, mélanger :
- 2 mL de sulfate de cuivre (II) à 0,1 mol.L-1 ; - 2 mL de sulfate de fer (II) à 0,1 mol.L-1 ; - 0,1 g de poudre de cuivre ;
- 0,1 g de poudre de fer et agiter.
Filtrer la solution, recueillir le filtrat dans un erlenmeyer.
Ajouter au filtrat quelques gouttes d’une solution de soude, et noter les observations.
2. Exploitation des résultats
2.1. Quels sont les ions mis en évidence dans le filtrat ? 2.2. Dans quel sens a évolué ce système chimique ?
2.3. Calculer le quotient de réaction Qr,i associé à l’équation de la réaction dans l’état initial.
2.4. Comparer Qr,i à la constante d’équilibre K. Conclure.
2.5. Peut-on considérer cette réaction comme totale ?
Le port des lunettes (même pas classes) est
obligatoire !
