Ch 5 chimie temps et evolution chimique

TS Partie 2 : comprendre
Chimie
Chapitre 5 chimie
Temps et évolution chimique
ème
Pré requis : 4
et 1
Compétences :





ère
S réactif, produit, réactif limitant, avancement
Mettre en œuvre une démarche expérimentale pour suivre dans le temps une synthèse organique par CCM et en estimer la
durée.
Mettre en oeuvre une démarche expérimentale pour mettre en évidence quelques paramètres influençant l’évolution temporelle
d’une réaction chimique : concentration, température, solvant.
Déterminer un temps de demi-réaction.
Mettre en oeuvre une démarche expérimentale pour mettre en évidence le rôle d’un catalyseur.
Extraire et exploiter des informations sur la catalyse, notamment en milieu biologique et dans le domaine industriel, pour en
dégager l’intérêt.
I. Rappels sur les réactions chimiques
Une réaction chimique a lieu lorsque la ou les entités de départ (atomes, ions ou molécules) se transforment
pour donner une ou plusieurs autres entités.
Exemple :
Coefficients STOECHIOMETRIQUES
2 NH3 →
CO2 +
CO(NH2)2 +
REACTIFS
(Avant)
H 2O
PRODUITS
(Après)
Une équation chimique doit être équilibrée :

les coefficients stœchiométriques doivent être tels qu’on retrouve toujours autant d’atomes de
chaque élément chimique avant et après la réaction.

En présence d’ions, il faut veiller à ce que la charge totale du côté des réactifs soit égale à la charge
totale du côté des produits.
Exemple :
Fe +
HCl →
Fe2+ +
Cl - +
H2
Le tableau d’avancement
Le tableau d’avancement permet de connaître la quantité de produits formés au cours d’une réaction mais
aussi de savoir si l’un des réactifs n’a pas été introduit en quantité insuffisante (réactif en défaut).
Exemple :
On fait réagir 3 mol de gaz carbonique avec 5 mol d’ammoniac.
Etat du système
Avancement
CO2
initial
x=0
3
5
0
0
intermédiaire
x
3-x
5–2x
0+x
0+x
final
xmax =
Partie II –: Evolution Chimique
+
2 NH3
→ CO(NH2)2 +
H 2O
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Pour trouver l’état final, on résout les équations du côté des réactifs exclusivement :
3 – x = 0  x = 3 mol
5 – 2 x = 0  x = 2,5 mol
La bonne solution est toujours la plus petite, ici : xmax = 2,5 mol
On remplace alors x dans la dernière ligne du tableau et on obtient l’état du milieu réactionnel en fin de
réaction :
xmax = 2,5
final
3 – 2,5 =
0,5 mol
5 – 2×2,5 = 0 + 2,5 =
0 mol
2,5 mol
0 + 2,5 =
2,5 mol
Ainsi cette réaction a produit 2,5 mol d’urée et 2,5 mol d’eau.
Il reste 0,5 mol de gaz carbonique qui n’a pas réagi = réactif en excès.
L’ammoniac est le réactif en défaut.
Exercice :
On brûle 2 mol de butane C4H10 dans 4,5 mol de dioxygène. Il se forme de l’eau et du gaz carbonique.
a) Etablir l’équation bilan de la réaction chimique qui se produit lors de cette combustion.
b) A l’aide d’un tableau d’avancement, déterminer le réactif limitant
c) Déduire du tableau les masses d’eau et de gaz carbonique obtenues.
II. Cinétique chimique
1.
Définitions
La cinétique chimique étudie l’évolution dans le temps des systèmes chimiques. Comment évaluer la durée
d’une réaction chimique ? Peut on modifier cette durée ?
Définition :
Une réaction est dite rapide lorsqu’elle est achevée dès que les réactifs sont mis en contact.
Exemple : explosion, décoloration des ions permanganate au contact des ions fer II.
Définition :
Une réaction est dite lente lorsqu’elle dure de quelques secondes à plusieurs dizaines de minutes.
Exemple : Réaction entre le permanganate de potassium dilué et acidifié et l’acide oxalique (1M), Formation
du diiode par réaction entre l’eau oxygénée et les ions iodure en milieu acide. Formation de la rouille.
2. Suivi temporel d’une réaction chimique et temps de demi-réaction
TP
La durée d’une transformation chimique est la durée entre l’état initial et l’état final d’un système siège d’une
réaction chimique.
Diverses méthodes de suivi : changement de couleur, titrage, CCM….
Partie II –: Evolution Chimique
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Le temps de demi réaction, noté t1/2, est la durée nécessaire pour que l’avancement atteigne la moitié de sa
valeur finale : x = x f /2
Considérons la réaction suivante :
2-
Initial
En cours
Final
S2O8 (aq) + 2I
5
5 -x
0
-
(aq)  I2 (aq) + 2 SO4 (aq)
10
0
0
10-2x x
2x
0
5
10
2-
2-
-
On mélange à l’origine du temps (t0 = 0) 5 mol de S2O8 avec 10 mol de I .
L’évolution du système chimique est alors telle que :
n (mol)
n = f (t)
10
nSO4 25
nI0
0 t1/2
Temps
 Figure 1 :
Evolution du système chimique
On remarque que :
-
La quantité de réactifs diminue de moins en moins vite au fil du temps.
La quantité de produits augmente de moins en moins vite au fil du temps.
La durée de la réaction n’est pas clairement définissable car les courbes sont asymptotiques.
A la date t = t1/2 le réactif limitant a été à moitié consommé.
III. Facteurs cinétiques
TP
Les facteurs cinétiques sont les paramètres susceptibles de modifier la durée d’une transformation
chimique. Les plus courants sont :
 La concentration des réactifs (leur augmentation diminue généralement la durée de la
transformation.
 La température : accélération de la transformation
 Le solvant (il peut favoriser ou non, dépend de la polarité des molécules.
 Etat de surface pour un réactif solide (solide divisé, réaction plus rapide)
 Ajout d’un catalyseur.
Exemple : température
En chimie si réaction s’emballe : trempe
n
80°C
20°C
Temps
 Figure 3
t1/2(80°)
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t1/2(20°)
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IV. La catalyse
TP
Définition :
Un catalyseur est une substance qui accélère une réaction chimique sans apparaître dans l’équation
bilan.

Lorsque le catalyseur est dans le même état physique que les réactifs, on parle de catalyse
HOMOGENE. Dans le cas contraire elle est dite HETEROGENE.

Lorsque le catalyseur est une enzyme (=protéine) on parle de catalyse ENZYMATIQUE.
Remarques :
-
Le catalyseur interagit toujours avec les réactifs. Néanmoins il est toujours présent en début et en fin
de réaction dans le même état physique et en même quantité.
-
Un catalyseur ne peut pas rendre possible une réaction qui sans lui ne se fait pas.
-
Les catalyses enzymatiques sont parmi les plus efficaces. Le catalyseur est alors une protéine dont
le nom finit généralement par « ase ». (ex : amylase salivaire, uréase, …)
Exercice :
On fait réagir du dihydrogène avec de l’éthène (ou éthylène). La réaction forme alors de l’éthane. La quantité
de dihydrogène au cours de cette transformation est indiquée par le graphe ci-contre.
a) Ecrire l’équation bilan de la réaction.
b) Cette réaction est-elle rapide ? Justifier.
c) Quel est le réactif limitant ? Justifier.
d) Déterminer la quantité
chacun des réactifs.
initiale
100
de
e) Déterminer la valeur de l’avancement
maximal.
f)
nH2 (mmol)
Déterminer graphiquement la valeur du
temps de demi-réaction.
80
60
40
20
Temps (s)
0
2
4
6
8
10
12
Doc P264 livre : catalyseur dans l’industrie
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Réponses
1. a. Avantages relevés dans les documents
Document 7 :
- La présence de catalyseur augmente la vitesse d’une réaction donc diminue sa durée, d’où
un gain de temps.
- Une petite quantité de catalyseur est suffisante pour transformer une grande quantité de
produit, d’où un faible coût.
Document 8 :
- Utiliser un catalyseur permet d’éviter un chauffage important et de réduire ainsi le coût
énergétique de la transformation.
b. Un catalyseur est sélectif s’il ne catalyse qu’une réaction parmi les différentes réactions possibles
entre les réactifs introduits. Dans le document 10, on observe que le catalyseur utilisé permet de ne
transformer que l’une des deux fonctions acide carboxylique de l’acide glutamique, celle qui est
proche de la fonction amine.
c. D’après le document 9, les enzymes sont efficaces dans des conditions douces (pH neutre,
température peu élevées) qui sont celles que l’on retrouve dans les organismes vivants.
d. Un catalyseur est régénéré en fin de réaction. Le recycler consiste à le séparer du milieu
réactionnel en fin de réaction pour pouvoir le réutiliser.
2. Faire une recherche
Quelques pistes pour orienter les recherches des élèves :
- Utilisation de la catalyse enzymatique dans l’industrie agroalimentaire (panification,
laiterie).
- Polymérisation Ziegler Natta.
- Craquage des hydrocarbures.
- Synthèse de l’ammoniac.
- Synthèse de l’acide sulfurique.
Ex 9 p273
- . a. On peut choisir xd = 0,50.
- b. Bleu td = 6 min, rouge td = 10 min.
- c. Plus la température  est élevée, plus td est faible : donc la courbe bleue correspond à
 = 30°C et la rouge à  = 20°C.
Ex 12 p273
12. a. Les conditions initiales diffèrent par la concentration initiale en éthène qui est le paramètre
étudié.
b. L’éthène est peu soluble dans l’eau donc même si augmenter sa concentration permet de
diminuer la durée de la transformation, l’industriel sera limité par cette faible solubilité.
c. Il faut réaliser la réaction avec une concentration initiale en dioxygène dissous différentes, toutes
autres choses égales par ailleurs. La concentration en dioxygène aqueux est proportionnelle à la
pression de l’air qui surmonte la solution ; pour la modifier, il faut donc modifier la pression. On
peut par exemple choisir les conditions de l’expérience 3 du tableau ci-dessous.
d. Il faut de nouveau répéter l’expérience en ne modifiant qu’un paramètre (expériences 4 et 5).
e. Il faut une expérience témoin (ici l’expérience 1), puis une expérience par paramètre à tester
(pour chaque expérience, on ne fait varier qu’un seul paramètre par rapport à l’expérience témoin).
Il faut donc k + 1 expériences.
Expérience
1
2
3
4
5
10 bar
10 bar
5 bar
10 bar
10 bar
Pression
Concentration
1,0 mmolL-1
0,1 mmolL-1
1,0 mmolL-1
1,0 mmolL-1 1,0 mmolL-1
initiale en éthène
Concentration
en chlorure de
2,0 mmolL-1
2,0 mmolL-1
2,0 mmolL-1
5,0 mmolL-1 2,0 mmolL-1
palladium
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40°C
40°C
40°C
30°C
concentration
concentration
concentration
Paramètre
initiale en
en chlorure de température
initiale en O2
étudié
éthène
palladium
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------Ex 17 p277
a. Le temps de demi-réaction est la date à laquelle l’avancement est égal à la moitié de
l’avancement maximal, ce qui correspond ici à la date où la concentration en S est égale à la moitié
de sa concentration initiale.
Température
40°C
Concentration
initiale en enzyme
t1/2 (s)
2c
c
0,5c
0,15
0,3
0,6
b. Plus la concentration initiale en enzyme est importante, plus le temps de demi-réaction est court.
c. Le rôle catalytique de l’enzyme est interprété par la formation d’une espèce intermédiaire appelée
complexe enzyme-substrat qui s’établit par formation de liaisons faibles entre le substrat (ici le
saccharose) et l’enzyme. La réaction est d’autant plus rapide que de nombreuses molécules
d’enzyme sont présentes pour accueillir les molécules de substrat.
Exemples de liens Internet :
http://highered.mcgrawhill.com/sites/0072507470/student_view0/chapter25/animation__enzyme_action_and_the_hydrolys
is_of_sucrose.html,
http://chimie.scola.ac-paris.fr/sitedechimie/chi_orga/bioorga/enzymes.htm)
20. Deux grandeurs sont proportionnelles si leur quotient est constant. Deux grandeurs sont
inversement proportionnelles si leur produit est constant.
Pour la réaction 1
= 130
= 128,8
= 129
On peut considérer que ce quotient est constant, donc t1/2 est proportionnel à c0.
La dernière valeur t1/2 du tableau (en s) doit vérifier
= 129 ; d’où t1/2 = 26 s.
Pour la réaction 2
10  8,4 = 84
20  4,2 = 84
50  1,7 = 85
On peut considérer que ce produit est constant, donc t1/2 est inversement proportionnel à c0.
La dernière valeur t1/2 du tableau (en s) doit vérifier t1/2  0,2 = 84 d’où t1/2 = 420 s.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------27. 1. a. Le diiode donne une couleur jaune à la solution (en réalité le diiode est dissous dans une
solution d’iodure de potassium afin d’augmenter sa solubilité, c’est l’ion triiodure I3- qui donne sa
couleur jaune à la solution). On peut donc suivre l’évolution de la concentration en I2 en mesurant
l’absorbance, qui lui, est proportionnelle.
b. Il faut réaliser le spectre de la solution et déterminer la longueur d’onde pour laquelle
l’absorbance est maximale. On se place ensuite à cette longueur d’onde pour réaliser les mesures.
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2. a. Les échantillons de volume V = 5,0 mL seront prélevés à l’aide d’une pipette jaugée de 5,0
mL. L’échantillon de volume Va sera mesuré à l’aide d’une burette (qui permet d’introduire
facilement et précisément des échantillons de volume variable entre 2,0 et 10,0 mL). Enfin, le
volume Ve d’eau distillée sera mesuré à l’aide d’une éprouvette graduée de 50 mL.
b. Matériel :
- spectrophotomètre
- cuves
- 2 pipettes jaugées de 5,0 mL
- 1 burette graduée et son support
- 1 éprouvette graduée de 50 mL
- 4 béchers de 100 mL
- 1 agitateur magnétique
- 1 barreau magnétique
3. a. Le volume d’eau est choisi de sorte que le volume total soit toujours égal à 50 mL pour toutes
les expériences. Ainsi, les concentrations initiales en propanone et en diiode seront toujours égales,
seule la concentration en acide chlorhydrique variera.
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