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document prof sur l'aspect quantitatif de l'équilibre chimique FINAL Joine

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Mode de lecture du document
Lorsqu’il s’agit d’une indication pour moi en tant qu’enseignante (la plupart du temps des
questions que je pose oralement), le texte est dans une police différente, encadré et dispose
à sa gauche du dessin d’un enseignant :
Petite remarque ou question de ma part
En orange se trouvent les réponses aux questions que les élèves devront compléter dans leurs
notes.
Dans les résolutions d’exercices, les données sont soulignées dans le tableau. En classe,
j’utiliserai des couleurs différentes au tableau.
Un triangle « microscopique-macroscopique-symbolique » est utilisé lors des changements de
partie de cours afin que les élèves sachent à quel niveau nous nous trouvons.
1
L’équilibre chimique : approche quantitative
1) Introduction : Rappels et mise au point
Fait oralement et au tableau
Quels types de réactions avons-nous déjà vues ?
Définissez une réaction incomplète
À quoi ressemblerait un graphique du nombre de moles de réactifs en fonction du
temps pour une réaction incomplète ?
Est-ce pour cela que plus rien ne se passe dans le récipient où se trouvent les réactifs
et produits ? Qu’est ce qui caractérise ce type de réaction ?
Comment prévoir qu’une réaction sera équilibrée ?
Un système équilibré signifie-t-il qu’il y a la même quantité de réactifs que de
produits ?
Il existe des réactions qui sont dites complètes, incomplètes et impossibles.
Au cours d’une réaction incomplète, aucun réactif ne réagit complètement. Le
nombre de moles de réactifs au cours du temps n’atteindra donc jamais une valeur
nulle :
de boeck
Ces réactions incomplètes sont aussi appelées des réactions à l’équilibre :
- Les propriétés macroscopiques restent constantes
- Pour rester à l’équilibre, le système doit être isolé
- En réalité, microscopiquement, deux réactions inverses se déroulent à
vitesse égale. C’est pourquoi on appelle ce système un « système chimique
à l’état d’équilibre dynamique »
Rappel de la vidéo au niveau microscopique
introducing-chemical-equilibrium-englishgood.mp4
Deux facteurs permettent de déterminer le type de réaction :
de boeck
2
Un système équilibré signifie-t-il qu’il y a la même quantité de réactifs que de
produits ?
Voici une métaphore intéressante :
http://sciences-chouvin.jimdo.com/ts-ancien/chimie/chimie-5-l-équilibre-chimique/
Deux îles sont séparées par un pont. Le nombre de voitures sur un même temps qui
part de Clio pour aller vers Calipso est égal au nombre de voitures qui part de Calipso
pour aller vers Clio. (La vitesse de départ de Clio vers Calipso est donc la même que
celle des départ de Calipso vers Clio)
Y-a-t-il bien un état d’équilibre ? Oui
Cet équilibre est-il dynamique ? Oui, les voitures vont dans les deux sens
Cela signifie-t-il pour autant que le nombre de voitures sur chaque île est le même ?
Non, il peut y avoir plus de voitures à Clio par exemple. Mais ce nombre restera
constant car le nombre de voitures qui part de Clio est égal au nombre de voitures
qui arrive à Clio.
3
2) Mise en situation : l’hémoglobine
Idée issue de « http://www.enseignons.be/upload/secondaire/chimie/chimie-5e-1h-equilibre-reactionnel-versioneleve.doc » et « testmonlab.weebly.com/uploads/8/4/3/5/.../chapitre_3_preuve_2_sol.pdf ».
http://nanotechnologies.tpe.free.fr/nanorobots.html
Lorsque nous respirons, l’oxygène entre dans nos poumons et passe dans les capillaires afin de rentrer
en contact avec les globules rouges du sang. Ces globules rouges contiennent de l’hémoglobine (Hb)
qui va réagir avec cet oxygène (O2) pour le fixer selon cette réaction :
Hb + O2 → HbO2
(En réalité, l’hémoglobine peut charger 4 oxygènes)
Question : L’équation est-elle pondérée correctement ? « Oui »
Lorsque l’hémoglobine chargée en oxygène arrive au niveau des tissus, elle va donner à ceux-ci son
oxygène selon la réaction :
HbO2 → Hb + O2
Nous voyons ainsi que la réaction de l’oxygène avec l’hémoglobine est une réaction réversible.
Le système hémoglobine-oxygène est en réalité un système à l’équilibre :
Que signifient les deux flèches de même longueur mais de sens différent ?
Cela signifie que les deux réactions se déroulent en même temps, dans des sens
opposés et à la même vitesse. La réaction HbO2 → Hb + O2 se fait à la même vitesse
que la réaction Hb + O2→ HbO2
Pourquoi dans ce cas, la réaction vers la formation de HbO 2 semble se faire
préférentiellement dans les poumons et inversement dans les tissus ?
4
 Situation 1 : dans les poumons
Modifié à partir de : http://fr.dreamstime.com/photos-libres-de-droits-structure-d-h%C3%A9moglobine-humaine-image34873928
Lorsque les globules rouges arrivent au niveau des poumons qui sont chargés en oxygène,
l’équilibre réagit à l’augmentation du réactif et se déplace alors vers la droite, c’est-à-dire que
l’hémoglobine va réagir avec l’oxygène pour former HbO2. C’est ainsi que l’oxygène est fixé sur
les globules rouges.
testmonlab.weebly.com/uploads/8/4/3/5/.../chapitre_3_preuve_2_sol.pdf
 Situation 2 : dans les tissus
http://doc.doc.pagesperso-orange.fr/physio.htm
Les tissus sont des zones pauvres en oxygène puisqu’ils l’ont utilisé. L’équilibre réagit à la
diminution de la concentration en un réactif, l’oxygène et se déplace vers la gauche c’est-àdire vers la transformation de l’hémoglobine chargée en oxygène (HbO2) en Hb + O2. C’est ainsi
que les tissus reçoivent l’oxygène dont ils ont besoin.
testmonlab.weebly.com/uploads/8/4/3/5/.../chapitre_3_preuve_2_sol.pdf
5
=> La réaction tente en réalité de maintenir un équilibre. Si la concentration d’un réactif (ou d’un
produit) est modifiée, la réaction va évoluer afin de retrouver son état d’équilibre. Elle va soit favoriser
la réaction de formation de HbO2, soit favoriser la réaction de formation de Hb + O2.
Nous avons défini l’état d’équilibre dynamique comme :
- Un état où les réactions directe et indirecte se font à la même vitesse
- Nous avons également démontré par une petite métaphore que la quantité de réactifs ne
devait pas être la même que la quantité de produits.
Le système pourrait donc maintenir son équilibre selon cette définition, en continuant de maintenir la
vitesse d’une réaction égale à la vitesse de la réaction inverse. Pourquoi ne le fait-il pas à votre avis ?
Pourquoi favorise-t-il d’abord la formation de produits avant de retrouver un état d’équilibre lorsque
la concentration en O2 augmente ? Qu’est-ce que ce système tente de maintenir ?
Cela doit amener ici l’idée qu’il leur manque une partie de la définition d’une réaction
à l’équilibre dynamique. Ils doivent arriver à l’idée d’une proportion constante de
réactifs et de produits, donc si un réactif augmente ou diminue, il faudra ajuster les
valeurs des produits ou des réactifs. Leur dire alors que nous allons étudier cette
proportionnalité.
Il s’agit d’un exemple de biochimie assez complexe. Nous allons étudier ce phénomène de plus près
afin de mieux comprendre cet exemple.
6
3) Aspect quantitatif de l’équilibre chimique (issu du de boeck)
a. La constante d’équilibre Kc : La loi de Guldberg et Waage
Deux chimistes, Guldberg et Waage, ont cherché une loi qui pouvait caractériser un état d’équilibre.
Ils ont ainsi trouvé ceci :
o
Pour une réaction à l’équilibre du type :
aA + bB ⇌ mM + nN
Il existe une loi reliant les concentrations à l’équilibre des espèces en présence :
𝐾𝑐 =
o
[𝑀]𝑚 .[𝑁]𝑛
[𝐴]𝑎 .[𝐵]𝑏
= constante
Caractéristiques générales :
les concentrations des produits à l’état d’équilibre
 Au numérateur se trouvent …………………………………………………………………………………………….
les concentrations des réactifs à l’état d’équilibre
 Au dénominateur se trouvent ………………………………………………………………………………………...
coefficient stœchiométrique du produit ou du réactif
 L’exposant de chaque concentration correspond au …………………………………………………………
 La concentration d’un solide n’apparaitra pas dans la formule, en effet :
Pour cette équation : AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
On peut exprimer la concentration en AgCl (s) comme suit :
𝑚(𝑔)
𝑔
n(mol) 𝑀 ( 𝐿 )
𝑚 (𝑔)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑖𝑞𝑢𝑒 𝑑𝑢 𝑠𝑜𝑙𝑖𝑑𝑒
[AgCl] =
=
=
=
= 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒
𝑔
𝑉 (𝐿)
𝑉 (𝐿)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑖𝑟𝑒
𝑉 (𝐿). 𝑀 ( 𝐿 )
Le Kc de cette réaction s’écrira donc : Kc = [Ag+].[Cl-]
J’insisterai bien ici sur le fait qu’il s’agit des concentrations à l’équilibre. Je peux leur
demander de le mettre en fluo.
o
Caractéristiques du Kc :
 Pour chaque système chimique à l’état d’équilibre existe un Kc particulier
 Quelles que soient les concentrations initiales en réactifs, le Kc reste le même
 Le Kc va varier en fonction de la température
 Le Kc n’a pas d’unité
7
o
Information donnée par le Kc :
Le Kc va nous permettre de déterminer quelle quantité de produits est formée à partir d’une
certaine quantité de réactifs, au moment de l’équilibre
Le Kc nous donne une information sur le degré d’avancement de la réaction
élevée
→ « plus le Kc est élevé, plus la proportion de produits formés par rapport aux réactifs est …………..,
complète
et plus la réaction tend à être …………………………….
→ plus le Kc est faible, plus la proportion de produits formés par rapport aux réactifs est
impossible
faible
………………….
et plus la réaction tend à être ………………………….
» (de boeck)
Faire compléter les trous ci-dessus puis construire avec eux les trois graphiques
suivants en faisant le parallèle avec la formule mathématique du Kc : si le Kc est
petit, c’est que la proportion de réactifs qui sont au dénominateur est importante par
rapport à la formation des produits au numérateur et inversément. Autrement dit,
plus la concentration en produits augmente, plus le Kc augmente puisque la
concentration des produits est au numérateur.
Cela leur permettra de s’approprier déjà un peu le Kc.
Remarque : dans le de boeck, pour un Kc faible, ils disent que la réaction tend vers
une réaction incomplète. Je préfère dire que ça tend vers un réaction impossible pour
opposer à la réaction complète et au Kc élevé.
Représente sous forme de graphiques, les quantités de réactifs par rapport aux produits
lorsque :
- Kc >>>1
- Kc ≈ 1
- Kc <<< 1
Repris d’un diaporama disponible sur https://prezi.com/dolqpudv55ad/module-4-chap-12-lequilibre-chimique/
8
b. Calcul du Kc à partir des concentrations (de boeck)
Sans avoir l’entièreté des concentrations des réactifs et des produits au moment de l’équilibre, il est
possible de retrouver la constante d’équilibre Kc.
Prenons un exemple :
H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g)
À 458° C, un ballon de 2,0 L contient, avant réaction, 1,0 mol de dihydrogène gazeux et 1,0 mol de
diiode gazeux. À l’équilibre, il reste 0,22 mol de chaque réactif qui n’a pas réagi.
Quelle est la constante Kc de cette réaction ?
De quelles données ai-je besoin pour trouver mon Kc ? En d’autres mots, quelle est la
formule du Kc ? (Laisser cette formule sur un coin du tableau)
V de 2 L
H2 (g)
Coefficient
stœchiométrique
Nombre de moles
initial ni
Nombre de moles qui
réagissent et
apparaissent nr
Nombre de moles à
l’équilibre = neq
Concentration à
𝑛𝑒𝑞
l’équilibre = 𝑉
+
I2 (g)
⇌
2 HI (g)
1
1
2
1,0 mol
1,0 mol
0 mol
1,0 – 0,22 =
- 0,78 mol
1,0 – 0,22 =
- 0,78 mol
0,78 * 2 =
+ 1,56
0,22 mol
0,22 mol
1,56 mol
0,22
= 0,11 𝑀
2
0,22
= 0,11 𝑀
2
1,56
= 0,78 𝑀
2
Je leur montre d’abord les différentes parties du tableau de résolution de ce genre
d’exercice.
Je leur fais remplir le tableau avec les données disponibles dans l’énoncé en leur faisant
décortiquer l’énoncé « vous avez ceci dans l’énoncé, à quoi cela correspond-il ? Où
pouvons-nous mettre cette information dans le tableau ? » (V ; coefficients
stœchiométriques, ni, neq des réactifs)
« Que pouvons-nous compléter en premier sur base de ces données ? » (nr des réactifs)
« Ok, nous avons maintenant le nombre de moles qui réagissent pour H 2 et I2. Comment
pouvons-nous trouver le nr de HI ? À quel paramètre devons-nous faire attention ? » (Au
coefficient stœchiométrique)
« Quel est le neq de HI ? »
« Dans votre tableau se trouve la formule de la concentration à l’équilibre, vous pouvez
maintenant appliquer la formule. Quelles données utilisez-vous ? » « Pourquoi
utilisons-nous le nombre de moles à l’équilibre et pas le nombre de moles qui
réagissent ? » (Cela me permet d’enfoncer encore un peu plus le clou pour la
compréhension d’une réaction équilibrée et du Kc).
9
« Pouvons-nous maintenant trouver le Kc ? »
=>Kc =
[HI]2
[H2 ].[I2 ]
0,782
= 0,11.0,11 = 50,28
Utiliser la formule générale du Kc et leur demander de remplacer progressivement
chaque terme par les éléments de l’équation de la réaction chimique
Une fois le résultat obtenu, les faire réfléchir :
- Comment est la proportion des produits par rapport aux réactifs ?
- L’équilibre est-il déplacé vers la gauche, la droite ou aucun des deux ?
- La réaction va-t-elle vers une réaction complète ou va-t-elle plutôt vers une réaction
impossible ?
c. Calcul des concentrations à l’équilibre à partir du Kc et du nombre de moles
initial d’un ou plusieurs réactifs (de boeck)
Soit la réaction suivante, à 250°C :
PCl5 (g) ⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g)
À cette température de 250°C, tous nos composés sont gazeux et sont contenus dans un ballon de
volume 500 mL.
Quelles sont les concentrations à l’équilibre si la constante d’équilibre de cette réaction, à 250°C, est de
0,040 et que le nombre de moles initial de PCl5 est de 0,10 mol
Utiliser la même méthode de résolution progressive par les élèves que pour l’exemple
précédent.
« Quelles sont les données disponibles ? » (V ; T° ; Kc ; coefficients stœchiométriques ;
n i)
« Connaissons-nous ici le nr ? » Expliquer que nous allons le remplacer par « x ».
« À quoi correspond alors le neq?
« Quelles seront les concentrations à l’équilibre ? Comment les noter ? »
« Que pouvons-nous faire maintenant ? Quelle donnée pourrait nous aider ? ». Ils doivent
dire le Kc
10
V de 500mL
250°C
Kc = 0,040
Coefficient
stœchiométrique
ni
nr
neq
Concentration à
𝑛𝑒𝑞
l’équilibre =
𝑉
 Kc =
⇌
PCl5 (g)
PCl3 (g)
+
Cl2 (g)
1
1
1
0,10 mol
-x
0,10 - x
0,10 − 𝑥
0,500
0 mol
+x
0+x
0 mol
+x
0+x
𝑥
0,500
𝑥
0,500
[𝑃𝐶𝑙3 ][𝐶𝑙2 ]
[𝑃𝐶𝑙5 ]
𝑥
𝑥
.
0,500 0,500
0,10−𝑥
0,500
=0,040
= 0,040
2x2 + 0,040x – 0,004 = 0
 Il s’agit d’une équation du second degré
Il est utile de réaliser ici un bref rappel des équations du second degré, c’est-à-dire de ce
type :
ax2 + bx + c (avec un a non nul)
1. Calculer le discriminant Δ qui vaut b2 – 4ac
2. 3 situations se posent alors :
a. Δ < 0 : il n’y a pas de solution
−𝒃
𝟐𝒂
b. Δ = 0 : il y a une seule solution :
𝒙=
c. Δ > 0 : il y a deux solutions :
𝒙𝟏 =
−𝒃−√𝚫
𝟐𝒂
𝒙𝟐 =
−𝒃+√𝚫
𝟐𝒂
 Δ = 0,0402 – 4*2*(-0,004) = 0,0336
𝑥1 =
−0,04 − √0,0336
= −0,056
2∗2
𝑥2 =
−0,04 + √0,0336
= 0,036
2∗2
11
 Lorsque tu trouves deux valeurs de x possibles, une seule des deux solutions est valable : il faut
prendre celle qui est positive et plus petite que le nombre de moles initial.
Il s’agit là d’un point sur lequel je vais insister en disant qu’il s’agit d’une bonne
manière de vérifier ses calculs. Si on ne peut exclure une des deux réponses, alors c’est
qu’une erreur de calcul s’est produite.
0,036 moles
 Nombre de moles qui réagissent : ………………………………..
0,10−𝑥
=
0,10−0,036
= 0,128 M
0,500
0,500
 [PCl5] à l’équilibre = ……………………………………………………
0,036/0,500 = 0,072 M
 [PCl3] à l’équilibre = ……………………………………………………
12
4) Mise en pratique de la constante d’équilibre
Ce laboratoire se déroulera dans un local de l’UCL après réservation auprès de science
infuse
Nous allons maintenant réaliser un laboratoire permettant de mettre en évidence la constante
d’équilibre Kc.
a. Mise en garde
-
Attention, comme pour tout laboratoire, le port d’un tablier et de lunettes est obligatoire.
http://fr.123rf.com/photo_28524522_medecin-de-bande-dessinee-portant-des-lunettes-de-securite-et-une-blouse-de-laboratoire.html
-
Mettre des gants lors de toute manipulation de produits chimiques
Porter des chaussures fermées ainsi qu’un pantalon pour protéger votre peau (pas de short ni
de bas)
Les cheveux longs doivent être attachés
Toute manipulation s’effectue debout devant la paillasse
Ne prendre que le strict nécessaire sur la paillasse : ranger les sacs au fond de la salle où ils
n’encombrent pas le passage
Ne jamais pipeter avec la bouche : utiliser une pipette avec une poire (ou une propipette).
Toujours reboucher un flacon après usage
Ne jamais essayer de reconnaître un produit à son odeur
Ne jamais prélever le produit dans le flacon du laboratoire : le verser d’abord dans un berlin
Il est interdit de manger ou boire pendant les manipulations : aucun aliment n’est toléré dans
le laboratoire
Il est interdit de fumer
Avant d’éliminer une solution, toujours demander au professeur si cette dernière doit être
versée dans un des bidons de récupération ou bien si elle peut être jetée dans l’évier
En fin de séance, le nettoyage et le rangement du matériel utilisé pendant la manipulation est
obligatoire
Bien se laver les mains en fin de séance
(Librement inspiré du rapport de groupe réalisé sur la saponification)
13
b. Introduction
(TP
notes
de
« https://fr.wikipedia.org/wiki/Dosage_colorim%C3%A9trique »
cours
et
La réaction suivante va être utilisée au cours de ce laboratoire :
Fe+++ + SCN- ⇌ FeSCN ++
Les objectifs de cette manipulation sont de :
-
déterminer la constante d’équilibre de cette réaction à une température donnée, pour
différentes concentrations de départ
déterminer les différentes constantes d’équilibre à différentes températures
visualiser l’effet d’une variation de concentration ou de température sur l’équilibre de la
réaction
En réalité, ce laboratoire me permet de mettre en évidence l’aspect constant du Kc, à une
température donnée, pour différentes concentrations. Cela me permet également de
montrer que le Kc varie avec la température comme il a été vu dans la théorie préalable.
De plus, j’introduis le principe de le Chatelier avec des variations de concentration et de
température.
Pour ce faire, nous allons faire réagir ensemble dans des tubes différents, différents volumes de KSCN
de concentration connue avec différents volumes de Fe3+ de concentration connue (Le KSCN se dissocie
en K+ et SCN-). Nous mesurerons ensuite la concentration du FeSCN ++ par colorimétrie. De plus, nous
prendrons différents échantillons d’un même mélange et nous les mettrons à différentes
températures avant de mesurer la concentration en FeSCN ++, toujours par colorimétrie.
Remarque : Attention, la réaction choisie est une réaction de complexation. La constante d’équilibre
sera ici appelée Kf (« f » pour « formation »). Elle répond à la même formule que le Kc. Cette réaction
illustre bien la théorie précédente, c’est pourquoi elle a été choisie.
Leur dire « Nous n’entrerons pas dans la théorie spécifique à ce genre de réaction. Vous
la verrez si vous poursuivez des études en Chimie »
14
c. La colorimétrie
La colorimétrie permet de déterminer la concentration d’un élément coloré dans une solution. La
donnée fournie par l’appareil de mesure, le colorimètre, est nommée « l’absorbance ». La loi de
Lambert-Beer va ensuite permettre de calculer la concentration (dans le cas où l’intensité de la
coloration est proportionnelle à la concentration) :
Où A = l’absorbance de la solution (pas d’unité)
ε : coefficient d'extinction molaire en L/(mol×cm)
à 18°C : 2792 L/mol.cm
à 39°C : 2378 L/mol.cm
à 0°C : 3139 L/mol.cm
l= la longueur en cm de la cuvette traversée par la lumière (1 cm)
C = la concentration molaire en mol/L
Réécris cette formule en fonction de la concentration et en remplaçant les termes par les valeurs dont
tu disposes déjà, pour une température de 18°C :
C=
C=
A
Ɛ∗l
A
2792 ∗ 1
Plus l’intensité de la coloration est importante, plus l’absorbance augmente, c’est-à-dire que la lumière
a plus de mal à traverser l’échantillon.
Je peux ici faire un parallèle avec un verre de menthe à l’eau qui est de plus en plus foncé
au fur et à mesure que l’on rajoute de la menthe. Je peux éventuellement amener de la
menthe et leur faire faire la menthe à l’eau.
La mesure d’absorbance mesure donc en réalité la quantité de lumière absorbée par notre échantillon.
Elle doit se faire à une longueur d’onde particulière, ici 450nm. Il s’agit de la longueur d’onde à laquelle
ce sera essentiellement l’ion FeSCN++ qui absorbera la lumière.
Leur montrer ici le site https://phet.colorado.edu/sims/html/beers-law-lab/latest/beerslaw-lab_fr.html et montrer que plus la concentration dans la cuvette augmente, plus
l’intensité du faisceau lumineux sortant est faible. L’absorbance augmente alors. Et
inversement. Je fais aussi le lien avec l’exemple de la menthe à l’eau.
15
d. Les blancs
Attention, avant la mesure de l’absorbance de chaque tube contenant les réactifs et le FeSCN++, il faut
mesurer l’absorbance d’un « blanc ». Le blanc est un tube dans lequel il n’y a pas l’élément dont nous
recherchons la concentration. Dans notre cas, le réactif KSCN ne sera pas ajouté et sera remplacé par
de l’eau distillée. L’absorbance de cet échantillon blanc sera alors mise à 0 dans le colorimètre.
Éventuellement expliquer que, tout d’abord, le Fe+++ a une certaine couleur donc qu’il
va avoir une certaine absorbance qu’il faudra retirer de la valeur totale (lorsque les
réactifs et produits sont tous présents) afin de n’avoir que la valeur d’absorbance de
notre composé FeSCN++, et, ensuite, que la cuvette peut également absorber une partie
de la lumière, il faut donc retirer cette valeur des mesures de l’absorbance de notre
élément.
Rappeler néanmoins que la longueur d’onde choisie permet de ne mesurer pratiquement
que l’absorbance du FeSCN++.
En mettant 0 à l’appareil lorsqu’on lui donne un blanc, on lui donne la directive en
quelque sorte de ne pas prendre en compte ce qu’il y a dans ce blanc.
e. Matériel et méthode
Matériel :
-
Un colorimètre
Des cuvettes de 1 cm de large
Des pipettes
Des tubes à essais et des supports
Des marqueurs
Produits :
-
KSCN 2.10-3 M
Solution aqueuse de Fe3+ 0,02 M contenant du H2SO4
J’aurai ici préalablement préparé cette solution moi-même afin d’éviter une étape
supplémentaire lors de ce laboratoire. (L’ajout du H2SO4 permet d’éviter que l’hydroxyde
Fe(OH)3 formé dans l’eau ne précipite). Cela permet aux élèves de ne se concentrer que
sur les manipulations concernant le Kc et évite de les faire manipuler de l’acide
sulfurique.
f.
Calculs préalables
Si les tubes dont nous voulons mesurer la concentration en FeSCN ++ sont préparés comme suit :
Tube
1
2
3
4
Vsol.KSCN 2.10-3 M
4 ml
3 ml
2 ml
1 ml
Vsol.Fe3+ 0,02 M
1 ml
2 ml
3 ml
4 ml
V eau distillée
5 ml
5 ml
5 ml
5 ml
16
10 ml
 Le volume sera donc toujours de …………….
Quelle quantité de Fe3+ et d’eau distillée allez-vous mettre dans chacun des tubes blancs ?
Tube
Blc 1
Blc 2
Blc 3
Blc 4
Vsol.Fe3+ 0,02 M
1 ml
2 ml
3 ml
4 ml
V eau distillée
9 ml
8 ml
7 ml
6 ml
Question : Pourquoi ne met-on pas de KSCN dans les blancs ?
→Afin de n’avoir que le Fe3+ et la cuvette pour pouvoir retirer leur absorbance de la valeur
lorsque je ferai la réaction équilibrée. Si j’ajoutais le KSCN dans les blancs, la réaction
aurait lieu.
Question : Pourquoi ne pas faire un blanc avec du KSCN seul ? Puisqu’il sera également
présent dans le mélange de la réaction équilibrée et que nous ne souhaitons pas avoir
son absorbance.
→le KSCN est transparent, il n’absorbera donc pas la lumière.
Insister ici sur le fait qu’il ne s’agit pas là de l’aspect le plus important de la
manipulation. Je suis contente s’ils comprennent que l’on s’arrange pour ne mesurer
que l’absorbance du FeSCN++ afin de pouvoir trouver sa concentration.
g. Mode opératoire
i.
Réalisation des tubes contenant les solutions où la réaction Fe+++ + SCN- ⇌ FeSCN ++ aura lieu
À l’aide d’une pipette graduée de 10 ml, préparer les tubes à essais déposés sur un support
adapté comme décrit dans le tableau ci plus haut
http://sciencesphysiques.e-monsite.com/pages/tube-a-essai.html
http://www.verrerie-villeurbannaise.com/fr/pipettesgraduees/1091-pipettes-5-ml-graduees.html
Homogénéiser
Bien annoter les tubes à essais !
17
ii.
Réalisation des blancs
De la même manière que pour les tubes précédents, réaliser les tubes de blancs suivant le tableau ci
plus haut
Homogénéiser
Annoter également ces tubes à essais : Blc 1 ; Blc 2 ; Blc 3 ; Blc 4
iii.
Mesures au colorimètre
http://physique-chimie.gjn.cz/spip.php?article117
mass-spectrometer
-
-
-
modifié à partir de : http://fr.slideshare.net/prachann/colorimeter-and-spectrophotometer-
Régler la longueur d’onde du colorimètre à 450 nm (fait par le professeur)
Réaliser le réglage du blanc 1. Pour ce faire, déposer une partie du tube à essai 1 dans une
cuvette de 1 cm de large allant au colorimètre. Veiller à ne pas déposer vos doigts sur les
bords lisses de la cuvette.
Déposer la cuvette dans le colorimètre en veillant à placer les bords sans stries dans le sens
de la lumière et toujours sans y apposer vos doigts.
Appuyer sur 0 afin d’indiquer à l’appareil que cet échantillon correspond à 0 d’absorbance
Réaliser la mesure de l’absorbance du tube 1 en déposant une partie du tube 1 dans une
nouvelle cuvette de 1 cm de large, toujours sans y apposer vos doigts. Mettre ensuite cette
cuvette dans le colorimètre en veillant à placer les bords sans stries dans le sens de la lumière
et à ne pas toucher les bords lisses de la cuvette.
Réaliser le réglage pour le blanc 2 comme décrit pour le blanc 1 en veillant à utiliser une
nouvelle cuvette
Réaliser la mesure du tube 2
Continuer cet enchainement jusqu’au tube 4
Je choisis ici afin d’avoir suffisamment de volume pour les différentes températures,
d’utiliser des cuvettes jetables afin de ne pas effectuer de rinçage. (3ml par cuvette, j’ai
10 ml : 3 ml à 18°C ; 3 ml à 0°C ; 3 ml à 40°C)
18
iv.
Variation de température
Votre professeur aura pris soin de mettre 4 cuvettes des tubes 1 à 4 à 0°C dans de la glace et 4 autres
cuvettes des tubes 1 à 4, recouverts de parafilm, à l’étuve à 40°C.
Le professeur effectue les mesures de l’absorbance au colorimètre devant vous, en veillant à toujours
utiliser le blanc correspondant avant la mesure du tube.
Observations visuelles :
- noter la couleur des réactifs seuls
- pour le tube 1 : noter la couleur du mélange à 18°C, à 0°C puis à 40°C
- noter les valeurs d’absorbance pour les différents tubes
v.
Variation de concentration
Refaire un mélange d’un des tubes 1 à 4 au choix. Observer la couleur. Ajouter ensuite de la solution
de KSCN ou de Fe3+.
Qu’observez-vous au niveau de la couleur de votre mélange lorsque des réactifs sont ajoutés ?
Je choisis ici pour l’effet de la concentration de ne pas me baser sur les tableaux. En effet,
dans ceux-ci, les quantités des deux réactifs changent, quand l’un augmente, l’autre
diminue. Je ne trouve pas cela assez parlant. Je les exploiterai uniquement concernant
l’aspect constant du Kc quelles que soient les quantités de réactifs.
h. Rapport
1. Remplissez le tableau suivant :
Détaillez vos calculs pour un des tubes à une des températures
Tube
C
Fe3+(M)
CSCN(M)
1
2
3
4
Tube
1
2
3
4
T (°C) A
[FeSCN++]
(M)
[Fe+++]
(M)
[SCN-]
(M)
Kf
18
18
18
18
C
Fe3+(M)
CSCN(M)
T (°C)
A
[FeSCN++]
(M)
[Fe+++]
(M)
[SCN-]
(M)
Kf
0
0
0
0
19
Tube
CSCN(M)
C
Fe3+(M)
1
2
3
4
T (°C)
[FeSCN++]
(M)
A
[Fe+++]
(M)
[SCN-]
(M)
Kf
40
40
40
40
Exemple de calcul pour le tube 1 :
 C Fe 3+
Ci*Vi= Cf*Vf
Cf = (0,02*1)/10 = 0,002 M
 C SCNCi*Vi= Cf*Vf
Cf = (0,002*4)/10 = 8.10-4 M
 Nous pouvons ensuite écrire toutes les données et les inconnues pouvant déjà être trouvées
Fe+++
V de 0,010 L
Coefficient
stœchiométrique
Nombre de moles
initial ni
Nombre de moles qui
réagissent et
apparaissent nr
Nombre de moles à
l’équilibre = neq
Concentration à
𝑛𝑒𝑞
l’équilibre =
SCN-
+
FeSCN ++
⇌
1
1
1
n = C *V
n= 2.10-3 * 0,010
= 2.10-5 moles
-x
n = 8.10-4*0,010
= 8.10-6 moles
0
-x
+x
2.10-5 - x
8.10-6 - x
x
(2.10-5 – x)/0,010
(8.10-6 – x)/0,010
x/0,010
𝑉
 Si l’absorbance est de 0,414
[FeSCN + +] =
[FeSCN + +] =
=> [FeSCN + +]
𝐴
Ɛ∗𝑙
0,414
2792∗1
=
= 1,48.10-4 M
𝑥
0,010
=
1,48. 10−4
=> x = 1,48.10 − 4 ∗ 0,010 = 1.48. 10−6
=> Nous avons donc le neq de FeSCN++, qui est aussi le nr
20
 En remplaçant les « x » dans le tableau, nous retrouvons les neq de Fe3+ et SCN-.
 À partir des neq et du volume, il est possible de retrouver les concentrations à l’équivalence de
tous les composés de l’équation
V de 0,010 L
Coefficient
stœchiométrique
Nombre de moles
initial ni
Nombre de moles qui
réagissent et
apparaissent nr
Nombre de moles à
l’équilibre = neq
Concentration à
𝑛𝑒𝑞
l’équilibre = 𝑉
Fe+++
+
1
SCN1
FeSCN ++
⇌
1
n = C *V
n= 2.10-2 * 0,001
= 2.10-5 moles
-x
n = 2.10-3*0,004
= 8.10-6 moles
0
-x
+x
2.10-5 - 1,48.10-6
= 1,85.10-5
1,85.10-5/0,010
= 1,85.10-3
8.10-6 - 1,48.10-6
= 6,52.10-6
6,52.10-6/0,010
= 6,52.10-4
1,48.10-6
1,48.10-6/0,010
= 1,48.10-4
Le Kf peut enfin être calculé
𝐾𝑓 =
1,48.10 − 4
= 122,7
1,85.10 − 3 ∗ 6,52.10 − 4
Insister ici sur la différence entre le C et [] !
2. Qu’observez-vous et que concluez-vous à la lumière de ces résultats :
- concernant le Kf pour une même température ?
- concernant le Kf pour différentes températures ?
- Pour une même température, le Kf de la réaction tourne toujours autour d’une même valeur, même
si la concentration en réactifs change. Cela confirme notre théorie.
- Le Kf varie avec les températures, comme vu dans la théorie.
Je peux ici les faire quelque peu réfléchir sur les erreurs expérimentales puisque les
valeurs ne seront pas toutes exactement les mêmes.
21
3. Expliquez le cas de l’hémoglobine à la lumière de la théorie et des observations faites au
laboratoire :
- pourquoi la réaction est-elle déplacée vers la droite dans les poumons ?
- pourquoi la réaction est-elle déplacée vers la gauche dans les tissus ?
Établissez un lien avec les caractéristiques du Kf que vous avez mises en évidence.
Situation 1 : dans les poumons
Lorsque l’Hb arrive au niveau des poumons, l’équilibre réagit à l’augmentation de la
concentration en O2, en déplaçant la réaction vers la droite, c’est-à-dire que l’Hb va réagir avec l’O2
pour former du HbO2.
Nous avons vu que la constante d’équilibre ne varie pas même si la concentration d’un réactif
change. Le Kc étant égal à
[𝐻𝑏𝑂2]
, si la concentration en O2, au dénominateur augmente, il va falloir
[𝐻𝑏]∗[𝑂2]
augmenter le numérateur. C’est pourquoi on déplace l’équilibre vers la formation d’HbO2.
Situation 2 : dans les tissus
Lorsque l’HbO2 arrive dans les tissus, l’équilibre réagit à la diminution de la concentration en
O2 puisque celui-ci est consommé par les tissus. Dans ce cas, la réaction est déplacée vers la gauche,
vers le relargage de l’O2.
Ceci se justifie à nouveau par le fait que le Kc ne changeant pas, si le dénominateur diminue, il
va falloir diminuer le numérateur également pour rééquilibrer l’équation. L’O2 est ainsi libéré.
4. Notez vos observations quant à
- la couleur des réactifs seuls,
- la couleur du tube 1 à différentes températures
Le Fe3+ est de couleur jaune
Le SCN- n’a pas de couleur
À 18°C, le mélange a une coloration rouge due au FeSCN2+.
Nous pouvons remarquer qu’à 0°C, la couleur du mélange tend vers le rouge qui est la couleur du
FeSCN2+
Lorsque l’on augmente la température, le mélange tend vers le jaune qui est la couleur du Fe3+.
5. Notez vos observations concernant l’effet d’une augmentation de la quantité d’un réactif sur
la réaction (observation des couleurs). Pourquoi à votre avis ?
Une augmentation de la quantité en réactifs induit une coloration plus rouge donc une augmentation
de la quantité de produits. Probablement car le Kf ne changeant pas, il faut modifier les concentrations
afin de retrouver un Kf adéquat.
22
Les questions 4 et 5 me permettent de démarrer le chapitre suivant sur le principe de Le
Chatelier. En effet, les élèves vont pouvoir se rendre compte que lorsqu’un réactif
augmente, la coloration deviendra plus rouge. Cette observation montre que l’on favorise
dans ce cas la réaction vers la production des produits.
De plus, avec une diminution de température, dans le cas de cette réaction, la réaction
va aller vers une coloration plus rouge. Cette observation montre que la réaction tend
vers la formation des produits. Je peux dire ici que la réaction vers la formation d’HbO 2
est une réaction exothermique. Je peux montrer une réaction équilibrée où la réaction
directe est endothermique et montrer que dans ces cas, c’est la réaction inverse qui est
favorisée si l’on diminue la température.
Je peux à nouveau revenir sur le cas de l’hémoglobine et les faire réfléchir sur l’activité
physique. La température augmentera dans ce cas au niveau des muscles, qui ont
besoin de plus d’O2. La nature étant bien faite, la réaction favorisée par une
augmentation de la température sera la réaction de formation d’O 2 et d’Hb.
23
5) Exercices (de boeck et l’équilibre chimique_exercices de l’école normale catholique du
brabant wallon-haute école léonard de Vinci)
Les exercices à choix multiples peuvent être corrigés à l’aide de Plickers.
1. Écris l’expression correcte du Kc pour les systèmes équilibrés suivants :
a) N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2NH3 (g)
b) Cu (s) + 2 Ag+ (aq) ⇌ Cu2+ (aq) + 2 Ag (s)
2. Quelle est la réaction qui aura le degré d’avancement le plus élevé ? Justifie
a) AgIO3 (s) ⇌ Ag+ (aq) + IO3- (aq)
Kc = 3,1.10-8
b) AgBrO3 (s) ⇌ Ag+ (aq) + BrO3- (aq)
Kc = 5,8.10-5
+
c) AgI(s) ⇌ Ag (aq) + I (aq)
Kc= 1,5.10-16
3. Quelle est l'équation de la relation mathématique entre les concentrations des substances
présentes dans le système à l'équilibre suivant:
2 HI (g) ⇌ H2 (g) + I2 (g)
a)
b)
c)
d)
[H2] [I2] = K [HI]
[H2] [I2] = K [HI]2
[H2] [I2] = K x 2 [HI]
K [H2] [I2] = [HI]2
24
4. Parmi les 3 systèmes à l’équilibre suivants, lequel contient la plus grande concentration en ions
sulfate SO42- ? Justifie
a) CaSO4 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + SO42- (aq) Kc = 6,1.10-5
b) PbSO4 (s) ⇌ Pb2+ (aq) + SO42- (aq) Kc = 2,2.10-8
c) BaSO4 (s) ⇌ Ba2+ (aq) + SO42- (aq) Kc = 1,1.10-11
5. Étant donné l'équation ci-dessous, calculez la valeur de la constante d'équilibre, Kc, de la
réaction :
Fe3+ (aq) + SCN- (aq) ⇌ FeSCN2+ (aq)
Sachant qu'à l'équilibre les concentrations sont :
[Fe3+] = 0,010 mol/ litre
[SCN-] = 0,020 mol/ litre
[FeSCN2+] = 0,16 mol/ litre
La valeur de Kc est de :
a) 2,0 x 102
b) 4,0 x 102
c) 6,0 x 102
d) 8,0 x 102
6. Soit la réaction de synthèse de l’ammoniac :
N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2NH3 (g)
Les évolutions des concentrations au cours du temps, à la température de l’expérience, sont
reprises dans le graphique ci-dessous.
a) Exprime la constante d’équilibre Kc de la réaction
b) Calcule la valeur de la constante d’équilibre Kc de cette réaction à la température de
l’expérience
De boeck
25
Considère que le H2 a une concentration de départ de 11 mol/L
7. Un mélange gazeux formé de 1,6 mol de H2 et de 2,4 mol de I2 est chauffé dans un vase fermé
de 1 L. À l'équilibre, le vase contient 1,2 mol de HI. Calculez la constante d'équilibre de la
réaction
26
8.
Un mélange de 14 g de N2 et de 4 g de H2 est chauffé dans un vase fermé de 1 L jusqu'à une
température permettant la formation de NH3. Calculez la constante d'équilibre de la réaction
si, à l'équilibre, le vase contient 2 g de H2.
27
9. A 250 °C, Cl2 se combine partiellement avec PCl3 pour former PCl5. A cette température, tous
les composés sont gazeux.
Si initialement 1 mol de Cl2 se trouve dans un volume de 10 L, après réaction, il n'en reste
que 0,03 mol.
Sachant que Kc = 5,7, calculer les concentrations à l'équilibre
28
6) Bibliographie non reprise dans le document
Illustration du petit professeur : http://freedesignfile.com/13522-elements-of-teacher-vector-set-02/
Illustration pyramide micro-macro-symbolique réalisée à partir de différents sites :
- http://illustration-card.livedoor.biz/archives/cat_39270.html
- http://www.xylitol-sucre.org/xylitol-et-edulcorants/polyol-et-xylitol/
Livre :
- Pirson P. et al. Chimie 5ème sciences générales. Éditions de boeck
29
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