Chapitre 12 : Prévoir le sens d’évolution d’un système chimique Tp 11 : Evolution spontanée d’un système chimique Objectifs :
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Mettre en évidence la présence de tous les réactifs dans l’état final d’un système siège d’une transformation non totale, par un nouvel ajout de réactifs.- Déterminer la valeur du quotient de réaction à l’état final d’un système, siège d’une transformation non totale, et montrer son indépendance vis-à-vis de la composition initiale du système à une température donnée.
1. Transformation totale / transformation limitée
Les ions thiocyanate SCN- peuvent être présents dans le sang ou dans les urines suite à une intoxication. Ils sont en excès dans la salive des fumeurs. Le réactif de cet ion est l’ion fer III, avec lequel il réagit pour donner une coloration ʺrouge sangʺ : la réaction est utilisée pour réaliser des effets spéciaux et fabriquer du ʺfauxʺ sang. La réaction est une réaction de complexation car il se forme en effet un ion complexe : l’ion thiocyanatofer III de formule Fe(SCN)2+.
1.1. Préparation du mélange réactionnel. Dans un bécher de 100 mL, introduire :
- environ V1 =50 mL d’une solution de chlorure de fer III de formule Fe3+(aq) + 3 Cl-(aq) et de concentration C1 = 5.10-3 mol/L,
- puis environ V2 = 25 mL d’une solution de thiocyanate de potassium K+(aq) + SCN-(aq), de concentration C2 = 5.10-3 mol/L.
Noter ce que l’on observe.
1.2. Equation / Stœchiométrie Ecrire l’équation de la réaction.
Calculer les quantités de matière des 2 réactifs et indiquer s’il y a un réactif limitant et si oui lequel.
1.3. Evolution du mélange réactionnel.
Faire 3 parts du mélange réactionnel dans 3 béchers de 100 mL: mettre environ 20 mL dans les béchers 1 et 2 et 35mL dans le bécher 3 qui servira de témoin.
- Prévoir l’observation attendue si on ajoute une solution de thiocyanate de potassium dans le bécher 2.
Ajouter environ V’2 = 25 mL de thiocyanate de potassium de concentration C’2 = 0,02 mol/L dans le bécher 2.
L’observation est-elle celle attendue ?
- Prévoir l’observation attendue si on ajoute une solution de chlorure de fer III dans le bécher 1.
Ajouter environ V’1 = 25 mL de chlorure de fer III de concentration C’1 = 0,1 mol/L dans le bécher 1.
L’observation est-elle celle attendue ? 1.4. Conclusion.
Que peut-on dire de la réaction réalisée dans le bécher 1 lors de la préparation du mélange réactionnel ? Répondre à cette question en utilisant les expressions : transformation totale, équilibre chimique.
Quelle modification dans l’écriture de l’équation est-il pertinent d’apporter ?
Lors d’une transformation chimique on parle parfois d’avancement maximal et d’avancement final. Expliquer.
2. Acide fort et acide faible :
2.1. Comparaison de deux acides de même concentration Expérience au bureau :
On mesure l’intensité du courant traversant :
- une solution d’acide éthanoïque de concentration 5.10-2 mol/L : I1 =
- une solution d’acide chlorhydrique de concentration 5.10-2 mol/L également : I2 = Expérience élève : Mesurer le pH
- d’une solution d’acide éthanoïque de concentration 5.10-2 mol/L : pH1 = - d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration 5.10-2 mol/L : pH2 =
Chapitre 12 : Prévoir le sens d’évolution d’un système chimique Tp 11 : Evolution spontanée d’un système chimique 2.2. Interprétation
2.2.1. Ecrire l’équation de la réaction du chlorure d’hydrogène HCl dans l’eau qui a permis d’obtenir la solution d’acide chlorhydrique.
2.2.2. Ecrire celle de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau.
2.2.3. Proposer une explication justifiant la différence entre les deux intensités.
2.2.4. Calculer la concentration en ions H3O+ de chacune des deux solutions. Est-ce en accord avec la réponse à la question précédente ?
2.2.5. Conclure en indiquant la différence entre les réactions des deux acides avec l’eau ?
3. Notion de constante d’équilibre.
Comme l’indique le document 1 ci-dessous, le quotient de réaction Qr, établit une relation entre les concentrations des différentes espèces chimiques présentes dans un mélange réactionnel.
On se propose de déterminer la valeur de ce quotient de réaction pour des mélanges réactionnels ayant atteint l’état d’équilibre suite à la réaction de l’acide éthanoïque sur l’eau
- Mesurer le pH des solutions décrites dans le document 3. Mettre les résultats dans le tableau page suivante.
- Ecrire l’expression du quotient de réaction associé à la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau.
- Compléter le tableau d’avancement de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau.
On notera C la concentration en soluté apporté et V le volume de solution acide.
Equation de la réaction Etat du système Avancement
( ) Quantités de matière en mol
Etat initial En cours de transformation
Etat final Document 1 :
On considère une réaction chimique d’équation : a A(aq) + b B(aq) c C(aq) + d D (aq)
Le quotient de réaction Qr est défini par la relation : Qr =
Qr : quotient de réaction
[A], [B], [C] et [D] : concentrations des espèces en solution (mol.L-1)
a, b, c, d : coefficients stœchiométriques c° : concentration standard égale à c° = 1 mol.L-1 Seules les concentrations des espèces dissoutes en solution interviennent dans l’expression. Les espèces chimiques sous forme solide, notées (s), ou le solvant, composé liquide majoritaire, noté (l), n’apparaissent pas.
Document 2 : réaction étudiée Lors de cette expérience, on étudie la réaction acide-base entre l‘acide éthanoïque CH3 COOH (aq) et l’eau. Cet acide est le soluté majoritaire du vinaigre.
Il est notamment utilisé au quotidien pour enlever les traces de calcaire et détartrer les bouilloires.
Document 3 : Matériel nécessaire - 4 béchers
- pH-mètre
- 4 solutions d’acide éthanoïque de concentrations en soluté apporté :
C1=5,0.10-2 mol/L
C2=2,5.10-2 mol/L
C3=1,0.10-2 mol/L
C4=5,0.10-3 mol/L
Chapitre 12 : Prévoir le sens d’évolution d’un système chimique Tp 11 : Evolution spontanée d’un système chimique
- Déterminer à partir de la mesure du pH, la concentration en ions oxonium à l’équilibre [H3O+]eq. - En déduire les concentrations [CH3CO2-
]eq et [CH3CO2H]eq .
- Calculer le quotient de réaction à l’équilibre Qr,eq pour les 4 solutions . Conclure.
Solution pH [H3O+]eq [CH3CO2-
]eq [CH3CO2H]eq Qr, eq
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Chapitre 12 : Prévoir le sens d’évolution d’un système chimique Tp 11 : Evolution spontanée d’un système chimique
Etude quantitative de la réaction avec l’eau des deux acides étudiés :
1/ Solution d’acide éthanoïque de concentration C1 = 5,0.10-2 mol.L-1:
Rappeler la valeur du pH obtenu précédemment pH1 = …… puis répondre aux questions suivantes : Questions :
Compléter le tableau d’avancement de la réaction. On considèrera un volume de solution d’acide éthanoïque égal à 50 mL.
Equation de la réaction Etat du
système
Avancement
( ) Quantités de matière en mol Etat initial
En cours de transformation
Etat final
x = xf
x = xmax
a. Calculer l’avancement maximal xmax attendu.
b. En reprenant la mesure expérimentale du pH, retrouver la concentration réelle en ions H3O+ dans l’état final puis en déduire la valeur de l’avancement final xf dans l’état final.
c. Comparer xf et xmax. Conclure.
d. Calculer le taux d’avancement =
2/ Solution d’acide chlorhydrique de concentration C2 = 5,0.10-2 mol.L-1:
Rappeler la valeur du pH obtenu précédemment pH2 = …… puis répondre aux questions suivantes : Questions :
Compléter le tableau d’avancement de la réaction. On considèrera un volume de solution d’acide chlorhydrique égal à 50 mL.
Equation de la réaction Etat du
système
Avancement
( ) Quantités de matière en mol Etat initial
En cours de transformation
Etat final
x = xf
x = xmax
a. Calculer l’avancement maximal xmax attendu.
b. En reprenant la mesure expérimentale du pH, retrouver la concentration réelle en ions H3O+ dans l’état final puis en déduire la valeur de l’avancement final xeq dans l’état final.
c. Comparer xeq et xmax. Conclure.
d. Calculer le taux d’avancement =
