Réunion d’information sur les nouveaux programmes de Physique Chimie de Terminale S

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Réunion d’information surles nouveaux programmes

de Physique Chimiede Terminale S

Académie de Versailles

Juin 2002

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Les objectifs de l’enseignement des sciences physiques et chimiques au lycée

• Fournir une représentation cohérente des sciences physiques et chimiques ;

• Étudier les grands principes gouvernant l’évolution des systèmes ;

• Acquérir un double regard, macroscopique et microscopique ;

• Aborder la dimension sociale et culturelle ;• Approcher quelques éléments d’histoire des

sciences ;• Favoriser l’orientation vers des filières scientifiques,• Développer le questionnement et la pratique

expérimentale.

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Programme officielde Terminale S

B.O. Hors Série n°4 du 30 août 2001

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Outils d’analyse des systèmesmis en place en Seconde

• Un système chimique évolue au cours d’une transformation d’un état initial à un état final.

P, T

Magnésium (solide)

Acide chlorhydrique (H+, Cl-)

Eau

Air

P’, T’

Dihydrogène (gazeux)

Ions magnésium, Mg2+

Ions H+, ions Cl-

Eau

Air

• La réaction modélise le passage des réactifs aux produits. L’équation est l’écriture symbolique :

+ 2+2Mg(s) + 2H (aq) Mg (aq) + H (g)

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Outils d’analyse des systèmesmis en place en Seconde

• Le tableau descriptif permet d’effectuer des bilans de matière :

Equation Mg(s) + 2H+(aq) H2(g) + Mg2+(aq)

quantité de matière dans l'état initial (mol)

n0 n0’ 0 0

quantité de matière au cours de la transformation (mol)

n0 - x n0’ - 2.x x x

quantité de matière dans l'état final (mol)

n0 - xfinal n0’ - 2.xfinal xfinal xfinal

L’état final est atteint lorsqu’un réactif a entièrement disparu (réactif limitant) : l’avancement est égal à l’avancement maximal.

= 0= 0

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Outils d’analyse des systèmesmis en place en Première S

• Reprise de l’outil avancement (exigible) ;

• Introduction de la conductimétrie pour déterminer des quantités de matière par étalonnage et titrage ;

• Réactions d’échanges de particules :– réactions acido-basiques– réactions d’oxydoréduction

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Le tableau descriptif utilisé dans les titrages

Solution de permanganate de potassium

Solution d’ions fer(II)

5 F e 2 + ( a q ) + -4M n O (a q )

q u a n t i té d e m a t iè r e d a n s l 'é ta t in i t ia l ( m o l)

n ( F e 2 + , d a n s le b e c h e r ) 0 -4(M n O ,v e rs é à la b u re t te )n

q u a n t i té d e m a t iè r e a u c o u rs d e la t r a n s fo r m a t io n ( m o l)

2 +0(F e ) 5 .n x -

4(M n O )n x

q u a n t i té d e m a t iè r e d a n s l 'é ta t f in a l ( m o l)

2 +0 E(F e ) 5 . 0n x -

4 E(M n O ) 0n x

2+ - + 3+ 2+4 25 Fe MnO 8 H 5 Fe Mn 4 H O

• Équation de la réaction support du titrage :

• Le tableau descriptif est ensuite établi à l’équivalence• L’état initial considéré est :

– volume V0 de solution d’ions fer(II) à titrer

– volume VE de solution titrante versée

• En phase d’apprentissage, plusieurs tableaux sont établis pour comprendre l’évolution dans le becher.

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A ce stade l’élève ne sait :

• ni en combien de temps

• ni jusqu’où

• ni pourquoi

• ni comment

• ni dans quel sens le système évolue…

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Programme de Terminale S

• Le « fil directeur » du programme : l’évolution des systèmes chimiques– L’évolution dans le temps ;– L’évolution vers un état d’équilibre final ;– Le sens d’évolution ;– Le contrôle de l’évolution d’un système.

• Élaboré autour de questions déclinées dans quatre grandes parties après une introduction.

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Les questions qui se posent au chimiste (1 HCE)

A - La transformation d’un système chimique est elle toujours rapide ? (2 TP et 9 HCE)

B - La transformation d’un système est-elle toujours totale ? (4 TP et 9 HCE)

C - Le sens « spontané » d’évolution d’un système chimique est-il prévisible ? Ce sens peut-il être inversé ? (3 TP et 9 HCE)

D - Comment le chimiste contrôle-t-il les transformations de la matière ? (4 TP et 7 HCE)

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Partie A : La transformation d’un système chimique est elle toujours rapide ? (2 TP et 9 HCE)

A-1. Transformations lentes et rapides• Mise en évidence expérimentale• Facteurs cinétiques : température et concentration des réactifs• Rappels réactions d’oxydoréduction

A-2. Suivi temporel d’une transformation• Outils de suivi :

– conductance G ou conductivité – pression p– absorbance A (nouvelle notion introduite) : relation entre absorbance et

concentration molaire effective d’une espèce colorée– prélèvements successifs et titrages

• Courbes d’évolution temporelle : x = f(t)

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Exemple : suivi à l’aide d’un capteur de pression

Mg(s) + 2H3O+ Mg2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l)

(s)t50 100 150 200 250 300

x (µmol)

100

200

300

400

500

600

700

t1/2

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• Vitesse de réaction : vitesse volumique

1 dxv

V dt

quantité d’événements réaction par unité de temps et par unité de volume

• Temps de demi-réaction noté t1/2

– temps caractéristique d’une évolution ;

– critère de comparaison entre deux transformations ;

– choix de la technique de suivi dépend de l’ordre de grandeur de t1/2

A-3. Quelle interprétation au niveau microscopique ?• Interprétation de la réaction en termes de chocs efficaces• Influence de la concentration et de la température

(nombre de chocs et de chocs efficaces par unité de temps)

V : volume de la solution, x : avancement de la réaction

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Ne sont plus abordés :Ne sont plus abordés :

• notion de vitesse moyenne ;

• vitesse de formation d’un produit et de disparition d’un réactif

• la catalyse (intervient dans la partie D)

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Partie B : La transformation d’un système chimique est elle toujours totale ? (3 TP et 9 HCE)

1. Une transformation chimique n’est pas toujours totale et la réaction a lieu dans les deux sens.

2. État d’équilibre d’un système.

3. Transformations associées à des réactions acido-basiques en solution aqueuse.

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1. Une transformation chimique n’est pas toujours totale et la réaction a lieu dans les deux sens.

Activité. Une transformation chimique n’est pas toujours totale : introduction de la notion d’équilibre chimique (doc.B1)

- activité classe entière (expérience de cours avec dispositif de projection)

- séance de TP

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0,010 mole d’acide éthanoïque pur

compléter à 100,0 mL avec de l’eau

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Prévision du pH final de la solution

Équation CH3CO2H(aq) + H2O(l) CH3CO2-(aq) + H3O

+

Quantité de matière dans l’état initial (mol)

0,010 0 0

Quantité de matière au cours de la transformation (mol)

0,010 - x x x

Quantité de matière dans l’état final (mol)

0,010 - xmax = 0 xmax = 0,010 xmax = 0,010

xmax = 0,010 mol V = 100,0 mL

Le pH attendu est donc : pH = 1

Tableau descriptif en considérant la transformation totale :

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Vérification expérimentale

pH = 2,8 donc n(H3O+)final 1,6.10-4 mol

Équation CH3CO2H(aq) + H2O(l) CH3CO2-(aq) + H3O

+

Quantité de matière dans l’état initial (mol)

0,010 0 0

Quantité de matière dans l’état final (mol) 0,010 - 1,6.10-5 1,6.10-4 1,6.10-4

xfinal < xmax

La transformation n’est donc pas totale !

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Comment caractériser une transformation qui n’est pas totale ?

• xfinal < xmax

• Taux d’avancement final de la réaction :

final

max=

xx

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Comment interpréter ce phénomène ?

• Hypothèse 1 : la transformation n’est pas totale car la réaction est « lente ».

• Hypothèse 2 : seules certaines molécules initialement présentes réagissent pour donner les produits.

• Hypothèse 3 : il existe une réaction entre les produits de la réaction ; CH3CO2

- (aq) et H3O+.

22

Validation expérimentale de l’hypothèse 3

pH = 1,0

acide chlorhydrique c = 1,0.10-1 mol.L-1

pH = 1,9

éthanoate de sodium ( 0,5 g)

pH augmente : disparition d’ions oxonium H3O+

Existence d’une réaction inverse :

CH3CO2-(aq) + H3O

+ = CH3CO2H(aq) + H2O(l)

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• Introduction du pH et de sa mesure.• Montrer que l’avancement final d’une réaction

est inférieur à l’avancement maximal. • Symbolisme d’écriture de l’équation de la

réaction : le signe égal =.• État d’équilibre d’un système chimique.• Taux d’avancement final d’une réaction.• Interpréter microscopiquement l’état d’équilibre

en termes de cinétique.

Contenus

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Justifications de quelques choix

• A propos du choix du vocabulaire :deux réactions :

• l’une dans le sens direct,

• l’autre dans le sens inverse

plutôt que réaction renversable

• A propos du choix des écritures :– transformation orientée : état initial état final– équation de la réaction s’écrit avec =

• symbolise la conservation des éléments chimiques et de la charge électrique.

• ne préjuge pas du sens d’évolution du système.

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2. État d’équilibre d’un système chimique

TP. Mise en évidence par conductimétrie de l’invariance du quotient de réaction dans l’état d’équilibre du système (doc.B2)

• Mesure de la conductance Gi de solutions aqueuses d’acide éthanoïque de diverses concentrations molaires apportées ci.

expérience ci (mmol.L-1) (mS.cm-1)

1,0 0,046

2,0 0,060

5,0 0,098

10 0,149

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- +3 2 3

r3 2

[CH CO ] [H O ]

[CH CO H]Q

• Définition par l’enseignant du quotient de réaction pour la réaction étudiée :

CH3CO2H(aq) + H2O(l) = CH3CO2-(aq) + H3O+

Seules les espèces dissoutes interviennent dans l’expression

• Résultats expérimentaux :1,3.10-5 < Qr,éq. < 1,6.10-5

valeur moyenne : Qr,éq. 1,4.10-5

• Qr,éq. = KK constante d'équilibre associée à la réaction.

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• Test des ions fer(III) :

Fe3+(aq) + SCN-(aq) = [Fe(SCN)]2+(aq)

Généralisation à divers exemples en solution aqueuse homogène ou hétérogène.

• Test des ions zinc(II) :Zn2+(aq) + 2 HO-(aq) = Zn(OH)2(s)

• Exemple en oxydoréduction :

Ag+(aq) + Fe2+(aq) = Ag(s) + Fe3+(aq)

3+

r + 2+

[Fe ]

[Ag ] [Fe ]Q

r 2+ - 2

1

[Zn ] [HO ]Q

2

r 2+ -

[Fe(SCN)]

[Fe ] [SCN ]Q

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• Quotient de réaction, Qr.

• Valeur du quotient de réaction dans l’état d’équilibre du système, noté Qr,éq.

• Constante d’équilibre K associée à l’équation d’une réaction, à une température donnée.

• Généralisation à divers exemples en solution aqueuse homogène ou hétérogène.

• Influence de l’état initial d’un système sur le taux d’avancement final d’une réaction.

Contenus

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A propos de l’écrituredu quotient de réaction

• Seules les espèces dissoutes apparaissent dans l’expression par leur concentration molaire ;

• Le quotient de réaction, Qr, est un nombre sans dimension.

• [espèce dissoute] représente la concentration molaire de l’espèce exprimée en mol.L-1 sans pour autant donner une unité à Qr.

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Influence de l’état initial d’un système surle taux d’avancement final d’une réaction.

Peut-on simplement prévoir le caractère total ou non d’une transformation à

l’aide de la constante d’équilibre de la réaction qui lui est associée ?

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Exemple de la réaction de l’acide dichloroacétique sur l’eau :

CHCl2CO2H(aq) + H2O = CHCl2CO2-(aq) + H3O+

KA = 10-1,3 0,050

Qu’en est-il de la transformation chimique d’un système constitué d’un litre d’une solution aqueuse de cet acide de

concentration molaire apportée c = 0,10 mol.L-1 ?

Équation : CHCl2CO2H + H2O = CHCl2CO2- + H3O+

Quantité de matière dans l’état initial (mol)

0,10 0 0

Quantité de matière au cours de la transformation (mol)

0,10 - x x x

Quantité de matière dans l’état final (mol) 0,10 - xéq. xéq. xéq.

32

À l’équilibre :

Soit :

Résolution de cette équation du second degré :

xéq. = 0,050 et xéq. = - 0,10

Calcul du taux d’avancement de la transformation :

La transformation n’est donc pas totale !

33

Prenons cette fois l’exemple d’une solution de cet acide de concentration molaire apportée c = 1,0.10-3 mol.L-1

La transformation peut-elle toujours

être considérée comme non-totale ?

Équation : CHCl2CO2H + H2O = CHCl2CO2- + H3O+

Quantité de matière dans l’état initial (mol)

0,0010 0 0

Quantité de matière au cours de la transformation (mol)

0,0010 - x x x

Quantité de matière dans l’état final (mol) 0,0010 - xéq. xéq. xéq.

34

À l’équilibre :

Résolution de cette équation du second degré :

xéq. = 9,8.10-4 et xéq. = - 5.1.10-2

Calcul du taux d’avancement de la transformation :

Les appareils de mesure utilisés au Lycée ne permettent pas de montrer que ce taux diffère de 100%…

La transformation est donc considérée comme totale !

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• Ce n’est pas la réaction qui est totale mais la transformation !

• Le caractère total ou non d’une transformation dépend à la fois :– de la constante d’équilibre ;– des conditions initiales (comme en Physique) : c’est à dire

des quantités de matière présentes dans l’état initial.

• Le critère K > 104 pour considérer une transformation comme totale est donc insuffisant.

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3. Transformations associées à des réactions acido-basiques en solution aqueuse

• Autoprotolyse de l’eau ; constante d’équilibre Ke.• Échelle de pH : solution acide, basique et neutre.• Constante d’acidité KA.• Comparaison du comportement en solution, à

concentration molaire identique, des acides entre eux et des bases entre elles.

• Constante d’équilibre associée à une réaction acido-basique.

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TP. Détermination par spectrophotométrie des domaines de prédominance d’espèces acides et basiques en solution : cas du bleu de bromothymol (doc.B3)

Spectre des formes acide et basique du bleu de bromothymol :

0

0,2

0,4

0,6

0,8

1

1,2

350 450 550 650 750 (nm)

AIn-

HIn

Seule l’espèce In- absorbe

620

38

Réalisation d’une échelle de teintes

pH 4,8 5,2 5,8 6,3 6,7 7,0 7,3 7, 8 8,2 8,7 8,8 .… 11

39

Le diagramme de distribution, en fonction du pH, des formes acide et basique du bleu

de bromothymol est ainsi tracé :

0,0E+00

5,0E-06

1,0E-05

1,5E-05

2,0E-05

2,5E-05

3,0E-05

2 4 6 8 10 12 pH

[HIn]

0,0E+00

5,0E-06

1,0E-05

1,5E-05

2,0E-05

2,5E-05

3,0E-05[In-]

[HIn]2

c

pH = pKA

40pH 4,8 5,2 5,8 6,3 6,7 7,0 7,3 7, 8 8,2 8,7 8,8 .… 11

0,0E+00

5,0E-06

1,0E-05

1,5E-05

2,0E-05

2,5E-05

3,0E-05

2 4 6 8 10 12 pH

[HIn]

0,0E+00

5,0E-06

1,0E-05

1,5E-05

2,0E-05

2,5E-05

3,0E-05[In-]

41

TP. Analyse d’une courbe de titrage pH-métrique et critère de choix d’un indicateur coloré pour repérer l’équivalence (doc.B5)

Situation :Suivre l’évolution du pH lors de l’addition d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration molaire 1,00.10-1 mol.L-1 à 20,00 mL de solution d’acide éthanoïque de concentration molaire 8,50.10-2 mol.L-1.

Le volume versé à l’équivalence est calculé à l’aide du tableau descriptif de l’évolution du système :

n(CH3CO2H , initial) – xfinal = 0et n(HO-, versé) - xfinal = 0

Donc Véquivalent = VE = 17,0 mL

42

0

2

4

6

8

10

12

14

0 5 10 15 20 25V

pH

VE =

17,0 mL

Courbe pH = f(V)V, volume de solution d'hydroxyde de sodium versé

43

0

2

4

6

8

10

12

14

0 5 10 15 20 V (mL)

pH

0

5

10

15

20

25

30dpH/dV

V E =

17,0 mL

pH dpH/dV

Le point équivalent de la courbe de titrage pH-métrique a même abscisse que l’extremum de la courbe dpH/dV = g(V).

44

0

2

4

6

8

10

12

14

0 5 10 15 20 25V

V E = 17,0 mL

Choix de l’indicateur coloré pour repérer l’équivalence lors d’un titrage

45

Qu’en est-il des transformations totales ?

Un calcul du taux d ’avancement final est effectué sur un exemple de titrage acido-basique

Équation de la réaction CH3CO2 H(aq) + HO- (aq) = CH3 CO2-(aq) + H2O

Quantité de matière dans l’état initial (mol)

n(CH3 CO2H, initial) n(HO-, versé) 0 *

Quantité de matière au cours de la transformation (mol)

n(CH3CO2H, initial) - x n(HO-, versé) - x x *

Quantité de matière dans l’état final (mol)

n(CH3CO2H, initial) - xfinal n(HO-, versé) - xfinal xfinal *

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La transformation est-elle totale lors de l’ajout d’un volume V = 10,00 mL de solution d’hydroxyde de sodium ?

-1

- -2 -13 2 éq. -3

0,0100 1,00 10[CH CO ] 3,33 10 mol.L

20,00 10,00 10

-2 -13 2 éq.[CH CO H] 2,33 10 mol.L

-3 2 éq. 9,2A

r,éq. -e3 2 éq. éq.

[CH CO ]10

[CH CO H] [HO ]

KQ

K

-10 -1-

3 2 éq.- -9,2éq.

3 2 éq.

[CH CO ]soit [HO ] 10

[CH CO H]9,01 10 mol.L

[HO-]éq. est très faible : la transformation est qualifiée de totale.

99,99%

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• Diagramme de distribution d’espèces acides et basiques en solution.

• Domaines de prédominance.• Zone de virage d’un indicateur coloré acido-

basique.• Titrage pH-métrique.• Critère de choix d’un indicateur coloré acido-

basique pour réaliser un titrage.• Détermination du taux d’avancement final d’une

réaction sur un exemple de titrage acido-basique.

Contenus

48

Premières approches sur l’évolution des systèmes chimiques

Acquis des parties A et B :

• Une transformation peut être lente, voire infiniment lente ;

• Un système est à l’équilibre chimique, si dans l’état final, Qr,éq. = K(pour une transformation mettant en jeu une seule réaction chimique)

49

Partie C : Le sens « spontané » d’évolution d’un système est-il prévisible ? Le sens d’évolution d’un système peut-il être inversé ? (3 TP et 9 HCE)

1. Un système chimique évolue spontanément vers l’état d’équilibre

2. Les piles, dispositifs mettant en jeu des transformations spontanées permettant de récupérer de l’énergie

3. Exemples de transformations forcées

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Activité. Introduction au critère d’évolution spontanée d’un système chimique (doc.C1)

1. Un système chimique évolue spontanément vers l’état d’équilibre

Qr,i < K

sens spontané de la transformation : sens direct

consommation des réactifs et formation des produits

Qr,i > K

sens spontané de la transformation : sens inverse

formation des « réactifs » et consommation des « produits »

Qr,i = K = Qr,éq.

pas d’évolution macroscopique du système

l’état d’équilibre du système est atteint

Qr,i K

sens direct

Qr,iK

sens inverse

Qr,i = K

équilibre

51

Expérience n°1

V1 = 10 mLCH3CO2H 0,10 mol.L-1

V2 = 10 mLNa+, CH3CO2

- 0,10 mol.L-1

V3 = 10 mLHCO2H 0,10 mol.L-1

V4 = 10 mLNa+, HCO2

- 0,10 mol.L-1

3,7

4,7

1010

10K

CHCH33COCO22- - + HCO+ HCO22H = CHH = CH33COCO22H + HCOH + HCO22

--

-3 2 2

r,i -3 2 2

[CH CO H] [HCO ]

[CH CO ] [HCO H]Q

1 4r,i

2 3

1V V

QV V

Qr,i < K donc le système doit évoluer vers la formation de

CHCH33COOH et HCOOCOOH et HCOO-- (sens direct)(sens direct)

et-

3 2

3 2

[CH CO ]

[CH CO H]↘-2

2

[HCO ]

[HCO H] ↗

52

Vérification expérimentale

pH = 4,2

4,2

État initial :État initial :-

3 2 i 2 2

3 2 i 1 1

[CH CO ]1

[CH CO H]

c V V

c V V

-3 2 éq. A

+3 2 éq. 3 éq.

[CH CO ]0,3

[CH CO H] [H O ]

K

État d’équilibre :État d’équilibre :

Le rapport a diminué comme prévu

Le système a évolué dans le sens direct

53

Expérience n°2

V1 = 20 mLCH3CO2H 0,10 mol.L-1

V2 = 1,0 mLNa+, CH3CO2

- 0,10 mol.L-1

V3 = 5,0 mLHCO2H 0,10 mol.L-1

V4 = 10 mLNa+, HCO2

- 0,10 mol.L-1

1 4r,i

2 3

40V V

QV V

Qr,i > K donc le système doit évoluer dans le sens inversesens inverse

et ↘-2

2

[HCO ]

[HCO H]

-3 2

3 2

[CH CO ]

[CH CO H]↗

54

Vérification expérimentale

État initial :État initial :-

3 2 i 2

3 2 i 1

[CH CO ] 10,050

[CH CO H] 20

V

V

-3 2 éq. A

+3 2 éq. 3 éq.

[CH CO ]0,090

[CH CO H] [H O ]

K

État d’équilibre :État d’équilibre :

Le rapport a augmenté comme prévu

Le système a évolué dans le sens inverse

pH = 3,7

3,7

55

Remarque concernant l’écriture de l’équation de la réaction

L’écriture, de gauche à droite, correspond au sens d’évolution spontanée de la transformation (lorsqu’il est déterminé)

• Pour l’expérience n°1 :

CHCH33COCO22- - + HCO+ HCO22H = H = CHCH33COCO22H + HCOH + HCO22

--

• Pour l’expérience n°2 :

CHCH33COCO22H + HCOH + HCO22-- = CHCH33COCO22

- - + HCO+ HCO22HH

56

D’où provient le critère d’évolution introduit au Lycée ?

Du second principe de la Thermodynamique…

L’enthalpie libre G décroît au cours de l’évolution spontanée d’un système dG < 0

rln 0Q

dG R T dxK

dG peut s’exprimer en fonction du quotient de réaction Qr et de la constante d’équilibre K soit :

• Si Qr < K : dx > 0, le système évolue dans le sens direct : Qr augmente ;

• Si Qr > K : dx < 0, le système évolue dans le sens inverse : Qr diminue ;

• Si Qr = K : le système n’évolue pas, l’état d’équilibre est atteint.

57

Un critère plus « puissant » que la « règle du gamma »

Soit la pile de concentration suivante :

Cu / (Cu2++SO42-) 0,01 mol.L-1 // Na++NO3

- // (Cu2++SO42-) 1,0 mol.L-1 / Cu

Utilisation du critère d’évolution

Équation de la réaction :

Cu + Cu2+ = Cu2+ + Cu K = 1

2+

r 2+

[Cu ]0,01

[Cu ]Q

jk

Qr < K : le critère prévoit donc une évolution dans le sens direct

que l'on peut observer à l'aide d'un ampèremètre

Les potentiels standard ne permettent pas de prévoir l'évolution d'un tel système.

58

2. Les piles, dispositifs mettant en jeu des transformations spontanées permettant de récupérer de l’énergie

TP. Transformation spontanée : les piles (doc.C3)

Objectifs :

• Élaborer un dispositif appelé pile.

• Utiliser le critère d’évolution spontanée pour justifier le sens du courant ou le prévoir.

• Étudier le fonctionnement d’une pile.

• Force électromotrice de la pile.

• Simuler l’évolution du comportement d’une pile lors de son fonctionnement.

59

État initial

Zn2+ Zn

Cu

Cu2+

Prévision de l’évolution du système constitué des espèces de deux couples oxydant/réducteur

État Final

Cu

2+i

r,i 2+i

[Zn ]1

[Cu ]Q

2+éq. 37

r,éq. 2+éq.

[Zn ]10

[Cu ]Q K

Transfert spontané d’électrons du zinc

vers les ions cuivre(II)

Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq)

60

Zn

Zn2+

Cu

Cu2+

Papier imbibé de solution de nitrate de potassium

I

e-

A

Élaboration d’une pile

• Couples oxydant/réducteur séparés dans deux bechers

• Échange d’électrons possible entre le cuivre et le zinc ?

• Nécessité de « fermer » le circuit électrique constitué

61

Évolution du comportement d’une pile au cours de son fonctionnement

Simulation de l’usure d’une pile argent-cuivre

⊖ Cu(s)/Cu2+(aq)+SO42-(aq), 0,50 mol.L-1//Ag+(aq)+NO3

-(aq), 1,0 mol.L-1/Ag(s) ⊕

p o n t s a l i n

f i l d ’ a r g e n t f i l d e c u i v r e

1 0 m L d e s o l u t i o n à 0 , 5 m o l . L - 1

1 0 m L d e s o l u t i o n à 1 , 0 m o l . L - 1

)NO(Ag 3 )SO(Cu 2

42

Réalisation de piles correspondant à différentes valeurs de l’avancement de la réaction mise en jeu dans la pile...

0 + 0 2+2(Ag (aq)/Ag) (Cu (aq)/Cu)

eF

E ER TK

Pour calculer la constante d’équilibre (pour l’enseignant seulement !)

2Ag+(aq) + Cu(s) = 2Ag(s) + Cu2+(aq) K = 2,15.1015

62

p o n t s a l i n

f i l d ’ a r g e n t f i l d e c u i v r e

1 0 m L d e s o l u t i o n à 0 , 5 m o l . L - 1

1 0 m L d e s o l u t i o n à 1 , 0 m o l . L - 1

)NO(Ag 3 )SO(Cu 2

42

1 . x = 0 , 0 m m o l

p o n t s a l i n

f i l d ’ a r g e n t f i l d e c u i v r e

9 , 5 m L d e s o l u t i o n à 1 , 0 m o l . L - 1 + 0 , 5 m L d ’ e a u

1 0 m L d e s o l u t i o n à 0 , 1 m o l . L - 1

)NO(Ag 3 )SO(Cu 2

42

2 . x = 4 , 5 m m o l

p o n t s a l i n

f i l d ’ a r g e n t f i l d e c u i v r e

1 0 m L d e s o l u t i o n à 1 , 0 m o l . L - 1 1 0 m L d e s o l u t i o n

à 1 , 0 . 1 0 - 2 m o l . L - 1

)NO(Ag 3 )SO(Cu 2

42

3 . x = 4 , 9 5 m m o l

p o n t s a l i n

f i l d ’ a r g e n t f i l d e c u i v r e

1 0 m L d e s o l u t i o n à 1 , 0 m o l . L - 1

1 0 m L d e s o l u t i o n à 1 , 0 . 1 0 - 3 m o l . L - 1

)NO(Ag 3

4 . x = 4 , 9 9 5 m m o l

)SO(Cu 24

2

Réalisation de piles correspondant à différentes valeurs de l’avancement de la réaction mise en jeu dans la pile.

E = 0,45 V E = 0,41 V

E = 0,35 V E = 0,28 V

La f.é.m de la pile décroît bien au cours de son fonctionnement.

Qr = 5,0.10-1 Qr = 9,5.101

Qr = 1,0.104 Qr = 1,0.106

K = 2,15.1015

Qr augmente et tend vers K

63

Contenus

• Transferts spontanés d’électrons entre deux couples oxydant-réducteur du type Mn+/M.

• Constitution et fonctionnement d’une pile : sens du courant électrique, évolution du système vers l’état d’équilibre : la pile usée.

• Force électromotrice d’une pile.

• Exemples de piles usuelles

64

3. Exemples de transformations forcées

Activité. Peut-on forcer une transformation ? Peut-on inverser le sens d’évolution d’un système ? (doc.C4)

Cu

2+ 2- -14(Cu ,SO ) 1,0 mol.L + - -1

4 3(NH ,NO ) 1,0 mol.L

+ - -8 -13(Ag ,NO ) 2,2.10 mol.L

Ag

Ae-

I G+-

Simulation d’une pile usée

65

+ -3Ag ,NO témoin

+ -Na ,Cl

Montrer la formation progressive des ions argent(I)

t = 0 t = 5 min. t = 10 min. t = 15 min. t = 20 min.

66

Contenus

• Mise en évidence de la possibilité, dans certains cas, de changer le sens d’évolution.

• Réactions aux électrodes, anode et cathode.

• Application à l’électrolyse : exemples d’applications courantes et industrielles.

67

Partie D : Comment le chimiste contrôle-t-il les transformations de la matière ? (4 TP et 7 HCE)

1. Les réactions d’estérification et d’hydrolyse

2. Des exemples de contrôle de l’évolution de systèmes chimiques pris dans l’industrie chimique et dans les sciences de la vie

68

1. Les réactions d’estérification et d’hydrolyse des esters

• Mise en évidence expérimentale d’un état d’équilibre.

• Définition du rendement d’une transformation.

• Définition d’un catalyseur.• Contrôle de la vitesse de réaction :

température et catalyseur.• Contrôle de l’état final d’un système : excès

d’un réactif ou élimination d’un produit.

69

TP. Contrôle des transformation mettant en jeu les réactions d’estérification et d’hydrolyse des esters (doc.D1)

ObjectifVérifier expérimentalement les caractéristiques de ces transformations :– Elles sont lentes ;– Elles ne sont pas totales ;– Elles sont plus rapides en présence d’acide sulfurique

concentré ;– La présence d’acide sulfurique ne modifie pas l’état

d’équilibre ;– Les transformations sont plus rapides à température

élevées ;– L’état d’équilibre peut être modifié en utilisant un

excès de réactif ou en éliminant un produit.

70

• Expression du quotient de réaction donnée à l’élève :

Le critère d’évolution appliqué à l’estérification

r

(est) (eau)

(alc) (ac(est) (eau)

(alc) (a) c)

n nV V

n nV V

n nQ

n n

• Évolution du système dans le cas :– d’un ajout de réactif :

éq. éq.r,i

éq. éq. 1

(est) (eau)

(alc) [ (ac) ]

n nQ

n n n

nouvelle évolution dans le

sens direct car Qr,i < K

– d’une élimination d’un produit :

éq. 2 éq.r,i

éq. éq.

[ (est) ] (eau)

(al) (ac)

n n nQ

n n

nouvelle évolution dans le

sens direct car Qr,i < K

71

2. Des exemples de contrôle de l’évolution de systèmes chimiques - exemples pris dans l ’industrie chimique ou les SVT

TP. Contrôle de la synthèse d'un ester par changement de réactif : hémisynthèse de l'aspirine à partir d'un anhydride d'acide (doc.D2)

Le changement de réactif, permet d’améliorer le rendement de l’estérification

TP. Contrôle de l'hydrolyse d'un ester : synthèse d'un savon par saponification et propriétés des savons dans l'eau (doc.D3)

Le changement de réactif, permet d’améliorer le rendement de l’hydrolyse d’un ester

72

• Montrer que plusieurs réactions chimiques peuvent coexister au cours d’une transformation ;

• Montrer que ces réactions peuvent être compétitives.• Dans le cas d’une compétition cinétique, jouer sur les

facteurs cinétiques pour privilégier l’une d’elles.• Dans le cas d’une compétition « thermodynamique »,

évaluer le taux d’avancement respectif de chaque réaction à partir de sa constante d’équilibre.

• Appliquer au titrage acido-basique d’une solution d’aspirine avec un indicateur coloré.

TP. Compétition entre plusieurs réactions chimiques : cas du titrage direct de l'aspirine (doc.D4)

Objectifs :

73

Programme Professeurs

74

Horaires de terminale S• Par semaine :

– 3 heures de cours– 2 heures de TP

• 28 semaines :– 84 heures– 28 TP (14 Physique et 14 Chimie)

• Répartition :– 49 heures de physique (58,3 %)– 35 heures de chimie (41,6 %)

NB : exercices et contrôles compris dans l’horaire

75

Quelques critères pour choisir un manuel…

• Utilisation correcte des mots transformation, réaction, équation• Utilisation du tableau descriptif pour les titrages (pas de relations du

type caVa = cbVb)• Utilisation des courbes d'évolution temporelle x = f(t)• Pas de définition de vitesse de formation et de vitesse de disparition• Utilisation du signe = dans toutes les équations de réactions (dès que

la notion d’équilibre a été abordée)• Pas de dichotomie acide fort-aide faible (base forte, base faible)• Approche de la transformation totale : pas de critères du type K > 104

• Choix des notations pour l'équivalence : éq. qui signifie équilibre• Utilisation du critère d'évolution pour expliquer le fonctionnement des

piles, lors de l'électrolyse et de l'estérification-hydrolyse• Pas trop de calculs !

76

Quelques adresses

• Site Eduscol du Ministère

http://www.eduscol.education.fr/

• Site de travail du Groupe d’Experts

http://groupexperts.dyndns.org