cours chimie 20102011

Lycée Alexandre Dumas Année scolaire 2010/11

COURS DE CHIMIE

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Classe : TS1/4 Tahar Zoubir

SOMMAIRE

LA TRANSFORMATION D’UN SYSTEME CHIMIQUE EST ELLE TOUJOURS RAPIDE ?

1. Transformations lentes ou rapide ? ………………………..p 4 2. Suivi temporel d’une transformation chimique…………..p 9

3. Vitesse d’une réaction chimique …………………………..p 16

LA TRANSFORMATION D’UN SYSTEME CHIMIQUE EST ELLE TOUJOURS TOTALE ?

4. L’équilibre chimique ……………………………………….p 22 5. Quotient de réaction et constante d’équilibre ……………p 28 6. Constante d’acidité d’un couple acide/ base……………..p 35 7. Réactions acido basiques et titrages ………………………p 42

LE SENS SPONTANE D’EVOUTION EST IL PREVISIBLE ? PEUT IL ETRE INVERSE ?

8. Critère d’évolution d’un système chimique ………….……p 48 9. Les piles…………….………………………………………...p 50 10. Transformation forcée : l’électrolyse……………………..p 56

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COMMENT CONTROLER LES TRANSFORMATION DE LA MATIERE ?

11. Synthèse et hydrolyse des esters…………………………..p 64 12. Contrôle d’évolution d’un système.………………………p 72 13. La catalyse…………….…………………………………….p 80

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Chapitre 1 Transformations lentes et transformations rapides I- Rappels d’oxydoréduction. 1)-Réaction d’oxydoréduction. Une réaction d’oxydoréduction met en jeu un transfert d’électrons entre un oxydant et un réducteur. Un oxydant est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons. Un réducteur est une entité chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons. Une oxydation est une perte d’électrons et une réduction est un gain d’électrons. 2)- Couple oxydant / réducteur. Un couple oxydant/réducteur est formé d'un oxydant et d'un réducteur qui se correspondent dans une réaction d'oxydoréduction. On écrira: Oxydant + ne = réducteur couple : oxydant/réducteur Exemples : Fe2+ + 2e = Fe couple Fe2+ / Fe Fe3+ + e- Fe2+ couple Fe3+ / Fe2+

3)- Équation d’une réaction d’oxydoréduction. C'est une réaction au cours de laquelle deux couples rédox échangent un ou plusieurs électron(s). Une réaction d’oxydoréduction fait intervenir l’oxydant Oxyd1 et le réducteur Red2 de deux couples oxydant réducteur Oxyd1 / Red1 et Oxyd2 / Red2.

oxyd1 + n1e- = réd1 (x n2)

réd2 = oxyd2+ n2e- (x n1) --------------------------------------------------------------------------------

n2.oxyd1 + n1.réd2 → n2.réd1 + n1.oxyd2

Dans le bilan de la réaction, les électrons n’apparaissent pas. Exemple : MnO4

-(aq) + 8H+(aq) + 5e- = Mn2+(aq) + 4H2O (x1) Fe2+(aq) = Fe3+(aq) + e- (x 5) --------------------------------------------------------------------------------

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5Fe2+(aq) + MnO4-(aq) + 8H+(aq) → 5Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4H2O

II- Transformations rapides et lentes. 1) Cinétique chimique. Chaque système chimique évolue à une certaine vitesse. L’étude de l’évolution temporelle de systèmes chimiques constitue la cinétique chimique. 2) Classification cinétique. À l’échelle humaine, on distingue trois catégories de transformations chimiques : - Les transformations quasi instantanées. On dit que la réaction est rapide. Sa durée est inférieure à la seconde. On ne peut pas observer l’évolution de la réaction à l’œil. C’est le cas de certaines réactions de précipitation. La formation du précipité se fait instantanément. - Les transformations lentes. Une réaction est lente si sa durée est de l'ordre de quelques secondes à plusieurs minutes. On peut observer l'évolution de la réaction. - Les transformations extrêmement lentes ou infiniment lentes. Une réaction est infiniment lente si sa durée est de l'ordre de plusieurs jours à plusieurs semaines. On ne peut pas observer l’évolution de la réaction à l’œil. III- Mise en évidence expérimentale d’une transformation rapide. 1) Réaction entre les ions permanganate et les ions fer (II) en solution aqueuse acidifiée. a) Expérience. On verse une solution aqueuse de permanganate de potassium (burette) dans un bécher contenant une solution aqueuse acidifiée de sulfate de fer II. Observations : il se produit une décoloration immédiate de la solution de permanganate de potassium. La coloration violette de la solution de permanganate de potassium est due à la présence des ions permanganate en solution aqueuse. b) Interprétation : Ecrire l’équation bilan de la transformation chimique observée 2)- Réaction de précipitation. Ajoutons quelques gouttes d'une solution aqueuse de nitrate d'argent (Ag+ + NO3

- ) à une solution de chlorure de sodium ( Na+ + Cl - ). La formation d'un précipité de chlorure d'argent est quasi "instantanée" : Ecrire l’équation de la réaction chimique. IV. Mise en évidence expérimentale d’une transformation lente.

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Oxydation des ions iodure par de peroxyde d’hydrogène en milieu acide. a) Expérience : A l’instant t = 0 s, on verse un volume V1 = 100 mL d’une solution d’iodure de potassium de concentration C1 = 0,20 mol / L et un volume V2 = 100 mL d’une solution d’eau oxygénée de concentration C2 = 5,6 x 10-2 mol / L dans un erlenmeyer de 250 mL. On ajoute quelques gouttes d’acide sulfurique concentré. Observations : Au cours du temps, la solution contenue dans le bécher prend une teinte brun orangé de plus en plus intense. On peut observer l’évolution de la transformation grâce au changement de teinte de la solution. Le changement de teinte est dû à la formation de diiode en milieu aqueux (pour simplifier). La réaction entre les ions iodure et l’eau oxygénée est une réaction lente. b) Interprétation. Couple I2/I- et H2O2 / H2O Écrire l’équation de la réaction chimique. .V. Les facteurs cinétiques. 1) Influence de la concentration des réactifs a) expérience : oxydation des ions iodures par l’eau oxygénée : On fait varier la concentration de l’un des réactifs par exemple la concentration de H2O2. Dans les 3 cas, le réactif limitant est l’iodure de potassium. La quantité de matière de I2 formée est la même dans les 3 béchers.

Becher 1 Becher 2 Becher 3 5 mL d’iodure de potassium 0,10 mol/L

5 mL d’iodure de potassium 0,10 mol/L


5 mL de H2O2 à 0,10 mol/L 5 mL de H2O2 à 0,20 mol/L 5 mL de H2O2 à 0,30 mol/L 5 mL d’acide sulfurique 1 mol/L

5 mL d’acide sulfurique 1 mol/L


9 mL d’eau 9 mL d’eau 9 mL d’eau

T = 25° C

La vitesse de formation du diiode augmente avec la concentration des réactifs.

b) Conclusion :

La concentration des réactifs est un facteur cinétique. L’avancement temporel d’une réaction augmente généralement avec la concentration des réactifs.

Une dilution permet le blocage d’une réaction au moment où l’on veut faire l’analyse d'un mélange

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2) Influence de la température. a) Expérience : oxydation des ions iodure par l’eau oxygénée. On observe l’évolution de la coloration de la solution au cours du temps à différentes températures.

Becher 1 Becher 2 Becher 3 5 mL d’iodure de potassium 0,10 mol/L



5 mL de H2O2 à 0,10 mol/L 5 mL de H2O2 à 0,10 mol/L 5 mL de H2O2 à 0,10 mol/L 5 mL d’acide sulfurique 1 mol/L



9 mL d’eau 9 mL d’eau 9 mL d’eau

T= 0 ° C ( glace ) T = 20 ° C T = 40 ° C Lorsque la température augmente, la vitesse de la réaction augmente. b) Conclusion La température d’un mélange réactionnel est un facteur cinétique. L’avancement temporel d’une réaction augmente généralement avec la température. VI. Applications. 1)- La trempe. La trempe désigne le refroidissement brutal d’un milieu réactionnel pour le rendre cinétiquement inerte. On utilise ce procédé lors de dosages en séances de travaux pratiques pour arrêter la réaction à un instant donné t. 2)- Conservations des aliments. Pour ralentir les réactions indésirables, on place les aliments au réfrigérateur ou au congélateur. 3)- Accélération des réactions. Pour accélérer la cuisson des aliments, on utilise des autocuiseurs. En augmentant la température, on diminue le temps de cuisson des aliments. VI. Interprétation microscopique des facteurs cinétiques. - Les facteurs cinétiques sont : la concentration des réactifs et la température. Une réaction chimique a lieu entre les espèces chimiques A et B si après rencontre dans un solvant, il se forme les espèces chimiques C et D. Au cours de la réaction chimique des liaisons chimiques ont été rompues et de nouvelles liaisons chimiques se sont formées. Pour que la réaction chimique ait lieu entre les espèces chimiques A et B, il faut deux conditions : - Il faut que les deux espèces chimiques A et B se rencontrent, - Il faut que le choc entre les deux espèces chimiques soit efficace. (les deux espèces chimiques peuvent se rencontrer et entrer en collision. Mais si l’énergie n’est pas suffisante, il ne se passe rien. Si l’énergie est suffisante, il y a rupture de certaines liaisons chimiques et les espèces chimiques A et B donnent les espèces chimiques C et D.

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En conséquence, plus la concentration des réactifs est grande, plus la probabilité de rencontre est grande et plus la transformation est rapide. D’autre part, plus la température est élevée, plus l’énergie cinétique des espèces chimiques sera importante. Il découle de ceci que le nombre de choc efficace entre les espèces chimiques augmente avec la température. Une augmentation de la température permet à la transformation chimique de se produire plus vite.

Les connaissances et savoir faire exigibles pour le Bac

Ecrire l’équation de la réaction associée à une transformation d’oxydoréduction et identifier dans cette équation les deux couples mis en jeu.

Définir un oxydant et un réducteur.

Montrer, à partir de résultats expérimentaux, l’influence des facteurs cinétiques sur la vitesse de réaction.

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Chapitre 2 Suivi temporel d’une transformation chimique

Plusieurs techniques chimiques ou physiques peuvent être utilisées pour tracer les courbes d'évolution temporelles qui permettent d’évaluer la vitesse d’une réaction chimique.

Dans une première partie, nous allons présenter quelques méthodes physiques et dans une seconde partie on présentera une méthode chimique.

Partie A : Méthodes physiques permettant le suivi d’une réaction chimique

I. SUIVI TEMPOREL PAR SPECTROPHOTOMETRIE :

1) La lumière blanche est une onde polychromatique

Dans la lumière blanche qui nous vient du soleil sont présentes en réalité toutes les couleurs possibles de la lumière visible. Comment faire pour les voir ? Eh bien en utilisant un prisme. Un prisme est un simple morceau de verre, mais à l'entrée dans le verre, toutes les couleurs ne sont pas déviées de la même façon. On peut également utiliser un réseau, autre dispositif permettant la décomposition de la lumière blanche.

La lumière est constituée d'ondes électromagnétiques. La lumière visible présente un spectre continu dont les longueurs d'onde varient de 400nm à 800nm. On dit que la lumière est une onde polychromatique.

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En fait, le spectre de la lumière visible fait partie du spectre électromagnétique beaucoup plus vaste s'étendant du rayonnement gamma jusqu'au rayonnement hertzien.

L'œil humain n'est donc sensible qu'à un tout petit domaine des ondes électromagnétiques. L'homme, cependant, utilise de nombreuses sources de radiation non visibles. Les rayons gamma permettent de traiter certaines tumeurs. Les rayons X sont utilisées en radiographie (squelette osseux, dentition, bagages). La radio, le radar et la télévision émettent des ondes hertziennes. Le soleil nous réchauffe avec les radiations infrarouge et nous fait bronzer avec le rayonnement ultraviolet. Les micro-ondes font fonctionner les téléphones cellulaires et les fours à micro-ondes.

2) La couleur d'un objet:

Un objet n'a une couleur que s'il est éclairé. Sa couleur dépend de la source de lumière. Les objets absorbent une partie de la lumière et en réfléchissent le reste.

La couleur perçue par l‘oeil correspond à la couleur complémentaire de la couleur absorbée : celle-ci est situé à l‘opposé dans le « triangle des couleurs » :

Par exemple : une pomme rouge absorbe les lumières bleue et verte et ne réfléchira que le rouge.

Quelle est la particularité d'un objet blanc ? Un objet blanc diffuse toutes les lumières.

Quelle est la particularité d'un objet noir ? Un objet noir absorbe toutes les lumières.

3) Absorption de la lumière blanche par une solution de permanganate de potassium

Expérience 1 :

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Expérience 2 :

Dans l’expérience 1, on éclaire une fente (celle-ci se trouve à la place de la diapo) par une lumière blanche d’un projecteur diapo. On place ensuite un prisme. On observe sur l’écran le spectre de la lumière blanche.

Dans l'expérience 2, on intercale entre la source lumineuse et le prisme une solution de permanganate de potassium. On observe le spectre d'absorption ci dessus. La bande

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d'absorption se trouve dans le domaine vert jaune, ces radiations n'apparaissent pas dans le spectre lumineux.

La solution de permanganate absorbe les radiations jaune- vert, les radiations rouge et violet ne sont pas absorbées et donne à la solution une couleur pourpre.

Remarque :

Si toutes les radiations du domaine visible sont transmises (lorsque la solution n’absorbe pas) alors la solution est transparente.

4) Description du spectrophotomètre :

Quel que soit le spectrophotomètre utilisé, le principe de fonctionnement est le même. La lumière blanche émise par la source est décomposée par un prisme ou un réseau. Une fente permet de sélectionner une gamme très étroite de longueurs d'onde. La lumière sélectionnée traverse une cuve dans laquelle est placée la solution à analyser (échantillon). Un détecteur permet de mesurer l'intensité lumineuse à la sortie de la cuve.

Fente

Monochromateur Réseau par réflexion ou prisme

Lumière polychromatique

Détecteur C U V E

5) Absorbance d'une solution:

a) absorbance d’une solution

L’absorbance est lié à l'intensité lumineuse du faisceau incident pénétrant dans une cuve contenant le liquide à étudier et à l'intensité lumineuse du faisceau transmis ressortant de cette cuve

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Flux lumineux Incident I0

Flux lumineux transmis It

A = - log It / I0

b) Loi de Beer Lambert:

À une longueur d’onde λ donnée, la relation entre l’absorbance A d’une solution et sa concentration c en espèce colorée est donnée par :

A = εℓC

où ε est le coefficient d’extinction molaire, typique de chaque espèce colorée, pour une longueur d'onde donnée, ε s'exprime en L/mol/cm ℓ est la longueur de solution traversée par le faisceau lumineux et s'exprime en cm C la concentration molaire , et s'exprime en mol/L

On a ainsi, dans l’hypothèse de concentrations faibles, proportionnalité entre l’absorbance A et la concentration C en espèce colorée.

A= kC

avec k = εl et donc k s'exprime en L/mol

6) Suivi de l’évolution temporelle d’une réaction chimique :

Lorsqu'au cours d'une réaction dont on veut étudier la cinétique, l'une des espèces chimiques en solution est colorée, on peut par spectrométrie d'absorption suivre la concentration de cette espèce. Si cette espèce colorée est un réactif, l'absorbance de la solution diminue au cours du temps. Si cette espèce colorée est un produit de la réaction l'absorbance de la solution augmente au cous du temps.

voir TP 2

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II. AUTRES METHODES PHYSIQUES PERMETTANT UN SUIVI DE REACTION

En plus de la spectrophotométrie, d'autres méthodes physiques permettent un suivi, souvent en continu, de la transformation étudiée.

1) Mesure d'une pression

Cette méthode peut être employée lorsque la réaction s'effectue, à température constante, dans un récipient de volume constant et si elle est accompagnée d'une variation de la quantité de matière (en mole) gazeuse du système.

- On peut, par exemple, étudier la transformation consistant à faire réagir, dans un ballon fermé, un morceau de magnésium avec de l'acide chlorhydrique en excès.

L'équation de la réaction associée à la transformation réalisée est :

Mg(s) + 2 H3O+ → Mg 2 +(aq) + H2(g) + 2 H2O

Un manomètre permet de mesurer à chaque instant la pression dans le ballon

pballon = patm + ∆p,

∆p représentant la surpression due au dégagement de dihydrogène.

Les informations captées par le manomètre peuvent être envoyées à l'ordinateur et traitées.

A chaque instant, la surpression est proportionnelle à la quantité de dihydrogène, H2, formée depuis le début de l'expérience. Le suivi de la surpression ∆p dans cette expérience, permet d'accéder très simplement à l'avancement x de la réaction et d'étudier son évolution au cours du temps.

2. Mesure d'un volume gazeux

Cette méthode peut être employée lorsque la réaction s'effectue, à température et à pression constantes, et si elle est accompagnée d'un dégagement gazeux dont on peut mesurer le volume.

C'est le cas, par exemple, de la réaction de décomposition de l'eau oxygénée, à température ordinaire, en présence de platine agissant comme catalyseur. Cette réaction a pour équation :

2 H2O2 (aq) → O2 (g) + 2 H2O (liq)

On mesure, à température et à pression constantes, le volume de dioxygène dégagé. A chaque instant t, il est donc possible de connaître la quantité de O2 dégagé, l'avancement x de la réaction puis la vitesse à laquelle l'eau oxygénée se décompose.

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3. la conductimétrie :

Cette méthode peut être employée lorsque la transformation chimique fait intervenir des ions et que la conductivité du système varie.

C'est le cas, par exemple, de la saponification, par la soude, d'un ester comme l'éthanoate d'éthyle CH3COOC2H5. A cette transformation, en phase liquide, est associée l'équation de réaction suivante :

CH3COOC2H5 + Na+ + OH - = CH3COO

- + Na+ + C2H5OH

On peut suivre, en continu, la conductance G (t) de la solution. Il est possible de relier l'avancement x (t) de la transformation aux valeurs de G (0), G (t), G () et, par là, d'accéder à la connaissance de la vitesse de la transformation.

Remarque : Toutes ces méthodes physique ont l'avantage, par rapport aux dosages chimiques, de ne pas perturber le système et de donner rapidement, surtout lorsqu'on utilise certains logiciels de calcul, les courbes traduisant l'évolution de la vitesse à laquelle la transformation chimique a lieu. Comme, de plus, elles peuvent être utilisées en utilisant peu de réactifs, elles sont de plus en plus employées dans les laboratoire spécialisés.

Partie B : Méthodes chimiques permettant le suivi d’une réaction chim.

1) Principe : L’analyse est réalisée sur des échantillons prélevés au milieu réactionnel en évolution. On effectue des prélèvements (10 mL) dont le volume est faible devant celui du milieu réactionnel. L’échantillon prélevé est plongé dans de l’eau glacée à la date t. On réalise la trempe de l’échantillon. Ceci permet de bloquer la réaction afin d’éviter l’évolution du système. On réalise un dosage afin de déterminer la concentration d’une espèce chimique (réactif ou produit). Le choix de la réaction de dosage est très important. Elle doit être rapide, unique et elle doit pouvoir facilement mettre en évidence l’équivalence du dosage.

2) Exemple :

TP 1 Suivi temporel de l’évolution de la réaction de décomposition de l’eau oxygénée.

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Chapitre 3 Vitesse d’une réaction chimique

I. Avancement d'une réaction chimique.

1. Définition.

Considérons la réaction chimique dont l'équation est: aA + bB → cC + dD

Équation de la réaction aA + bB → cC + dD

E.I (mol) n(A)0 n(B)0 n(C)0=0 n(D)0=0

E.t (mol) l'avancement est x n(A)=n(A)0-ax n(B)=n(B)0-bx n(C)=cx n(D)=dx

E.F ( mol ) n(A)=n(A)0-axf

n(B)=n(B)0-bxf n(C)=cxf n(D)=dxf

D'après le tableau précédent:

dDn

cCn

bBnBn

aAnAn

x )()()()()()( 00 ==−

=−

=

Par définition, la valeur commune x de ces rapports est appelée avancement de la réaction.

2. Relation entre avancement et concentration molaire volumique.

Considérons uniquement le cas particulier d'une réaction ayant lieu en solution aqueuse telle que le volume V de la solution soit constant. D'après ce qui précède, en divisant tous les termes de la relation de définition de l'avancement par V:

dD

cC

bBB

aAA

Vx ][][][][][][ 00 ==

−=

−=

II. Vitesse volumique de réaction.

1. Définition

dtdx

Vv 1

=

avec

v: vitesse volumique de réaction (en mol.L.s-1) V: volume de la solution (en m3) dx: variation de l'avancement (en mol) dt: durée de la variation (en s)

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Remarques: La vitesse de la réaction est une grandeur positive.

Si la transformation est lente ou très lente la durée peut être exprimée en minute ou en heure. La vitesse de réaction est alors exprimée en mol.L-1.min-1 ou en mol.L-1.h-1.

Le rapport dx/dt représente la dérivée par rapport au temps de l'avancement.

Relation entre la vitesse de la réaction et la concentration des réactifs ou des produits :

dt]D[d

d1

dt]C[d

c1

dt]B[d

b1

dt]A[d

a1v ==−=−=

Montrons que 1 [ ]d Ava dt

= − à partir de la définition de la vitesse.

On a montré dans la partie I. 2) que 0[ ] [ ]A AxV a

−= d’où 0[ ] [ ] .A Ax V

a−

=

0 0 0([ ] [ ]) ([ ] [ ]) ([ ] [ ]) [ ]1 1 1 1 1 1 [.A A V d A A d A A d Adx d V d AvV dt V dt a V a dt a dt a dt a dt

− − −⎛ ⎞= = = = = −⎜ ⎟⎝ ⎠

0 ]

Il faut bien noté que =cste, c’est la concentration initiale du réactif A, elle ne varie pas en

fonction du temps. Par conséquent

0[ ]A

0[ ] 0d Adt

= d’où :[ ]1 d A

va dt

= −

Par un raisonnement identique, on démontre les autres égalités.

La vitesse est une grandeur positive. Or pour un réactif tel A ou B, la concentration du réactif diminue.

Par conséquent, la variation de la concentration ∆ [ A ] < 0. D’où [ ] 0d Adt

≤ .

2. Détermination de la vitesse volumique de réaction.

a) Ce qu'il faut connaître pour déterminer v.

D'après la relation de définition, il faut connaître V et la fonction x=f(t). Cette fonction peut être connue soit:

• Par son graphe (il est donné dans certains exercices), • A l'aide du tableau d'avancement de la réaction. Il faut alors connaître,soit par une méthode

chimique soit par une méthode physique, l'évolution de la concentration de l'un des réactifs ou de l'un des produits de la transformation. La concentration de l’un des réactifs ou de l’un des produits est lié à l’avancement de la réaction.

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b) Méthodes.

• Graphiquement: On trace la tangente à la courbe x=f(t) à la date t choisie. La valeur du rapport dx/dt est égal au coefficient directeur de cette tangente. On divise alors cette valeur par la valeur de V (volume de la solution).

Pour la détermination du coefficient directeur, on trace la tangente à la courbe à la date t. On choisit 2 points A et B appartenant à la tangente.

Le coefficient directeur a est donné par la relation : xat

∆=

∆ et s’exprime en mol/s.

Chaque année, je constate que le tracé d’une tangente est une catastrophe, et ne parlons pas du calcul du coefficient directeur… Sachez que la détermination de la vitesse par méthode graphique est primordiale dans le programme de TS.

t2

tangente à la courbe à l’instant t2

∆x

B

A ∆t

x

t

• Par le calcul: Un tableur calcule directement la vitesse v à partir des valeurs du volume V, de ti et xi.

3. Evolution de la vitesse de réaction au cours du temps.

Au cours du temps, les tangentes à la courbe deviennent de plus en plus horizontales, leurs coefficient directeurs diminuent au cours du temps.

Par conséquent, la vitesse de réaction diminue au cours du temps.

A la fin de la réaction, la vitesse est nulle, la tangente étant horizontale, le coefficient directeur est donc nulle.

Attention !!!

Chaque année, une erreur est commise par une bonne partie de la classe lorsqu’on demande de déterminer la vitesse initiale de la réaction.

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Raisonnement des élèves : à t = 0, x = 0 par conséquent la vitesse initiale est nulle. FAUX !!

Sur les schémas ci-dessous, on voit très clairement que la pente de la tangente à t = 0 est la plus grande, par conséquent à t = 0, la vitesse de la réaction est maximale.

Interprétation :

Dans le chapitre 1, nous avons vu que la concentration des réactifs est un facteur cinétique.

Lors de la transformation chimique, les réactifs réagissant entre eux, leurs concentrations diminuent, par conséquent la vitesse de la réaction diminue car la concentration des réactifs est un facteur cinétique.

Tangentes de plus en plus horizontales, leurs coefficients directeurs diminuent, la vitesse diminue

t

x

t

x

t

x

x

t

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III. Temps de demi- réaction.

1. Définition.

Le temps de demi- réaction est la durée au bout de laquelle l'avancement x est égal à la moitié de l'avancement final.

Quand t = t1/2 x = max2

x

2. Détermination de t1/2.

On calcule xmax à partir du réactif limitant dans le tableau d'avancement. On en déduit xf /2.En reportant cette valeur sur la courbe x=f(t) on déduit par simple lecture graphique la valeur de t1/2.

x max

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Justifier les différentes opérations réalisées lors du suivi de l’évolution temporelle d’un système ; exploiter les résultats expérimentaux.

Définir l’équivalence lors d’un titrage et en déduire la quantité de matière de réactif titré.

A partir de mesures expérimentales et du tableau descriptif de l’évolution du système, représenter, en fonction du temps, la variation des quantités de matière ou des concentrations d’un réactif ou d’un produit et de l’avancement de réaction.

Définition de la vitesse volumique de réaction exprimée en unité de quantité de matière par unité de temps et de volume.

Savoir que la vitesse de réaction augmente en général avec la concentration des réactifs et avec la température.

Interpréter qualitativement à l’aide d’une des courbes d’évolution tracées la variation de la vitesse de réaction.

Connaître la définition du temps de demi-réaction t1/2.

Déterminer à l’aide de données expérimentales le temps de demi réaction ; déterminer t1/2 à partir de résultats expérimentaux.

Savoir utiliser, à une longueur d’onde donnée, la relation entre la concentration d’une espèce colorée en solution et l’absorbance.

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Chapitre 4 Une transformation chimique n’est pas toujours totale I. Notion de couple Acide /Base ; réaction acido basique:

1) Rappel :

• Un couple Acide / Base est constitué par deux espèces conjuguées qui échangent un proton selon le schéma : Acide = Base + H+ • Cette demi-équation protonique illustre la théorie de Brönsted des acides et des bases.

Un acide est une espèce chimique (ion, molécule) susceptible de céder un proton. Une base est une espèce chimique (ion, molécule) capable de capter un proton.

• Pour les couples du type AH / A- (ex : CH3COOH(aq) / CH3COO-

(aq) ) on a le schéma AH = A- + H+

(forme acide moléculaire)

• Pour les couples du type BH+ / B (ex : NH4+

(aq) / NH3 (aq) ) on a le schéma BH+ = B + H+ (forme acide ionique)

2) Les couples de l’eau :

• Le couple H3O+ / H2O : L’ion hydronium est un acide puisqu’il est capable de céder un proton selon le schéma :

H3O+ = H2O + H+ ⇒ Dans ce couple l’eau est la base

• Le couple H2O / OH-

(aq) : L’ion hydroxyde est une base puisqu’il est capable de capter un proton selon le schéma :

OH-(aq) + H+ = H2O ⇒ Dans ce couple l’eau est l’acide

L’eau peut se comporter à la fois comme un acide ou comme une base . L’eau est une espèce

ampholyte (ou amphotère) acido-basique.

3) Réaction acide base : Définition selon Brönsted

Une réaction acide base correspond à un transfert de proton de l’acide d’un couple vers la base de l’autre couple. Une réaction acide base résulte donc de l’interaction entre 2 couples acide/base. II. pH des solutions aqueuses :

1) Le pH des solutions aqueuses:

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C’est Sorensen, qui a introduit, en 1909, une grandeur liée à la concentration en ions oxonium

a. Définition du pH

• Le pH est une grandeur sans unité qui permet de quantifier le caractère acide d'une solution. ±• Il est défini à partir de la concentration en ions H3O+ de la solution par la relation:

pH = - log [H3O+] ⇔ [H3O+] = 1,0.10-pH

Remarque: en réalité on a : pH = - log ([H3O+]/ C°) avec C°=1 mol.L-1 rapport sans dimension !!!: Exemples: si [H3O+] = 10-3 mol.L-1 alors pH = 3 Si [H3O+] = 2.10-3mol.L-1 alors pH = 2,7 si pH = 10 alors [H3O+] = 10-10 mol.L-1 Si pH =3,5 alors [H3O+] =10-3,5 = 3,16.10-4 mol.L-1

• Validité de la définition:

cette relation pH = - log [H3O+] n'est valable que pour des solutions aqueuses suffisamment diluées c'est à dire : 10-13 mol.L-1 < [H3O+] < 10-1 mol.L-1 soit 13 > pH > 1 En dehors de ce domaine le pH existe mais n'est pas défini par la relation précédente.

• Echelle de pH: Solution acide Solution basique

On a 1 7 13 pH Neutre [H3O+] mol.L-1 10-1 10-7

10-13

Lorsque le pH augmente, [H3O+] diminue. Une solution est d’autant plus acide, que son pH est faible et donc que [H3O+] est élevée.

b. Mesure du pH:

• Avec un indicateur coloré : Un indicateur coloré est une substance organique acido-basique présentant deux teintes franchement distinctes qui changent en fonction de la valeur du pH.

Indicateur Zone de virage Bleu de Bromothymol (BBT)

Jaune 6 - 7,6 Bleu

Hélianthine Rouge 3,1 - 4,4 Jaune Phénolphtaléïne ( ρρ ) Incolore 8,2 - 10 Rose

23

• Avec un papier indicateur de pH : C'est un papier imbibé d'un mélange de plusieurs indicateurs colorés puis séché. Quand on dépose une goutte de solution à l'aide d'un agitateur en verre, il prend une couleur que l'on compare avec une échelle de teintes graduée en pH.

Ces deux méthodes sont simples, rapides mais peu précises. • A l'aide d'un pH-mètre : Pour toute mesure du pH d'une solution au moyen d'un pH-mètre :

• Il faut introduire suffisamment de solution dans un bécher ;

• Il faut s'assurer d'avoir branché correctement la sonde ; la partie de la sonde qui permet la

mesure doit être totalement immergée ;

• La sonde doit être rincée à l'eau distillée et séchée avec un papier absorbant avant chaque mesure,

puis rincée à l'eau distillée et réintroduite dans la solution de conservation après chaque mesure.

Le pH-mètre doit être préalablement étalonné.

Pour étalonner le pH-mètre, il faut :

• mesurer le pH d'une solution étalon et ajuster le pH- mètre à la valeur du pH étalon ;

• renouveler l'étalonnage avec une solution étalon d'un pH différent.

III . Que se passe t-il entre le chlorure d’hydrogène et l’eau ? 1. Expérience : Expérience dite du "jet d'eau "

HCl gaz incolore Solution aqueuse de chlorure d'hydrogène = acide chlorhydrique (BBT jaune) eau distillée + BBT (vert)

il se produit un dégagement de chaleur: la réaction est exothermique.

le gaz HCl est très soluble dans l'eau. le BBT vert (milieu neutre) devient jaune (milieu acide) : la solution aqueuse obtenue est acide donc elle contient des ions H3O+

• Écrire l'équation chimique de dissolution dans l'eau du chlorure d'hydrogène HCl(g) . On dissout nA = 1,0 10-2mol de chlorure d’hydrogène dans 1,0L d’eau. HCl est le réactif limitant. • Remplir le tableau d’avancement ci-après :

24

• Prévoir la concentration en ion oxonium et le pH de cette solution. …………………………………………………………………………………………. 2. Manipulation À l'aide d'un pH -mètre correctement étalonné, mesurer le pH de la solution. …………….. 3 - Exploitation • Comparer cette valeur à celle mesurée. …………………………………………………….. • En admettant que le pH est mesuré avec une précision de 0,1 unité, que peut-on en conclure ? IV. Que se passe-t-il entre l’acide éthanoïque et l’eau ? 1. Expérience: Mettre de l’eau distillée dans un bécher et mesurer son pH, noté pH1. Verser de l’eau distillée dans une fiole jaugée de 100 mL pour la remplir à moitié. Placer la fiole sur une balance. Introduire dans la fiole 0,60 g d’acide éthanoïque pur précisément, à la goutte près (utiliser un compte-gouttes). Homogénéiser et ajuster au trait de jauge avec l’eau. Mesurer le pH de la solution ainsi obtenue, noté pH2. Résultats : Valeurs mesurées du pH

Eau distillée : pH1 = …….. Solution d’acide éthanoïque : pH2 = ……..

Exploitation des résultats : 2. Interprétation : On peut alors écrire l’équation de la réaction : ……………………………………………….. n( CH3COOH)0 = ……………… Remplir le tableau d’avancement :

25

Prévoir la concentration en ion oxonium et le pH de cette solution. …………………………………………………………………………………………. • Comparer cette valeur à celle mesurée. …………………………………………………….. Comment interpréter ce résultat ? Proposer des hypothèses pour interpréter les résultats. V. Y a-t-il réaction entre les ions éthanoate et les ions oxonium ? • Mettre de l'eau distillée dans un bécher et mesurer son pH à l'aide du pH-mètre correctement étalonné. • Placer ce bécher sur un agitateur magnétique. Positionner la sonde en faisant attention à ce qu’elle ne heurte pas le barreau magnétique. Ajouter une spatule d'éthanoate de sodium CH3CO2Na(s) et suivre l'évolution du pH. a. Écrire l'équation de dissolution de l'éthanoate de sodium dans l'eau. b. Quel ion possède la propriété de rendre la solution basique ? c. Quand tout l'éthanoate de sodium est dissous, ajouter, goutte à goutte de l'acide chlorhydrique de concentration apportée C = 1,010-2 mol.L-1 tout en surveillant l'évolution du pH. Justifier le fait qu'une transformation chimique a lieu et écrire l’équation chimique de cette transformation. d. Comparer l’équation chimique précédente à celle de la transformation chimique étudiée dans la partie III. e. Comment interpréter alors le fait que la transformation ayant lieu entre l’acide éthanoïque et l’eau ne soit pas totale ? V.Comment caractériser une transformation chimique qui n’est pas totale ? • Entourer la bonne réponse : Une transformation chimique n’est pas totale si : xfinal > xmax. xfinal = xmax. xfinal < xmax. • Plutôt que d’écrire deux équations chimiques A+B→C+D et C+D→A+B, on écrit une seule équation chimique en remplaçant «→ » par « = ». A+B = C+D. On a donc dans le TP :…………………. + ……………..= ………………….+…………………

On appelle taux d’avancement final le rapport : maxx

x final=τ

Cette valeur permet de caractériser le « niveau de réalisation de la réaction », c'est-à-dire de calculer si elle s’est peu ou beaucoup réalisée par rapport au cas purement théorique où elle serait totale. Si τ = 1, la transformation associée est totale ; Si τ < 1, la transformation associée est limitée ee

26


Définir un acide ou une base selon Bronsted.

Ecrire l’équation de la réaction associée à une transformation acido-basique et identifier dans cette équation les deux couples mis en jeu.

Connaître la définition du pH pour les solutions aqueuses diluées.

Etre capable de mesurer la valeur du pH d’une solution aqueuse avec un pH-mètre.

Connaissant la valeur de la concentration et du pH d’une solution d’acide, calculer l’avancement final de la réaction de cet acide sur l’eau et le comparer à l’avancement maximal.

Connaître la définition du taux d’avancement final et le déterminer à partir d’une mesure.

27

Chapitre 5 Etat d’équilibre d’un système chimique

I. Rappel sur la conductimétrie :

1) La conductance : Une solution ionique est conductrice : c'est la présence d'ions qui assure le caractère conducteur de la solution.

Pour déterminer la conductance on a besoin : - d'un générateur de courant alternatif, - d’une cellule conductimétrique, constitué de 2 plaques métalliques parallèles, de surface S et distantes de l - d'un voltmètre mesurant la tension aux bornes des 2 plaques de la cellule conductimétrique. - d'un ampèremètre mesurant l'intensité du courant alternatif

V

A

GBF

S

l

On peut donc à l'aide d'une simple cellule, d'un générateur de tension U et d'un ampèremètre branché en série, déduire la résistance de la portion de solution entre les deux plaques :

.U R I=

U en Volt ( V ) I en Ampère ( A) et R en Ohms ( Ω ).

La conductance est définie par la relation :

1GR

= G s’exprime en Siemens ( S )

28

http://fr.wikipedia.org/wiki/Ion

http://fr.wikipedia.org/wiki/Conducteur

2) Conductivité :

La conductivité de la solution est définie pa la relation :

.l GS

σ =

σ s’exprime en S/m, l s’exprime en m S s’exprime en m2

La conductivité de la solution σ ne dépend que de la nature des ions, de leur concentration et de la température. Il existe certains conductimètre donnant directement après l’avoir étalonné la valeur de σ.

Sol. aq. de AH de concentration apportée c

σAH

3) Conductivité molaire ionique :

La valeur de la conductivité σ peut être calculée à partir des conductivités molaires ioniques λi des ions qui composent la solution ionique ainsi que de leur concentration [Xi] :

∑λ=σi

ii ].[X

avec σ en S.m-1, λi en S.m2.mol-1 et [Xi] en mol.m-3.

Attention !!! Les concentrations s’expriment en mol/m3.

Je vous rappelle que : 1 mol/L = 1000 mol/m3

Les tables de chimie fournissent les λi à 25°C.

Conductivités molaires ioniques à 25°C ions λ (mS.m2.mol-1)

H O 3+ 34,98

OH − 19,86 Br − 7,81 I − 7,68

Cl − 7,63

29

K + 7,35

7,34

7,14

Ag + 6,19 Na + 5,01

CH COO 3− 4,09

On remarque que les ions H30+ et 0H- ont une conductivité molaire ionique plus importante que celle des autres ions.

Exemple : si on pose la conductivité d'une solution de chlorure de sodium de concentration c = [Cl-] = [Na+] = 2,00 mol.m-3 est égale à :

σ = λCl-.[Cl-] + λNa

+.[Na+] σ = 7,63.10-3 x 2,00 + 5,01.10-3 x 2,00 = 2,53.10-2 S.m-1.

II. Quotient de réaction :

1) Cas général :

Le quotient de réaction Qr associé à la réaction en solution aqueuse d'équation :

a A (aq) + b B (aq) = c C (aq) + d D (aq)

est défini par : ba

dc

r ]B.[]A[]D.[]C[Q =

La valeur de Qr est sans dimension (pas d'unité), les concentrations s’expriment en mol/L.

Dans l'écriture de Qr n'interviennent que les concentrations molaires des espèces dissoutes.

Le solvant eau n’intervient pas et les solides n'interviennent pas non dans cette expression.

2) Exemples.

a) Réaction, en solution aqueuse, entre la base éthanoate et l'acide méthanoïque.

30

L'équation de la réaction s'écrit :

CH3COO - (aq) + HCOOH (aq) = CH3COOH (aq) + HCOO - (aq)

Dans ce cas, toutes les espèces chimiques sont dissoutes dans le solvant eau et interviennent dans l'expression du quotient de réaction Qr :

b) Réaction dans laquelle le solvant eau :

)aq(OH )aq(COCH(l) OH (aq) HCOCH 323223+− +=+

]HCOCH[]OH].[COCH[

Q23

323r

+−

=

Le solvant, en large excès, figure dans l'équation de la réaction mais ne figure pas dans l'expression de Qr.

c) Réaction dans laquelle interviennent des solides.

Les solides figurent dans l'équation de la réaction mais ne figurent pas dans l'expression de Qr

Cu (s) + 2 Ag+ (aq) = Cu2+ (aq) + 2 Ag (s) 2

2

r ]Ag[]Cu[Q

+

+

=

3) Constante d’équilibre.

On peut calculer le quotient de réaction à tout moment du déroulement d’une réaction. Par exemple, on peut calculer le quotient de réaction initial Qr,i :

0 0

0 0

[ ] .[ ][ ] .[ ]

c d

ri a b

C DQA B

=

Quand le système chimique à terminé d’évoluer, l’équilibre est atteint et le quotient de réaction est alors noté Qr,éq.

[ ] .[ ][ ] .[ ]

c de e

re a be e

C DQA B

=

III. Détermination d’une constante de réaction à l’équilibre :

31

La détermination d’une constante de réaction à l’équilibre a été traitée dans le TP 5. On a utilisée une méthode conductimétrique. On a déterminé le Qre de la réaction entre un acide AH et de l’eau. On a fait varier la concentration de l’acide AH, et la nature de l’acide AH. Ce que vous devez retenir de cette séance de TP 5 : On a introduit de l'acide AH dans l'eau (volume total de solution v, concentration apportée en AH = c). AH (aq) + H2O(l) = A- (aq) + H3O+ (aq

Etablissons le tableau d'évolution des espèces chimiques après :

AH (aq) + H2O(l) = A- (aq) + H3O+ (aq)

E.I

CV excès 0 0

A une date t CV - x excès x x

E.F. CV - xeq excès xeq xeq

Si réaction totale CV-xmax=0 excès cv cv

D’après le tableau d’avancement, n (A-) = n (H3O+ ) d’où 3[ ] [ ]A H O− +=

3

2 23 3 3

r3

[ ] .[ ][ ]

[ ] [ ] [ ]Q ( ) [ ]

A H OQrAH

H O H O H Ocv x x c H Oc

v v

− +

+ + +

+

=

= = =− −−

2

Donc à l'équilibre : Qr, eq = eq

eq

OHcOH

][][

3

23

+

+

−

Pour déterminer la valeur de Qre, il faut déjà déterminer la valeur de 3[ ]H O+ . On pourrait penser utiliser un pH mètre, lire la valeur du pH et en déduire la valeur de

3[ ]H O+ . Mais cette technique est très imprécise !!!!

32

On détermine expérimentalement la conductivité de la solution aqueuse d’acide AH pour en déduire la concentration en 3[ ]H O+ • A- et H3O+ sont les deux seuls ions de la solution ; sa conductivité s'écrit donc :

σAH = −A

λ .[ A- ] eq + +OH 3λ .[ H3O+ ] eq

comme [ A- ] eq = [ H3O+ ] eq, σAH = ( −A

λ + +OH 3λ ) × [H3O+]eq

[H3O+]eq = −+ +

AOH

AH

λλσ

3

En déterminant expérimentalement σAH, on déduit [H3O+]eq, ce qui nous permet de calculer le quotient de réaction à l’équilibre Qre. Le quotient de réaction à l’équilibre est caractéristique de la réaction chimique étudié, c’est une valeur constante. On l’appelle constante d’équilibre et on le note :

Qre = K=[ ] .[ ][ ] .[ ]

c de e

a be e

C DA B

K ne dépend pas de la composition initiale, c'est-à-dire des concnetrations initiales. K dépend que de la température. Par contre, on a également montré au TP5 que : le taux d’avancement τ dépend des conditions initiales.

33


Utiliser la relation liant la conductance G aux concentrations molaires effectives [Xi] des ions Xi en solution.

Savoir que, lorsque l’état d’équilibre du système est atteint, les quantités de matière n’évoluent plus, et que cet état d’équilibre est dynamique.

En disposant de l’équation d’une réaction, donner l’expression littérale du quotient de réaction Qr.

Savoir que le quotient de réaction dans l’état d’équilibre d’un système, Qr,éq, prend une valeur indépendante de la composition initiale qui est la constante d’équilibre associée à l’équation de la réaction.

Savoir que, pour une transformation donnée, le taux d’avancement final dépend de la constante d’équilibre et de l’état initial du système.

34

Chapitre 6 Constante d’acidité, produit ionique de l’eau I. Les ions contenus dans l’eau pure: Autoprotolyse de l’eau

1) L’ autoprotolyse de l’eau

Expérience : On réalise l’expérience suivant :

µA

G

1000 Hz afin d'éviter l'électrolyse de l'eau

Eau pure

L'eau pure conduit très faiblement le courant électrique : c'est donc qu'elle contient des ions . En effet des chocs entre molécules d'eau produisent en très faible quantité des ions de signes opposés par transfert d'un proton d'une molécule d'eau à une autre : = H3O+ + HO-

O O H

H

H

H

d’où H2O + H2O = H3O+

+ HO- C’est la réaction d’autoprotolyse de l’eau H3O+

Ions oxonium (ou hydronium) HO- ions hydroxyde Cette réaction donne lieu à un équilibre ( signe égal dans l'équation chimique ), or la neutralité électrique de l'eau pure implique que [H3O+] = [HO-]

A 25°C pH = 7 c’est à dire [H3O+] = [HO-] = 10-7 mol.L-1

2) Le produit ionique de l’eau Tout réaction chimique est définie à une température donnée , par une constante d'équilibre . L'équilibre relatif à la réaction d'autoprotolyse de l'eau est défini par une constante sans dimension : H2O + H2O = H3O+

+ HO-

A 25°C Ke = [H3O+].[HO-] = 10-14 Ke est appelé le produit ionique de l'eau

35

Le produit ionique de l'eau est constant, dans toutes les solutions aqueuses diluées. O n associe à cette constante la grandeur pKe par la formule :

KelogpKe −= • Application : détermination de la [HO-] connaissant la valeur du pH Si d'une manière ou d'une autre , on modifie la concentration en ions oxonium ou en ions hydroxyde , on déplace l'équilibre de telle sorte qu'il n'y a plus égalité entre les concentrations mais que le produit ionique Ke reste le même .

--pH+

3

Ke Ke[HO ]= =10H O⎡ ⎤⎣ ⎦

Exemple : [H3O+] = 1,0.10-3 mol.L-1 alors [HO-] = 10

1 010

14

3

−

−, .= 1,0.10-11 mol.L-1 à 25°C

II.Echelle de pH : • Une solution est neutre si elle contient autant d'ions oxonium H3O+ que d'ions hydroxyde HO- c'est

à dire [H3O+] = [HO-] d'où [H3O+].[HO-] = [H3O+]² = Ke = 10-14 ⇔ [H3O+] = [HO-] = Ke = 10-7 mol.L-1 pH = 7⇔

• Dans une solution acide, la concentration en ions oxonium H3O+ est supérieure à celle en ions

hydroxyde HO- c'est-à-dire [H3O+] > [HO-]

[H3O+] > +

3

KeH O⎡ ⎤⎣ ⎦

⇔ [H3O+]² > Ke ⇔ [H3O+] > Ke ⇔ [H3O+] > 10-7 mol.L-1 pH < ⇔

7

• Dans une solution basique , la concentration en ions hydroxyde est supérieure à celle en ions oxonium

[H3O+] < [HO-]

[H3O+] < +

3

KeH O⎡ ⎤⎣ ⎦

[H⇔ 3O+]² < Ke ⇔ [H3O+] < Ke ⇔

[H3O+] < 10-7 mol.L-1 pH > 7 ⇔

36

[H3O+] < [HO-] [H3O+] > [HO-]

14 1

solution neutre

solution acide solution basique [H3O+] = [HO-]

7 à 25 °C

pH

III .Constante d’acidité :

1) Réaction d’un acide avec l’eau Considérons le couple HA/A-, la mise en solution de l’acide faible dans l’eau conduit à l’équilibre chimique suivant :

AH + H2O = A- + H3O+

A cet équilibre correspond le quotient de réaction Qre = [ ]

+ -3H O A

HA

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

Cette constante est égale à la constante d’acidité du couple acide base AH /A- que l’on note Ka

[ ]

+ -3H O A

Ka=HA

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

La constante d'acidité Ka est la constante d'équilibre associée à la réaction d'un acide avec l'eau On définit également le pKa du couple par la relation :

pKa = - log Ka ou Ka = 10-pKa

Comme Ke, Ka est une grandeur sans unité où les concentrations doivent être exprimées en mol/L. Ka ne dépend que de la température : c’est une constante, à température donnée, pour un système chimique.

2) Force des acides et des bases- Classification des couples acide/ base: a) Force des acides :

2 3AH H O +H OA− ++ = Plus l’acide est fort, plus il libère un proton H+:

[AH]f [B-]f et [ ]+OH3 f d’où Ka - +

f 3

f

[A ] . [H O ][AH]

= f

Ainsi,

Plus l’acide est fort, plus son Ka est grand et donc son pKa petit.

A concentration égale, la solution de l’acide le plus fort a le pH le plus petit. b) Force des bases :

37

Considérons la réaction entre une base et l’eau :

- 2A H O +OHAH −+ =

[ ] [ ] [ ]

[ ]

3 3

3 3 3b

OH AH OH AH H O OH H O AH Ke KeKKaA A H O A H O A H O

AH

− − + − +

− − + − + − +

⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦= = × = =⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦

=

Kb est appelée la constante de basicité, c’est le quotient de réaction à l’équilibre de la réaction entre une base et l’eau. ( Kb n’est pas au programme ).

KeKbKa

=

Plus la base est forte, plus l’équilibre est déplacé vers la droite :

[A-]f et [HO-]f [AH]f d’où [ ]

b

OH AHK

A

−

−

⎡ ⎤⎣ ⎦=⎡ ⎤⎣ ⎦

Et donc Ka Une base faible est d’autant forte que la constante d’acidité Ka du couple est petite et donc pKa plus grand. A concentration égale, la solution de la base la plus forte a le pH le plus grand. 3) Expression du Qre entre deux couples acide base, en fonction de Ka1 et Ka2 Une réaction acide base est un transfert de proton entre deux couples. Considérons 2 couples HA1/A1

- et HA2/A2- de constantes d’acidité respectives Ka1 et Ka2

La réaction entre HA1 et A2- aboutit à l’équilibre :

HA1 + A2

- = HA2 + A1-

La constante de cette réaction est : Kr = 1 2

1 2

[A ][HA ][HA ][A ]

−

−

Exprimons cette constante en fonction de Ka1 et Ka2 :

Kr = -1 2

-1 2

[A ][HA ][HA ][A ]

= - +1 3 2

- +1 2 3

[A ][H O ][HA ][HA ][A ][H O ]

= -pKa1

pKa2-pKa1-pKa2

10Ka1 = =10Ka2 10

38

-pKa1

pKa2-pKa1-pKa2

10Ka1Qre=K= = =10Ka2 10

4)Forme prédominante de l’acide ou de la base connaissant le pH et le pKa:

a) Relation entre pH et pKa

pKa = - log Ka pKa = - log [H⇔ 3O+] – log [ ][ ]HAA−

⇔ pH = pKa + log [ ][ ]HAA−

[ ]

-ApH=pKa+log

HA

⎡ ⎤⎣ ⎦

b) Espèces préominantes selon la valeur du pH On peut alors définir les domaines de prédominance des espèces acide ou base. On considère qu’une forme domine devant une autre si sa concentration est supérieure : A- prédomine devant HA alors [A-] > [HA]

- pour pH = pKa on a alors log [ ][ ]HAA−

= 0 donc [ ][ ]HAA−

= 1 soit [A- ] = [AH]

- pour pH > pKa on a alors log [ ][ ]HAA−

> 0 donc [ ][ ]HAA−

> 1 soit [A- ] > [AH]

- pour pH < pKa on a alors log [ ][ ]HAA−

< 0 donc [ ][ ]HAA−

< 1 soit [A- ] < [AH]

On peut résumer ceci par un schéma :

[AH] < [A-] [AH] > [A-]

14 1

Base prédomine [AH] = [A-]

Acide prédomine

pKa

pH

5) Application aux indicateurs colorés : Un indicateur coloré acido-basique est un couple acide base dont la forme acide et la forme basique ont des couleurs différentes.

39

Symbolisons par HInd la forme acide et Ind- la forme basique d’un indicateur coloré. Dans l’eau, l’équation de la réaction est : HInd + H2O ⇔ Ind- + H3O+

Avec pH = pKa + log [ ][ ]HIndInd−

l’espèce HIn domine devant l’espèce In- si : [HIn] > [In-], on a donc : Si pH< pKa c’est la forme acide qui prédomine. Le milieu a alors la couleur de la forme acide de l’indicateur coloré. L’espèce In- domine devant l’espèce HIn si : [HIn] < [In-], on a donc : Si pH> pKa c’est la forme basique qui prédomine. Le milieu a alors la couleur de la forme basique de l’indicateur coloré.

pKaIn-HIn

pH

Le TP 6 est une application du cours au indicateur coloré. On détermine la valeur du pKa du BBT.

40


Savoir que Ke est la constante associée à l’équation de la réaction d’autoprotolyse de l’eau.

Connaissant la valeur du pH d’une solution aqueuse, dire si elle est acide, basique ou neutre.

A partir de la concentration molaire des ions H3O+ ou OH-, déduire la valeur du pH de la solution.

Associer la constante d’acidité KA à l’équation de la réaction d’un acide sur l’eau.

Déterminer la constante d’équilibre associée à l’équation d’une réaction acido-basique à l’aide des constantes d’acidité des couples en présence.

Connaissant le pH d’une solution aqueuse et le pKA du couple acide/base indiquer l’espèce prédominante ; application aux indicateurs colorés.

41

Chapitre 7 Titrage acido-basique Ce chapitre est traité en classe sous forme de travaux pratiques ( TP 7 et TP8 ). Je vous rappelle cependant la méthode de la réalisation d’un dosage acido basique. I. Le titrage pH métrique : Doser une solution, par exemple d’acide, consiste à déterminer la concentration de cet acide dans cette solution. Traitons par exemple, le cas du dosage d’une solution d’un acide noté AH de concentration Ca inconnue, par une solution de soude de concentration Cb. 1) Montage :

Agitateur magnétique

Solution d’acide à titrer, de concentration Ca inconnue

pH-mètre

Burette graduée de 25mL

Solution titrante de soude de concentration Cb

Sonde du pH mètre

Barreau aimanté 2) Etalonnage du pH mètre et mesures : Le pH-mètre doit être préalablement étalonné.

Pour étalonner le pH-mètre, il faut :

42

• mesurer le pH d'une solution tampon de pH connu ( par exemple pH = 4) et ajuster le pH- mètre à la

valeur du pH

• renouveler l'étalonnage avec une autre solution tampon d'un pH différent.( par exemple de pH=7 )

Lors du dosage :

Avant de l’introduire dans le bécher, la sonde doit être rincée à l'eau distillée et séchée avec un papier

absorbant

La partie de la sonde qui permet la mesure doit être totalement immergée. Après chaque ajout de

soude, attendre la stabilisation de la valeur indiquée par le pH-mètre et compléter le tableau

de mesures.

Durant tout le dosage, la sonde reste dans le bécher.

A la fin du dosage, il faut la rincer à l'eau distillée et l’introduite dans la solution de conservation.

3) Caractéristiques de la réaction de dosage

Toute réaction de dosage doit être rapide, totale et unique. On peut montrer que cette réaction est totale en calculant la valeur de Qre.

AH + HO- = A- + H2O

[ ] [ ] [ ]3 3

3 3

10 1010

pKapKe pKa

pKe

A A H O A H O KaKKeOH AH OH AH H O OH H O AH

− − + − + −−

−− − + − +

⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦= = × = = = =⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎦

Pour que la réaction de dosage soit quantitative ( totale ), K ≥ 104 4) Détermination de la concentration Ca de l’acide :

Etat AH (aq) + HO- (aq) = A- (aq) + H2O (l)

E.I

n(AH)0=CAVA

ni(HO-)=CBVB 0 excès

A une date t n(AH)=CAVA-x n(HO-)=CBVB-x x excès

A l’équivalence n(AH)=CAVA-xE = 0 nf(HO-)=CBVB-xE=0 xE excès

43

A l'équivalence, les réactifs ont réagi dans les conditions stoechiométriques. il ne reste ni l’acide AH, ni les ions hydroxyde HO- dans le becher. nE (AH) = 0 CAVA - xmax = 0 nE (HO-) = 0 CBVBE - xmax = 0

xmax = CAVA = CBVBE ; d’où : b BEC .VCa=Va

La détermination de VBE peut s’effectuer par deux méthodes :

- par la méthode des tangentes : Rappelons que la méthode des tangentes, consiste à tracer une première tangente à la courbe. Puis de tracer une seconde droite parallèle à la première tangente et, tangente elle aussi à la courbe. On trace alors une troisième droite, parallèle aux deux tangentes et passant exactement au milieu de ces deux droites. le point d'intersection de cette dernière droite avec la courbe donne le point d'équivalence. Mais attention cette méthode, n'est valable que pour une courbe de dosage symétrique. - par la méthode de la dérivée :

En utilisant le tableur Régressi, on calcule b

dpHdV

et on cherche la valeur de Vb pour laquelle

b

dpHdV

passe par un maximum. Cette valeur correspond à VBE.

Il est évident que cette méthode ne s’applique que lorsqu’on dispose d’un ordinateur.

44

E

Méthode des tangentes

b

dpHdV

On a également vu en séance de TP : - A la demi équivalence, c'est-à-dire pour Vb = VBE/2, pH = pKa (AH/A-)

- A l’équivalence ; le pH > 7 Tous les réactifs ont disparu à l’équivalence, il ne reste dans le bécher que de l’eau, des ions A- et des ions Na+ provenant de la soude. II. Le dosage colorimétrique : Prenons le cas d’un dosage d’une solution d’acide éthanoïque par une solution de soude. Quel indicateur coloré choisir entre le BBT, l’hélianthine et la phénophtaléine pour effectuer ce dosage ? BBT : 6 < pH zone de virage < 8 Héliantine 4 < pH zone de virage < 6 Phénophtaléine 8 < pH zone de virage < 10

45

On voit très clairement sur cette image que le changement de couleur de la phénolphtaléine est le seul qui soit suffisamment brutal pour permettre une détermination précise du volume équivalent. Le BBT peut être utilisé à « la rigueur », si on ne dispose pas d’autres indicateurs mieux adapté. Par contre, l’héliantine ne permet pas de déterminer le volume équivalent.

Pour un dosage acido basique, la zone de pH de virage d’un indicateur doit inclure le pH à l’équivalence. Cela suppose que l’on connaisse la valeur du pH à l’équivalence.

46


Réaliser par suivi pH-métrique le titrage d’un acide ou d’une base en solution aqueuse.

Déterminer, à partir des résultats d’une expérience, le volume versé à l’équivalence lors d’un titrage acide-base.

Montrer qu’un indicateur coloré convenablement choisi permet de repérer l’équivalence.

47

Chapitre 8 Critère d’évolution d’un système chimique Ce chapitre a été traité sous forme de TP cours lors du TP8. Cependant, je vous rappelle les points forts de ce chapitre.

Enoncé du critère d’évolution spontanée :

Tout système chimique évolue spontanément vers un état d’équilibre. Au cours du temps, la valeur du quotient de réaction Q r tend vers la constante d’équilibre K. Pour déterminer le sens d’évolution spontané d’un système chimique, on compare le quotient de réaction initial du système à la constante d’équilibre de la réaction. • Si Qr,i < K : la réaction se produit dans le sens direct, Qr à tendance à augmenter. • Si Qr,i > K : la réaction se produit dans le sens inverse, Qr à tendance à diminuer. • Si Qr,i = K : le système n’évolue pas, il est déjà à l’équilibre.

K Q r init

Q r

Q r init < K Q r init > K

Q r init Exemple : On étudie la réaction mettant en jeu les couples redox : ion cuivre II / cuivre métallique Cu2+ / Cu ion fer II / fer métallique Fe2+ / Fe

Sans préjuger du sens dans lequel se déroule la transformation, l'équation de la réaction s'écrit :

)aq(Fe(s)Cu (s) Fe)aq(Cu 22 ++ +=+

48

Constante d'équilibre associée à cette équation 5,26

f2

f2

10]Cu[]Fe[

K ==+

+

Expérience n°1 On verse de la limaille de fer dans une solution de sulfate de cuivre II

Le filtrat passe de la couleur bleue au vert très pâle. Le fer se recouvre d’un dépôt. Il se produit la réaction d’équation )aq(Fe(s)Cu (s) Fe)aq(Cu 22 ++ +→+

0]Cu[]Fe[

Q0

20

2

init r ==+

+

Q ri < K (0 → 10 26,5) le sens spontané de la transformation est le sens direct

Expérience n°2 on plonge une lame de cuivre dans une solution de sulfate de fer II On ne perçoit aucune évolution. La transformation inverse n’est pas observable.

2+2+0

r init 02+0

[Fe ]Q = car [Cu ] tend ver 0[Cu ]

→ ∞

Or K = 1026,5 →∞ Par conséquent Qri ≈ K le système n’évolue pas.


En disposant de l’équation d’une réaction, donner l’expression littérale du quotient de réaction, Qr, et calculer sa valeur dans un état donné du système.

Savoir qu’un système évolue spontanément vers un état d’équilibre.

Etre capable de déterminer le sens d’évolution d’un système donné en comparant la valeur du quotient de réaction dans l’état initial à la constante d’équilibre, dans le cas de réactions acido-basiques et d’oxydoréduction.

49

Chapitre 9 Les piles électriques

Ce chapitre a été traité sous forme de TP COURS lors du TP 9. Cependant, je vous rappelle les points forts de ce chapitre.

Une pile électrochimique est un générateur qui transforme de l'énergie chimique issue d'une réaction d'oxydoréduction spontanée en énergie électrique.

Traitons le cas de la pile Cuivre Zinc.

I. Constitution de la pile :

La pile est constitué de deux demi pile A et B. Chaque demi pile contient deux espèces chimiques appartenant à un même couple d’oxydoréduction (électrode Zn qui plonge dans une solution contenant l’ion Zn2+ ; électrode de Cu qui plonge dans une solution contenant l’ion Cu2+)

Une demi pile Une demi pile

:

Demi pile A

une lame de Zn plonge dans une solution de sulfate de zinc

Demi pile B

une lame de Cu plonge dans une solution de sulfate de cuivre.

Ces deux demi pile sont reliés à l’aide d’un pont ionique, par exemple de nitrate de sodium.

Pont ionique

Zn Cu

50( Zn2+ ;SO42-) ( Cu2+ ;SO4

2-)

II. Détermination de la polarité de la pile :

On peut déterminer la polarité de la pile par deux méthodes :

a) 1ère méthode :

On mesure à l’aide d’un voltmètre la tension à vide de la pile, qu’on appelle la fem.

Si la valeur lue sur le voltmètre est positive, l’électrode positive est reliée à la borne V du voltmètre.

Si la valeur lue sur le voltmètre est négative, l’électrode positive est reliée à la borne COM du voltmètre.

Si, avec ces connexions, on lit U= 1,1V La borne + est l’électrode de cuivre. Et donc la borne – est la lame de Zn

Pont ionique

+-

( Zn2+,SO42-) ( Cu2+,SO4

2-)

Cu Cu

COM V V

b) 2ième méthode :

On mesure à l’aide d’un ampèremètre l’intensité du courant électrique. Suivant le signe de I, on en déduit le sens du courant et donc la polarité de la pile. Le courant circulant, à l’extérieur du générateur, de la borne positive à la borne négative.

L’ampèremètre est placé en série dans le montage, avec un conducteur ohmique.

Si la valeur lue sur l’ampèremètre est positive, le courant électrique arrive sur la borne mA. L’électrode reliée à la borne mA est la borne positive.

Si la valeur lue sur l’ampèremètre est négative, le courant électrique arrive sur la borne COM. L’électrode reliée à la borne COM est la borne positive.

51

A mA COM

- +

I

R

Pont ionique

III. Fonctionnement de la pile :

Le courant circule de la borne + à la borne -. Les électrons circulent en sens inverse, ils proviennent donc de la lame de Zinc qui est la borne négative.

A l’électrode de Zinc, il y a donc eu oxydation du zinc :

Zn = Zn2+ + 2e-

L’électrode où a lieu l’oxydation est appelée l’anode ( on parle d’oxydation anodique)

Les électrons traversent le circuit extérieur et arrivent sur la lame de cuivre conductrice. Les électrons n’existent pas en solution. Ils réagissent avec les ions Cu2+.

A l’électrode de cuivre, il y a donc réduction des ions Cu2+ :

Cu2+ + 2e- = Cu

L’électrode où a lieu la réduction est appelée la cathode(on parle de réduction anodique)

L’équation bilan s’écrit donc : Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu

52

Les concentrations des espèces ioniques varient au cours du temps.

[ ]

2

2

ZnQr

Cu

+

+

⎡ ⎤⎣ ⎦= , 2 2 et et donc Qr .Zn Cu+ +⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

La pile en fonctionnement est un système chimique hors équilibre.

Qr tend vers la constante d’équilibre K d’après le critère d’évolution du système chimique.

Lorsque le système chimique atteint l’équilibre, la pile est usée.

Qr n’évoluant plus, 2 2=cste et =cste Zn Cu+ +⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

IV. Mouvement des porteurs de charges :

Lorsque la pile débite, les porteurs de charges sont :

-Dans le circuit extérieur à la pile, ce sont des électrons qui circulent dans les fils et dans les conducteurs de la borne négative vers la borne positive (le sens conventionnel du courant est alors de la borne positive vers la borne négative).

-Dans le pont salin et dans les solutions, ce sont des ions qui se déplacent. Le mouvement des ions dans le pont salin est tel que les solutions restent électriquement neutre. Dans la demi-pile qui s'enrichit en cations (électrode négative) le pont salin apporte de anions et dans la demi-pile qui s'appauvrit en cations (électrode positive) le pont salin apporte des cations.

SO42-SO4

2-

Zn2+ Cu2+

Zn Cu + −

e-

Na+NO3-

pont salin

anode cathode

Il y a un excédent de charges positives, suite à la formation des ions Zn2+. Les ions NO3

- du pont ionique migrent dans ce bécher pour assurer l’électroneutralité de la solution.

Il y a un déficit de charges positives, suite à la disparition des ions Cu2+. Les ions Na+ du pont ionique migrent dans ce bécher pour assurer l’électroneutralité de la solution.

I

53

Le pont salin permet le passage du courant dans la pile et d’assurer la neutralité électrique des solutions.

V. Ecriture conventionnelle de la pile :

La représentation formelle de la pile est obtenue en plaçant la borne négative à gauche et en indiquant les espèces chimiques rencontrées dans la pile. Le pont salin est représenté par une double barre.

- Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu +

VI. Quantité d’électricité fournie par la pile :

1) Définition. La quantité d’électricité mise en jeu au cours du fonctionnement d’une pile est égale à la valeur absolue de la charge totale des électrons échangés. On écrit : Soit N le nombre d’électrons échangés lors du fonctionnement de la pile : Q = N×e On peut également définir Q à partir de la quantité de matière d’électrons et la charge d’une mole : Q = n(e-)× ׀ Q1mole ׀ Or Q1mole = Na×e = 96500 C = 1 Y Y est la valeur absolue de la charge d’une mole, est appelée le Faraday.

Q = n(e-) × Y 2) Quantité d’électricité débitée par une pile. Une pile débitant un courant d’intensité constante I, pendant la durée ∆t, fait circuler une quantité d’électricité Q telle que :

Q = I×∆t

.

54


Schématiser une pile.

Utiliser le critère d’évolution spontanée pour déterminer le sens de déplacement des porteurs de charges dans une pile.

Interpréter le fonctionnement d’une pile en disposant d’une information parmi les suivantes : sens de circulation du courant électrique, f.é.m., réactions aux électrodes, polarité des électrodes ou mouvement des porteurs de charges.

Ecrire les réactions aux électrodes et relier les quantités de matière des espèces formées ou consommées à l’intensité du courant et à la durée de la transformation, dans les piles.

55

Chapitre 10 Transformation forcée: l'électrolyse

I. Electrolyse d’une solution de bromure de cuivre :

1. Etude préliminaire :

a)- Expérience 1 : réaction entre une solution aqueuse de dibrome et du cuivre métal.

3 mL de cyclohexane

Tube A Tube A

Solution de Br2

3 mL de cyclohexane

Tournure de Cu

Tube B Tube B

Observations :

- Dans le tube A, il se produit une réaction entre le dibrome et le cuivre. La solution initialement orange s’éclaircit. On remarque que la concentration en dibrome diminue au cours de la réaction et qu’il se forme des ions cuivre II ( la solution devient bleue ) L’expérience réalisée dans le tube B permet de mettre en évidence le rôle du cyclohexane. Il permet d’extraire le dibrome de la phase aqueuse, car celui est plus soluble dans le cyclohexane que dans l’eau.

Interprétation.

La transformation chimique ayant eu lieu est la réaction d’oxydoréduction suivante :

)(aqBr 2)aq(Cu)aq(Br(s)Cu 22

−+ +=+

Constante d'équilibre associée à cette équation 1,25

f2

2ff

2

10]Br[

]Br.[]Cu[K ==

−+

56

2+ - 22+ -0. 0

r init 0. 02 0

[Cu ] .[Br ]Q = =0 car [Cu ] 0 et [Br ] 0[Br ]

= =

-Q r, i < K, le système évolue spontanément dans le sens direct de l’équation de la réaction d’après le critère d’évolution d’un système chimique.

La valeur très grande de K >> 10 4 permet de dire que la réaction est quasiment totale et que le taux d’avancement final de la réaction est pratiquement égal à 1.

b) Expérience 2 : réaction entre une solution de bromure de potassium et de sulfate de cuivre II.

3 mL de bromure de potassium C =1 mol/L

3 mL de cyclohexane

Solution de sulfate de cuivre +

bromure de potassium

Solution de sulfate de cuivre C = 1 mol/L

- Observations : On ne remarque aucune évolution. Le cyclohexane reste incolore, pas de formation de Br2.

Quelle est l’équation de la réaction susceptible de se produire ? Quelle est la valeur de sa constante d’équilibre K’ ?

L’oxydant Cu2+ pourrait réagir avec le réducteur Br -.

2+ -2Cu (aq)+2 Br (aq)=Cu (s)+Br (aq)

- Expression de la constante d’équilibre K’.

- ' -2 ere 2+ - 2

e. e

[Br ] 1 25,1Q = = =10 0[Cu ] .[Br ] K

→K =

- Quelle est la valeur du quotient de réaction initial ?

- 2 0r init 2 02+ - 2

0. 0

[Br ]Q = =0 car [Br ] 0[Cu ] .[Br ]

=

57

. , d’après le critère d’évolution du système chimique, on n’observe aucune évolution du système.

'riQ K≈

2. Transformation forcée.

L'idée est de fournir du travail électrique à ce système qui ne peut évoluer spontanément. On réalise ceci en imposant, à l’aide d’un générateur, un courant électrique de sens inverse à celui observé lorsque le système évolue spontanément (transformation forcée).

a) Expérience. On réalise l'expérience schématisée ci-dessous.

58

Le symbole du générateur barré d'une flèche représente un générateur dont on peut faire varier progressivement la tension entre ses bornes.

Lorsque la tension appliquée est trop faible (<1,2V) il ne se passe rien. Pour une tension appliquée supérieure à 1,2V, on observe un dépôt de cuivre sur l'électrode négative et l'apparition de dibrome en solution au voisinage de l'électrode positive.

b) Interprétation.

A la borne - : Cu2+ + 2e- = Cu A la borne +: 2Br- = Br2 + 2e-

Bilan Cu2+ + 2Br - = Cu + Br2

Ce bilan est l'inverse de celui correspondant à l'évolution spontanée. L’apport d’énergie électrique a permit à la transformation chimique d’avoir lieu.

L’électrode où a lieu l’oxydation est appelée l’anode. L’électrode où a lieu la réduction est appelée la cathode.

Remarque Importante :

Il ne faut surtout pas retenir que l’anode est la borne +, et la cathode la borne -. Dans le cas de la pile, l’anode est la borne -. On retiendra les définitions de l’anode et de la cathode, données ci-dessus, valables pour la pile et pour l’électrolyse.

3. Conclusion.

L'expérience montre que, sous certaines conditions (notamment de tension), lorsqu'un générateur fournit de l'énergie électrique à un système, il peut le forcer à évoluer dans le sens contraire du sens d'évolution spontanée.

II. Exemples d'électrolyse.

1. Remarque

Les réactions qui peuvent se produire aux électrodes lors d'une électrolyse sont en général nombreuses. Toutes les espèces chimiques en solution, le solvant et les électrodes susceptibles de donner lieu à une oxydation ou à une réduction peuvent à priori participer aux transformations chimiques.

59

Pour l’étude d’une électrolyse, on suivra les étapes suivantes :

- faire l’inventaire des espèces chimiques initialement présentes dans l’électrolyseur.

- identifier les espèces chimiques initialement présentes appartenant à un couple rédox.

- Déterminer les oxydations possibles et les réductions possibles

- Ecrire les réactions qui ont réellement lieu. C'est l'analyse des produits formés qui permet de déterminer les réactions qui se produisent réellement aux électrodes.

2. Électrolyse d'une solution de chlorure de sodium.

a) Montage et observations.

Le sens du passage du courant est connu, imposé par le générateur. Le montage et les observations sont donnés ci-contre.

- +

b) Interprétation.

60

Inventaire des espèces chimiques présentes : et pouvant intervenir: -Le solvant H2O - les ions sodium Na+ - les ions chlorure Cl- - le carbone C des électrodes ne jouent pas de rôle ici, les électrodes sont dites inertes

Espèce initialement présentes appartenant à un couple rédox : ( on entoure ces espèces chimiques ).

H2O / H2 H2O peut être réduit en H2

O2 / H2O H2O peut être oxydé en O2

Cl2 / Cl – Cl- peut être oxydé en Cl2

Na+ / Na Na+ peut être réduit en sodium

Réactions d’oxydations et de réductions possibles :

Oxydations possibles ( à l’anode ) Réductions possibles ( à la cathode)

2H2O = O2 + 4H+ + 4 e- 2H2O + 2e- = H2 + 2HO-

2Cl- = Cl2 + 2e- Na+ + 1 e - = Na

Ce qu'il se passe réellement.

Les observations expérimentales montrent qu’il y a oxydation des ions chlorures et réduction de l’eau :

Oxydations réelles Réductions réelles

2Cl- = Cl2 + 2e- 2H2O + 2e- = H2 + 2HO-

Bilan : 2H2O + 2Cl- = Cl2 + H2 + 2HO-

61

c) Résumé.

Connaissant le sens du courant, il est possible d'envisager les différentes oxydations possibles à l'anode et les différentes réductions possibles à la cathode en sachant que le solvant et les électrodes peuvent éventuellement participer aux réactions. C'est l'analyse des produits formés qui permet de déterminer les réactions qui se produisent réellement aux électrodes.

3. Electrolyse de l’eau ( voir TP 11 )

III. Quelques applications de l'électrolyse

Voici quelques domaines d'utilisations de l'électrolyse.

1. Préparation de certains métaux : Le zinc et l'aluminium sont préparés par électrolyse d'une solution contenant leurs cations ou leurs oxydes. Le cuivre est purifié par électrolyse à anode soluble. (cette liste n'est pas exhaustive).

2. Purification de certains métaux: Affinage du cuivre

La première étape de la fabrication du cuivre métallique aboutit à la production de cuivre noir ou « blister », contenant de 98 % à 99,5% de cuivre. Pour être utilisé dans l’industrie électrique, le cuivre doit être pur à 99,9%. Les blisters sont raffinés par un procédé d’électrolyse à anode soluble.

3. Dépôts de métaux sur un support: Ils se font par électrolyse à anode soluble. L'électrolyte contient les cations du métal à déposer. La cathode est constituée de l'objet (métallisé) à recouvrir.

Exemple : l’électrozingage du fer

4. Les accumulateurs ou les piles rechargeables Ils font intervenir l'électrolyse lors de la phase de recharge.

Un accumulateur est un système chimique. Il peut:

• Fournir de l'énergie électrique à un circuit extérieur lorsqu'il évolue de façon spontanée. Il fonctionne alors en générateur et fait passer dans ce circuit extérieur un courant dont le sens est imposé par la transformation chimique spontanée. L'accumulateur se décharge.

• Fonctionner en récepteur lorsqu'on le branche aux bornes d'un générateur qui impose un sens de courant inverse du précédent. Le système évolue alors dans le sens contraire de son sens d'évolution spontanée. l'accumulateur se charge.

62


Ecrire les réactions aux électrodes et relier les quantités de matière des espèces formées ou consommées à l’intensité du courant et à la durée de la transformation, lors d’une électrolyse.

Savoir que l’électrolyse est une transformation forcée.

Connaissant le sens du courant imposé par le générateur, identifier l’électrode à laquelle se produit la réaction d’oxydation (anode) et l’électrode à laquelle se produit la réaction de réduction (cathode).

63

Chapitre 11 Les réactions d’estérification et d’hydrolyse

I. Les fonctions oxygénées du programme de TS

1. Les alcools

a) Définition : Un alcool est un composé organique dont la molécule contient un groupe hydroxyle – OH :

C OH

R1 R OH

AlcoolR3

R2

L’atome de carbone relié à –OH est appelé l’atome de carbone fonctionnel

b) Classe d'un alcool : La classe d'un alcool est lié à l'atome de carbone fonctionnel

Si cet atome de carbone est relié à un seul C, il est primaire. L'alcool peut être secondaire ou tertiaire lorsqu’il est lié à 2 ou 3 atomes de carbone.

Alcool primaire Alcool tertiaire Alcool tertiaire

Dans le cas du méthanol CH3OH, le carbone fonctionnel n'est relié à aucun atome C.

c) Exemples : Nommons et classons les alcools de formule brute C4H10O.

C

R1

C H

R1

OH C H

R1

OH R3 OH

R2R2H

64

2. Les acides carboxyliques

a) Le groupe fonctionnel acide est le groupe carboxyle :

b) La formule générale d'un acide carboxylique (organique) est :

acide carboxylique

R OH

C O

R peut être un atome H ou un groupes hydrocarboné.

Le nom de cet acide dérive de celui de l'alcane de même chaîne carbonée en remplaçant le -e final de l'alcane par la terminaison -oïque.

Par exemple à l'éthane correspond l'acide éthanoïque.

3) Les anhydrides d'acides

a) Le groupe fonctionnel anhydride est :

b) La formule générale d'un anhydride d'acide est donc :

R C O

O

R C O

Anhydride d’acide

65

R et R' peuvent être des atomes H ou des groupes hydrocarbonés.

Le nom anhydride (acide sans eau) provient de ce que ce composé peut être préparé en éliminant une molécule d'eau entre deux molécules d'acide carboxylique.

Lorsqu’on utilisera un anhydride d’acide, il faut s’assurer que la verrerie soit parfaitement sèche pour éviter l’hydratation de cet anhydride.

déshydratation

Le nom s'obtient en remplaçant le mot acide par le mot anhydride dans le nom de l'acide carboxylique correspondant.

A l'acide éthanoïque correspond l'anhydride éthanoïque.

4) Les esters

a) Le groupe fonctionnel ester est :

Le premier atome de carbone, trigonal, peut être relié à H ou à une chaîne carbonée.

b) La formule générale d’un ester est :

Ester

R O−R’

C O

66

Le nom comporte deux termes :

- le premier avec la terminaison oate désigne la chaîne principale provenant de l’acide (numérotée, si nécessaire, à partir de l’atome de carbone lié aux deux atomes d'oxygène).

- le second, avec la terminaison yle est le nom du groupe alkyle provenant de l’alcool (cette chaîne R' est numérotée, si nécessaire, à partir de l’atome de carbone lié à un seul atome d’oxygène). Exemples :

Dans la nature, les esters sont abondants : esters volatils et odorants dans les huiles essentielles, esters non volatils dans les lipides.

II- Réaction d’estérification et hydrolyse :

1. la réaction d’estérification.

La réaction d’estérification est la réaction entre un acide carboxylique et un alcool conduisant à un ester et à de l'eau.

67

=

eau alcool ester acide carboxylique

C O

OH C

O

O−R’ R + R R-OH = + H2O

La réaction d'estérification est lente, limitée et athermique.

2. L’hydrolyse d’un ester

La réaction d'hydrolyse d'un ester est la réaction entre un ester et l'eau conduisant à un acide carboxylique et à un alcool.

+

ester

R O−R’

C O

alcool acide

C O

OH R R-OH H2O = +

Cette réaction d'hydrolyse est la réa

Cette réaction d'hydrolyse est éga

3. L'équilibre d'estérification - h

La réaction d'estérification et la réal'une de l'autre

Ces deux réactions se limitent mutud'estérification est détruit en partie produits par la réaction d'hydrolyse

Par conséquent, estérification et hyà un équilibre chimique où les quconstantes. L'équation s'écrit :

alcool acide

carboxylique

C O

OH R R-OH

eau
carboxylique
ction inverse de la réaction d'estérification.

lement lente, limitée et athermique.

ydrolyse.

ction d'hydrolyse d'un ester sont deux réactions inverses

ellement puisque l'ester produit par la réaction par la réaction d'hydrolyse. Inversement, l'acide et l'alcool sont consommés en partie par la réaction d'estérification.

drolyse constituent une réaction réversible conduisant atre composés coexistent dans des proportions

ester eau

C O

O−R’ R

esterification =

hydrolyse + H2O

68

Cet équilibre est caractérisé par une constante d'équilibre :

[ ][ ][ ][ ]

en remplacant par la quantité de chaque espèce:

( ) ( ). ( ). ( )K= ( ) ( ) ( ). ( ).

ester eauK

acide alcooln ester n eau

n ester n eauV Vn acide n alcool n acide n alcool

V V

=

=

e e

e e

n(ester) .n(eau)K=n(acide) .n(alcool)

Ici, l'eau ne joue pas le rôle de solvant. Par conséquent, elle intervient dans l'expression de K.

La constante d’équilibre de la réaction d’estérification entre un alcool primaire et un acide carboxylique est :

Réaction d’estérification avec un alcool primaire : K =4

Etablissons le tableau d'évolution des espèces chimiques pour un mélange équimolaire d’acide carboxylique et d’alcool:

acide + alcool = ester + eau

E.I n0 n0 0 0

A une date t n0- x n0 -x x x

E.F. n0 – xf n0 – xf xf xf

Si réaction totale n0 – xmax n0 – xmax xmax xmax

2e e f f f

2e e 0 f 0 f 0 f

f0 f f

0 f

f 0 0

n(ester) .n(eau) x ×x xK= = = =4 ( alcool primaire)n(acide) .n(alcool) (n -x )(n -x ) (n -x )

En prenant la racine carrée de cette expression:x2= 2n -2x =x

(n -x )2 67d'où x = n = n3 100

⇔

69

O n défin it le rendem en t ρ co m m e étan t le rappo rt en tre la quan tité d e m atière d 'ester fo rm ée et la quan tité de m atière d 'ester qu i se fo rm erait s i la réaction é ta it to ta le .

e

si réaction totale max

n(ester)ρ=n(ester)

fxx

=

Or d’après le tableau d’avancement : = xsi réaction totalen(ester) max = n0

D’où pour un alcool primaire : 0

max 0

6767100ρ 67%

100f

nxx n

= = = =

Le rendement de l’estérification dépend de la classe de l’alcool :

Un alcool primaire, ρ = 67%

Un alcool secondaire, ρ = 60%

Un alcool tertiaire, ρ = 5%

4. Influence de quelques paramètres.

- La température est un facteur cinétique. Opérer à température élevée permet d'atteindre plus rapidement l'équilibre mais n'a aucune influence sur la composition du mélange à l’équilibre.

- La présence d'un catalyseur (ions H3O+) permet également d'atteindre plus rapidement l'équilibre mais n'a aucune influence sur la composition du mélange à l’équilibre. En effet, le catalyseur agit de la même façon sur les deux réactions inverses l’une de l’autre.

- Néanmoins, il est possible d’accroître le rendement de l’estérification. On peut, soit mettre un réactif en excès (alcool ou acide suivant le prix), soit éliminer un des produits formés (eau ou ester) afin d’empêcher la réaction inverse d’hydrolyse. On dit que l’on a déplacé l’équilibre.

- Le rendement de l’estérification dépend peu du choix de l’acide. En revanche il dépend nettement de la classe de l’alcool (67 % pour un alcool primaire, 60 % pour un alcool secondaire, 5 % pour un alcool tertiaire).

70


Reconnaître dans la formule d'une espèce chimique organique les groupes caractéristiques : -OH, -CO2H, -CO2R, -CO-O-CO-.

Ecrire l’équation des réactions d’estérification et d’hydrolyse.

A partir de la formule semi-développée d’un ester, retrouver les formules de l’acide carboxylique et de l’alcool correspondants.

Savoir nommer les esters comportant cinq atomes de carbone au maximum.

Savoir que les réactions d'estérification et d'hydrolyse sont inverses l’une de l’autre et que les transformations associées à ces réactions sont lentes.

Savoir qu’un catalyseur est une espèce qui augmente la vitesse d’une réaction chimique sans figurer dans l’équation de la réaction et sans modifier l’état d’équilibre du système.

Savoir que l’excès de l’un des réactifs et/ou l’élimination de l’un des produits déplace l’état d’équilibre du système dans le sens direct

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Chapitre 12 Exemples de contrôle d’évolution de systèmes chimiques

I. Préparations d’esters :

1. Préparation d'un ester par action d'un acide sur un alcool

La réaction d’estérification est la réaction entre un acide carboxylique et un alcool conduisant à un ester et à de l'eau. (Chapitre 11).

=

eau alcool ester acide carboxylique

C O

OH C

O

O−R’ R + R H2O R-OH = +

La réaction d’estérification est lente, limitée et athermique. Elle est limitée par la réaction d'hydrolyse de l'ester qui est la réaction inverse de la réaction d'estérification. Cette réaction d'hydrolyse est également lente, limitée et athermique.

Un choix judicieux des réactifs permet d'obtenir les produits attendus de façon plus rapide et avec un meilleur rendement

2. Préparation d'un ester par action d'un anhydride d'acide sur un alcool

acide carboxylique

esteralcoolanhydride d’acide

+ OH

O R – C R’O –

OR – C = R’ – OH + R – C – O – C – R

O O

Mais, contrairement à ce qui se passe lors de l'action d'un acide sur un alcool : Cette réaction est, assez rapide et totale. Le taux d'avancement final est égal à 100 %.

Remarque :

La dernière étape de la synthèse industrielle de l'aspirine est une réaction de ce type. Elle fait intervenir l'anhydride éthanoïque et le groupe -OH de l'acide 2-hydroxybenzoïque (acide salicylique).

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II. Hydrolyse basique d’un ester :

L'hydrolyse basique d'un ester est la réaction de l'ion hydroxyde HO - avec cet ester. On obtient un ion carboxylate et un alcool selon la réaction d'équation :

alcool ion carboxylate

ion hydroxydeester

O−R’ C

O

O−C

O + HO-R = R + R’_OH

Cette réaction d'hydrolyse basique d'un ester une réaction assez rapide et totale.

Le taux d'avancement final est égal à 100 %.

Il faut noter les différences avec l'hydrolyse d'un ester par de l'eau qui, elle, est lente et limitée

La réaction d'hydrolyse basique d'un ester étant totale, elle peut être utilisée, dans l'industrie pour préparer certains alcools et certains ions carboxylate qui, par acidification, pourront donner certains acides carboxyliques.

Une autre application de l’hydrolyse basique d’un ester est la synthèse de savons.

III- Saponification des corps gras. Mode d’action des savons

1) Constitution des corps gras Les corps gras sont soit :

- des acides gras : Les acides gras sont des acides carboxyliques à chaîne non ramifiée (qui possèdent entre 4 et 22 atomes.

acide gras nommé acide (Z)-octadéc-9-énoïque que l’on retrouve dans l’huile d’olive COOH)CH(CHCH)CH(CH 72723 −−=−−

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- des triesters du glycérol (ou propan-1,2,3-triol) . Exemple O

CH 12 RCO −−−

CH 2RCO −−−

O

O

CH 32 RCO −−−

triester du glycérol (ou triglycéride). Les groupements alkyles –R1, –R2, –R3 peuvent être identiques

2) Constitution des savons C e sont des mélanges de carboxylates dérivés d’acides gras à longue chaîne

Exemples COONa)CH(CH 1423 −− le palminate de sodium

COOK)CH(CHCH)CH(CH 2723 −−=−− l’oléate de potassium

3) Préparation d’un savon : a) La saponification : Un savon s’obtient par l’hydrolyse basique d'un triester , cette réaction est appelée la saponification. Cette réaction est totale. Equation-bilan

Propan 1,2,3 triol glycérol

Savon carboxylate de sodium

soude

triester

+ +

= 3R ONa

C O

OH CH −

OHCH 2 −

OHCH 2 −

3(Na+ ; OH-)

CH 2 O C R− − −

CH O C R− − −

O

O

CH 2 O C R− − −

O

La saponification des triesters gras (triglycérides) conduit au propan-1,2,3-triol (glycérol) et à du carboxylate de sodium. Cette réaction est totale.

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Si on utilisait de l’hydroxyde de potassium, il se formerait un savon de carboxylate de potassium.

b) manipulation : voir TP 13 Synthèse d’un savon

4) Mode d'action d'un savon

a) Un savon est hydrophile, lipophile, amphiphile.

L’ion carboxylate du savon possède une extrémité négative attirée par l'eau. On dit que cette extrémité est hydrophile. La partie hydrophile est évidemment lipophobe

Cet ion carboxylate possède également une chaîne carbonée lipophile. La partie lipophile est évidemment hydrophobe (peur de l'eau).

On dit que l’ion carboxylate est amphiphile (à la fois hydrophile et lipophile).

queue lipophile

Tête hydrophile

Partie hydrophile Partie lipophile

b) Mode d'action d'un savon

Un savon est un peu soluble dans l'eau. Sa dissolution est partielle :

RCOONa solide = RCCO - aqueux + Na + aqueux (5)

Une tache d'huile se laisse pénétrer par la partie lipophile (hydrophobe) du savon alors que la partie hydrophile entraîne la tache vers l’eau (voir schéma ci-dessous). Ainsi la substance organique se recouvre de groupes polaires, ce qui la rend soluble.

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Remarque : ( à la limite du programme )

Un savon n’agit presque plus dans une eau très calcaire Les ions carboxylate R – COO - constituants le savon précipitent avec l’ion Ca 2+ :

Un savon n’agit presque plus en milieu acide

Une partie des ions carboxylate disparaît selon une réaction acido-basique.

R – COO - (aq) + H3O + (aq) = R – COOH (aq) + H2O (liq)

Un savon n’agit presque plus dans une eau salée comme l'eau de mer car, en présence des ions Na+, l'équilibre suivant évolue vers la droite :

IV- Importance du choix des conditions expérimentales :

Nous allons voir qu'en ajoutant de la soude à de l'aspirine , la transformation chimique que subit l'aspirine, peut selon les conditions expérimentales, faire intervenir une ou deux réactions chimiques.

1) Fonctions présentes dans la molécule d’aspirine

La molécule d’aspirine, dont la formule n'est pas à connaître par cœur, contient : Fonction acide

carboxylique

Fonction ester

- un noyau aromatique,

- une fonction acide – COOH

- une fonction ester – CO – O – R ’ :

Les deux fonctions acide et ester sont susceptibles de réagir avec la soude (Na

+ + HO -) :

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- A froid et avec une solution diluée de soude,

Seul le groupe acide – COOH réagira quasi instantanément avec les ions basiques HO –

- A chaud et avec une solution concentrée de soude, la transformation chimique du système aspirine et soude fera intervenir deux réactions. On observera :

Une réaction acide-base, rapide et totale, entre les ions HO - et le groupe acide – COOH .

Une réaction d’hydrolyse basique entre les ions HO - et le groupe ester – CO – O – R ’. Cette deuxième réaction est plus lente mais également totale.

Nous allons voir que selon les conditions expérimentales adoptées on peut réaliser le dosage d'un comprimé d'aspirine de deux façons différentes.

2) Dosage direct de la fonction acide par une solution diluée de soude

A froid, avec une solution de soude diluée, seule la fonction acide réagit, quasi instantanément

En notant AH, la molécule d’aspirine :

AH + OH- = A- + H2O

Voir TP 14

3) Dosage indirect de l’aspirine .

Ce dosage s'effectue en deux étapes :

Etape 1 : A chaud, une quantité connue et en excès de soude, réagit avec les deux fonctions acide et ester de l’aspirine : - Réaction acide-base, rapide et totale, avec la fonction acide. - Réaction de saponification, plus lente mais totale, avec la fonction ester.

L’équation de ces deux réactions s’écrit :

CO2H

O CO

CH3

2OH -CO2

-

OH

CH3CO2- H2O=+ + +

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L'équation ci-dessus peut être considérée comme la somme des équations due à la réaction acidobasique et à la réaction d’hydrolyse basique:

- réaction acido-basique :

- réactions de saponification, lente mais totale avec fonction ester :

Etape 2 :

La soude en excès, celle qui reste après la réaction totale, est dosée par une solution titrée d’acide sulfurique ou chlorhydrique (2 H3O+ + SO4

- -) :

HO – + H3O + = 2H2O

n(HO – )restant = n(H3O+) = CAVAE

Le point d’équivalence est détecté par le bromothymol BBT (zone de virage 6 – 7,6) .

Connaissant la quantité de soude initiale et la quantité restant après la réaction totale , on peut, par différence, calculer la quantité de soude ayant réagi.

n( OH- )0 = n( OH-) restant + n (OH-) disparue

Or n (OH-) disparue = 2.n( aspirine)disparue

D’où n( aspirine)disparue = 01 1( ) ( ( ) ( )2 2disparue res tn OH n OH n OH− −− = − tan )

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Calculer le rendement d’une transformation.

Mettre en œuvre au laboratoire : chauffage à reflux, distillation fractionnée, cristallisation, filtration sous vide, chromatographie sur couche mince, en justifiant le choix du matériel à utiliser.

Respecter les consignes de sécurité.

Justifier les étapes d’un protocole

Écrire l’équation de la réaction d’un anhydride d’acide sur un alcool et de l’hydrolyse basique d’un ester.

Savoir que l’action d’un anhydride d’acide sur un alcool est rapide, qu'elle donne un ester et que l’avancement maximal est atteint.

Savoir que l’hydrolyse basique d’un ester est rapide et que l’avancement maximal est atteint.

Identifier la partie hydrophile et la partie hydrophobe d’un ion carboxylate à longue chaîne.

Savoir qu’un catalyseur agit sélectivement lors d’une transformation.

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Chapitre 13 La catalyse :

I. Définitions :

1) Expérience

L a décomposition de l'eau oxygénée est infiniment lente à température ambiante :

2 H2O (aq) = 2 H2O (l) + O2 (g)

Eau oxygénée

quelques gouttes de chlorure de fer III

L'ajout d'ions Fe (III), augmente la vitesse de décomposition. On observe un dégagement gazeux, c’est du dioxygène.

2) définitions :

- Un catalyseur est une substance qui accélère une réaction sans entrer dans le bilan de la réaction et sans modifier l’état final du système.

- Lorsqu’une réaction est limitée, le catalyseur permet d’arriver plus vite à l’état d’équilibre mais il ne déplace pas l’équilibre.

- Un catalyseur ne peut pas rendre possible une réaction non spontanée.

- Catalyser une réaction, c’est augmenter sa vitesse par ajout d’un catalyseur.

- Un catalyseur modifie le mécanisme réactionnel et la nature des étapes permettant de passer des réactifs aux produits.

II- Caractères généraux de la catalyse.

1)- La catalyse homogène.

a) Définition :

La catalyse est dite homogène lorsque le catalyseur et le mélange réactionnel constituent une seule phase (forment un mélange homogène). C’est le cas des gaz et des liquides miscibles.

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b)- Exemple : la décomposition de l’eau oxygénée est catalysée par les ions fer III. ( voir TP 2 )

c)- Conclusions :

En catalyse homogène, le catalyseur participe à la transformation chimique. Transformé en une autre espèce chimique, il est ensuite régénéré en fin de transformation.

Le catalyseur n’entre pas dans l’écriture de l’équation.

2)- La catalyse hétérogène

a)- Définition.

La catalyse est dite hétérogène lorsque le catalyseur et le milieu réactionnel se trouvent dans des phases différentes.

b)- Exemple :

dismutation de l’eau oxygénée catalysée par un fil de platine.

Fil de platine

Eau oxygénée

2H2O2 ⎯→⎯Pt 2H2O + O2

c)- Remarque :

Lorsque le catalyseur est solide, la réaction se produit à la surface du catalyseur. Elle est d’autant plus rapide que la surface du catalyseur est importante.

3) La catalyse enzymatique.

-Les enzymes sont des catalyseurs biologiques qui permettent aux transformations chimiques nécessaires à la vie de s’effectuer à vitesse élevée.

4) Sélectivité d’un catalyseur.

Un catalyseur est sélectif si, à partir d’un système initial susceptible d’évoluer selon plusieurs réactions spontanées, il accélère préférentiellement l’une d’elles.

Exemple : réactions avec l’éthanol :

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- Déshydratation de l’éthanol : CH3−CH2−OH = CH2=CH2 + H2O

- Déshydrogénation de l’éthanol : CH3−CH2−OH = CH3−CHO + H2

- Un catalyseur est spécifique à une réaction chimique.

Un catalyseur permet d’éviter certaines réactions parasites. Il permet de travailler dans des conditions de température et de pressions plus faibles. Il peut permettre de diminuer les coûts de production.

5) Réaction autocatalytique: Une réaction est autocatalytique si le catalyseur est un produit de la réaction. Une telle réaction est d'abord lente puis le catalyseur qui se forme l'accélère provisoirement. Néanmoins, par disparition des réactifs, la vitesse diminue de nouveau et finit par s'annuler. La courbe d'évolution d'un réactif qui disparaît ou d'un produit qui se forme traduit ces particularités. Exemple : réaction entre l’acide oxalique et les ions permanganate. Les ions Mn2+ produit lors de la réaction catalysent la réaction.


Savoir qu’un catalyseur est une espèce qui augmente la vitesse d’une réaction chimique sans figurer dans l’équation de la réaction et sans modifier l’état d’équilibre du système.

Savoir qu’un catalyseur agit sélectivement lors d’une transformation.

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Documents

cours chimie 20102011