Partie 1 : Cinétique des réaction

Partie 1 : Cinétique des réaction
1-Modifier la cinétique d’une réaction :
Transformation rapide : transformation insuivable à l’œil nu ou avec des instruments de mesures. Exemples :
réactions de précipitations, explosives ou de titrages.
Facteurs cinétiques : fait expérimental qui accélère une réaction sans modifier le mécanisme réactionnel.
Exemple : température et concentration (la durée de réaction n’est pas proportionnel à ces grandeurs). Pour
ralentir une réaction, on dilue et/ou on refroidit (ex : ajout de glace).
Catalyseurs : substance chimique qui accélère la réaction sans entrer dans le bilan réactionnel. Ce n’est pas un
facteur cinétique car il modifie le mécanisme réactionnel en transformant une réaction lente en plusieurs
réactions rapides. Les catalyses peuvent être homogènes, hétérogènes, enzymatiques et sélectives (avec les
mêmes réactifs, on obtient des produits différents selon le catalyseur employé).
2-Etude théorique d’une réaction :
Vitesse volumique de réaction : Vt =
t
x
avec VS volume solution (L),
coef. directeur de la tangente en
Transformations limitées : les réactions peuvent être réversibles : la quantité de produit et de réactif varie sans
cesse. Lorsqu’elle est devenue stable, on est à l’état final ou à l’état d’équilibre.
/!\ état d’équilibre (xeq) ≠ équivalence (xE) utilisé pour les titrages !
Etat final : noté xfin , avancement mesuré à la fin de la réaction. xfin ≤ xmax
Temps de demi-réaction : noté t1/2 il correspond à la durée au bout de laquelle x = ½ xfin.
Taux d’avancement : noté τ, il est défini par : τ =
Si τ < 1, la réaction n’est pas totale.
Quotient de réaction : soit la réaction : a.A + b.B = c.C + d.D On a :
QR =
avec QR quotient (sans unité) et [X] concentration des espèces chimiques en mol.L-1.
/!\ L’eau et les solides ne figurent pas dans le quotient !
Constante d’équilibre : notée K, elle correspond au quotient de réaction à l’équilibre (QR,eq = K). Plus la réaction
est totale, plus K est grand.
- Si QR < K, la réaction évolue dans le sens direct
- Si QR > K, la réaction évolue dans le sens indirect
/!\ Cela permet de déterminer le sens d’une équation !
3-Aspect moléculaire d’une réaction :
Mouvement Brownien : mouvement des particules dans l’air ou les solutions.
Agitation thermique : mouvement des molécules dans les fluides.
Etude énergétique d’une réaction : Lors d’une réaction chimique, il faut casser les liaisons entre atomes d’une
même molécule (consomme de l’énergie) et former les nouvelles molécules (libère de l’énergie) → La différence
entre ces deux énergie se nomme col énergétique. L’énergie utilisée est l’énergie cinétique des molécules.
La température augmente l’agitation thermique et la concentration augmente le nombre de molécules. Donc ils
augmentent les chances que les molécules se percutent.
Si EC < Ecol → choc pas efficace → pas réaction
Si EC > Ecol → choc efficace → réaction
Spectrophotométrie : technique mesurant l’absorbance d’un corps par un spectrophotomètre. Utilisé pour
mesurer la concentration d’une solution par étalonnage (comparaison) ou étudier la cinétique d’une réaction.
Avantage : elle ne détruit pas la solution. Graphiquement, on obtient une droite passant par l’origine.
Absorbance : noté A (sans unité), c’est la capacité d’un corps à absorber une radiation lumineuse de longueur
d’onde précise.
Pour un même corps, l’absorbance possède une valeur maximale selon les longueurs d’onde utilisées (on choisit
d’ailleurs la longueur d’onde maximale pour faire une étude, car elle sera plus précise).
On a : A = k.[X] = ε.[X].l avec [X] concentration de l’espèce chimique (mol.L-1), l longueur de la cuve (cm) et ε
coefficient d’extinction molaire (L.mol-1.cm-1).
Partie 2 : Etudes des réactions acido-basiques
Réaction Acido-basique : réaction où il y a transfert de protons H+
Acide : espèce chimique capable de céder un proton H+
Base: espèce chimique capable de capter un proton H+
Equation acido-basique : Acide + H+ = Base
/!\ L’ion H+ n’existe pas, donc on parle plutôt de l’ion H3O+ (H2O + H+) !
pH : ou potentiel Hydrogène, c’est une grandeur qui quantifie l’acidité (ou la basicité) d’une solution (pas d’unité).
Pour des solutions diluées on a : pH = -log [H3O+] ⇒ [H3O+] = 10-pH
pH : 1
7
14
Acide
Neutre
Basique
le pH se détermine par un pH-mètre (voir manip), du papier pH ou avec un indicateur coloré
Constante d’acidité d’un couple acide/base : notée Ka, c’est la constante d’équilibre associée à l’équation de la
réaction de l’acide avec l’eau tel que : Acide + H2O = Base + H3O+. Elle se définit par : Ka =
On introduit le pKa tel que : pKa = - log Ka et Ka = 10-pKa
pH = pKa + log
Le produit ionique de l’eau : notée Ke, c’est la constante d’équilibre associée à la réaction d’autoprotolyse de
l’eau : 2H2O = H3O+ + OH-. Elle se définit par Ke = [H3O+][ OH-] . A 25°C, Ke = 10-14 et pKe = 14.
H3O+/ H2O : Ka = 1 et pKa = 0
H2O/ OH- : Ka = 10-14 et pKa = 14
Comparaison d’acides et de bases :
- A concentration égales : Plus l’acide est fort, plus son taux d’avancement de sa réaction avec l’eau est élevé.
- A concentration égales : Plus l’acide est fort, plus son pH est faible. Plus la base est forte, plus son pH est élevé.
- Plus l’acide est fort, plus son Ka est grand et son pKa petit. Plus la base est forte, plus son Ka est petit et son pKa
grand.
- Plus l’acide est fort et plus sa base conjuguée est faible. Et réciproquement.
- L’acide le plus fort réagi avec la Base la plus forte.
Une transformation acido-basique est totale si le pKa de la base est supérieur de 4 unité au pKa associé de l’acide.
Diagramme de prédominance des indicateurs colorés :
pH < pKa [Acide] > [Base]
Couleur : celle de la forme acide
pH = pKa [Acide] = [Base]
Zone de virage
Couleur : mélange de celle
des deux formes.
pH > pKa [Acide] < [Base]
Couleur : celle de la forme basique
pH-métrie : technique mesurant le pH d’une d’une réaction acido-basique par un pH-mètre. Utilisé pour
déterminer le volume équivalent VE dans les titrages. Graphiquement, on obtient un échelon. Pour déterminer le
VE , on trace deux tangentes parallèles puis une troisième équidistante. L’intersection de cette droite et de la
courbe donne VE.
pH
Partie 3 : Etude des réactions d’oxydoréduction
Réaction d’oxydoréduction : transformation ou il y a transfert d’électrons. Oxydant + n.e = Réducteur
Oxydant : espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. On obtient un réducteur
Réducteur : espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons. On obtient un oxydant
dismutation : espèce chimique à la fois oxydant et réducteur.
1-La pile, une transformation spontanée :
Pile : dispositif constitué de 2 demi-piles (réaction d’oxydoréduction spontanée), reliées par un pont salin
(substance inerte à base d’ions) qui ferme le circuit.
Chaque demi-pile est constituée du même élément (ex : Cu2+/Cu, Ag+/Ag+...)
V
Anode : borne - (attire les anions) → Oxydation
Cathode : borne + (attire les cathions) → Réduction
Demi-pile
Electrode
Pont salin
mémo : anode/oxydation = voyelle et cathode/réduction = consomne
/!\ Lors du calcul du quotient de réaction, il peut arriver que les volumes de chaque demi-pile soit différents !
- Une pile est usée lorsqu’elle est à l’équilibre ou lorsque l’un de ses réactifs a été entièrement consommé.
- La fém. (force électromotrice = tension à vide) diminue au cours du temps pour atteindre 0 (pile usée).
Etude quantitative :
- Q = I.∆t avec Q charge électrique (C), I intensité (A) et ∆t variation de temps (s).
- e = 1,6.10-19 C avec e charge élémentaire
- On définit le Faraday, noté F, charge d’une mole. Tel que : 1F = NA.e = 96 500 C avec NA nombre d’Avogadro
(= 6,02.1025), e charge élémentaire.
2-L’électrolyse, une réaction forcée :
Electrolyse : réaction forcée provoquée par le passage d’un courant électrique. Le courant imposé permet
d’inverser la réaction spontanée. C’est donc la réaction opposé à celle de la pile (utilisé dans les accumulateurs).
/!\ Anode → Réduction et Cathode → Oxydation
Conductance :noté G, exprimée en Siemens (S), se définie par : G =
U tension (V).
=
avec R résistance (Ω), I intensité (A) et
Conductivité : notée σ, se détermine par σ = G.
avec σ conductivité (S.m-1), G conductance (S), l distance
entre les plaques (m) et S surface des plaques (m²).
La conductivité est lié à la concentration des ions en solution par : σ = λ[M+].[M+] + λ[X-].[X-] avec [M+] et [X-]
concentration des ions présents (mol.m-3) et λ la conductivité molaire ionique (S.m².mol-1)
/!\ Les concentration sont en mol.m-3 !
Conductimétrie : technique mesurant la conductivité d’une solution ionique par un conductimètre. Utilisé dans
les titrages pour déterminer VE.
Graphiquement, on obtient une courbe linéaire en deux morceaux. On prolonge les droites de chaque morceau et
leur intersection donne VE.
pH
VE
V(mL)
Partie 4 : Chimie organique
1-Résumé des différents espèces chimiques organiques :
Nom
Formule générale
Alcool
Acide carboxylique
Groupe
caractéristique
OH
Chaine carbonée +
position alcool + « ol »
COOH
« acide » + chaine
carbonée + « oïque »
Groupe toujours en fin
de chaine
Test : teinte acide au
papier pH.
Composé halogéné
Amine
NH2
Aldéhydes
- Cl : « Chloro »
- Br : « Bromo »
- I : « Iodo »
- F : « Fluoro »
Position halogène +
nom halogène +chaine
carbonée
Chaine carbonée +
position amine +
« amine »
Cétones
COO
/!\ R’ ≠ H sinon
c’est un acide
Test : précipité blanc ou
jaunâtre avec une
solution alcoolique de
nitrate d’argent.
Test : teinte basique au
papier pH
Chaine carbonée + « al »
Test : réagit à la 2,4
DNPH.
Précipité rouge à la
liqueur de Fehling
Miroir d’argent au
réactif de Tollens
Couleur rouge-violet au
réactif de Schiff
Chaine carbonée +
position cétone +
« one »
Test : réagit à la 2,4
DNPH.
Nom acide + « oate » +
« de » + nom alcool +
« yl »
Liquide, volatil, odeur
caractéristique,
insoluble dans l’eau.
Naturel : essence
végétale. Artificiel :
parfums, huiles,
graisses...
CO
Ester
Propriétés
3 catégories :
- alcool primaire
R-CH2-OH
- alcool secondaire
R-CH-OH-R’
- alcool tertiaire
R-COH-R’
R’’
-Cl
- Br
-I
-F
Composé
carbonylé
Nomenclature
Anhydride d’acide
CO-O-CO
« anhydride » + nom
chaine carbonée +
« oïque »
Se forme par
assemblage de 3 acides
carboxyliques
déshydratés.
2-Synthèse et utilisation d’esters :
Estérification : synthèse d’un ester grâce à un alcool et un acide carboxylique.
Hydrolyse d’un ester : réaction inverse de l’estérification.
→ Ces réactions sont réversibles, lentes et limitées.
R-COOH + R’-OH = R-COO-R’ + H2O
/!\ La réaction ne se déroule pas en milieu aqueux ! Il n’y a plus de concentrations, l’eau apparait dans le
quotient de réaction ! On calcule le quotient de réaction avec les moles et non plus avec les concentrations !
La constant K de l’estérification dépend de la catégorie d’alcool utilisée mais pas des quantités des réactifs.
Pour accélérer la vitesse, on peut : augmenter la température et/ou ajouter un catalyseur.
Pour améliorer le rendement on peut : ne pas travailler dans les conditions stœchiométriques et/ou éliminer au
fur et à mesure un des produits formé (l’eau généralement).
3-Synthèse du savon :
Saponification : réaction entre un ester et des ions hydroxydes (réaction lente et totale) :
R-COO-R’ + HO- = R-COO- + R’-OH
Corps gras : corps constitués de triglycérides (triesters de glycérol et d’acides gras).
Savon : produit de la saponification d’un corps gras. Se nomme aussi carboxylate de sodium/potassium. espèce
basique (pH = 9). Espèce active : R-COO- (ion carboxylate). Schéma :
Chaine hydrophobe-lipophile
Chaine hydrophile-lipophobe
Synthèse du savon :
Relargage : opération qui consiste à saler l’eau pour séparer deux espèces chimiques dont l’une est insoluble dans
l’eau salée.