Chimie générale la réaction chimique Lavoisier (1789): « Lors d’une réaction chimique, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits formés » « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme» Réactifs / Produits Réactifs / produits Une réaction chimique n’est pas un mélange!!! Réactifs: ce sont les composés qui sont présents avant la réaction chimique (ici: A et B) Produits: ce sont les composés issus de la transformation des réactifs lors de la réaction chimique (ici: C) Coefficients stœchiométriques: ils correspondent au nombre de molécules de 99 réactifs transformés et de produits formés dans l’équation-bilan (ici: c) Types de réaction Réaction avec échange de particules (e-, H+) Réaction d’oxydo-réduction Réaction acide-base Synthèse chimique Substitution Addition Elimination NB: il existe aussi les réactions de décomposition (cf H2O2) et de combustion 100 Equation-bilan Equilibrer une équation-bilan Le nombre d’atomes engagés dans la réaction doit être égal de part et d’autre de l’équation. Ainsi, les coefficients stœchiométriques doivent parfois être ajustés pour décrire réellement la réaction selon le principe de Lavoisier: Nombre d’atomes A gauche (réactifs) A droite (produits) Carbone Oxygène Hydrogène Remplir le tableau suivant puis conclure… 101 Equation-bilan Comment équilibrer une équation de réaction Méthodologie 1: Ne pas changer les formules des espèces en jeu On ajuste les coeff. stoechiométriques: on commence par tous les éléments autres que Oxygène et Hydrogène jusqu'à ce que l'équation soit équilibrée. On termine si besoin par équilibrer en charge (cf. présence d’ions) NB: s’il apparait ne serait-ce qu’un coeff. stœchiométrique sous forme de fraction, alors on multiplie l’ensemble de l’équation de manière à n’avoir que des nombres entiers 103 Equation-bilan Comment équilibrer une équation de réaction Méthodologie 2: résolution d’un système Carbone a=c Hydrogène 4a = 2d Oxygène 2b = 2c + d Si a = 1 alors…. 104 Equation-bilan Equilibrer les équations suivantes 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 4 2 2 3 𝑎𝑞 2 2 3 2 2 2+ 4 2 + 2 2 2 2+ 2 2 3 2 2 2 3 3 2 3, 𝑎𝑞 3 3, 𝑎𝑞 𝑠𝑜𝑙𝑖𝑑𝑒 - 107 Equation-bilan Remarques Il peut être judicieux de faire apparaitre l’état physiques des espèces en jeu (solide, liquide, gaz, aq) Lorsque des ions apparaissent inchangés de part et d’autres de l’équation, on dit que ce sont des ions spectateurs Si une espèce accélère la réaction sans être consommée, on dit que c’est un catalyseur L’ion H+ en solution aqueuse se recombine avec une molécule d’eau. On le note H3O+ 108 Réaction totale / réaction équilibrée Définitions Une réac on est dite totale si au temps t=∞, au moins un des réactifs a été entièrement consommé. Le réactif entièrement consommé est appelé réactif limitant. On dit alors que le(s) autre(s) réactif(s) a (ont) été introduit(s) en excès. La réaction est dite aussi complète ou encore irréversible. Une réaction totale s’écrit sous la forme: Réactifs Produits 109 Tableau d’avancement Cas simple NaCl H2O Nombre de moles NaCl Etat initial Etat Final Na+ aq + Cl- aq Na+ Cl- 1 0 0 0 1 1 Etat initial: on met 1 mole de NaCl dans l’eau Etat final: tout le sel de NaCl s’est dissocié et chaque mole de NaCl s’est solubilisée dans l’eau pour donner une mole de Na+ et une mole de Cl-. Il n’y a plus de NaCl sous forme de sel à la fin de la réaction. Quelle masse de NaCl a été introduite initialement? Quelle est la quantité de matière (exprimée en gramme) de Na+ obtenue à la fin de la réaction? Même question pour Cl-? A-t-on conservation de la masse? 111 Tableau d’avancement Cas avec réactif limitant cC aA+bB Nombre de moles aA bB cC État initial (t=0) nA,t=0 nB,t=0 0 Etat intermédiaire (t) nA,t=0 – a ξ nB,t=0 – b ξ 0+cξ Si à la fin de la réaction il n’y a plus de A (réaction totale où A est le réactif limitant) alors nA,t=0 – a ξmax = 0 soit ξmax = nA,t=0 /a et on a alors Etat final (t=∞, ξ = ξmax) 0 nB,t=0 – b (nA,t=0/a) c (nA,t=0/a) 112 Tableau d’avancement Cas avec réactif limitant cC aA+bB Nombre de moles aA bB cC État initial (t=0) nA,t=0 nB,t=0 0 Etat intermédiaire (t) nA,t=0 – a ξ nB,t=0 – b ξ 0+cξ Si à la fin de la réaction il n’y a plus de A (réaction totale où A est le réactif limitant) alors nA,t=0 – a ξmax = 0 soit ξmax = nA,t=0 /a et on a alors Etat final (t=∞, ξ = ξmax) 0 nB,t=0 – b (nA,t=0/a) c (nA,t=0/a) Si à la fin de la réaction il n’y a plus de B (réaction totale où B est le réactif limitant) alors nB,t=0 – b ξmax = 0 soit ξmax = nB,t=/b et on a alors Etat final (t=∞, ξ = ξmax) nA,t=0 – a (nB,t=0/b) 0 c (nB,t=0/b) 113 Tableau d’avancement Cas avec réactif limitant cC aA+bB Nombre de moles aA bB cC État initial (t=0) nA,t=0 nB,t=0 0 Etat intermédiaire (t) nA,t=0 – a ξ nB,t=0 – b ξ 0+cξ Si à la fin de la réaction il n’y a plus de A (réaction totale où A est le réactif limitant) alors nA,t=0 – a ξmax = 0 soit ξmax = nA,t=0 /a et on a alors Etat final (t=∞, ξ = ξmax) 0 nB,t=0 – b (nA,t=0/a) c (nA,t=0/a) Si à la fin de la réaction il n’y a plus de B (réaction totale où B est le réactif limitant) alors nB,t=0 – b ξmax = 0 soit ξmax = nB,t=/b et on a alors Etat final (t=∞, ξ = ξmax) nA,t=0 – a (nB,t=0/b) 0 Comment déterminer qui est le réactif limitant? il s’agit du réactif pour lequel ξmax est le plus petit c (nB,t=0/b) 114 Tableau d’avancement (exercice) Al + S Al2S3 1) Equilibrer l’équation de la réaction ci-dessus 2) On introduit dans le mélange réactionnel: 192g de soufre (M=32 g/mol) et 189g d’aluminium (M = 27 g/mol); préciser en justifiant le raisonnement lequel des deux réactifs est le réactif limitant. 3) Après avoir calculé la masse molaire de Al2S3, déterminer la masse d’Al2S3 obtenue à la fin de la réaction. 115 Réaction totale / réaction équilibrée Définitions Quand une réaction n’est pas totale on dit qu’elle est limitée (… par la réaction en sens inverse). Une telle réaction est dite réversible et au temps t=∞, réactifs et produits coexistent dans des proportions qui ne varient plus: on parle d’équilibre chimique stationnaire K Réactifs K: constante d’équilibre Produits 117 Constante d’équilibre Ici: K= x x Rq: K ne dépend que de la réaction considérée et de la température. NB: Si K > 1, la réaction est favorisée dans le sens de formation des produits. A partir de K>104, la réaction peut être considérée comme irréversible ou totale. NB2: dans le cas d’un corps pur, 𝑖 (ex: H2O) on pose alors = 1 118 Réaction totale / réaction équilibrée Important: aA+bB cC A l’équilibre, les réactifs sont en proportions stœchiométriques. Soit, mathématiquement: 119 Thermodynamique Un équilibre chimique peut être déplacé: aA+bB cC 1) Principe de Le Chatelier Si on modifie les conditions d’un état d’équilibre, le système évolue spontanément vers un nouvel état d’équilibre en s’opposant aux modifications qu’on lui impose Si on ajoute du réactif (A ou B)… le système va produire d’avantage de C (l’équilibre est déplacé vers la droite) Si on ajoute du produit (C)… le système va reformer des réactifs (l’équilibre est déplacé vers la gauche) 2) Autres grandeurs La température et la pression: toute augmentation de l’une ou l’autre déplace l’équilibre vers la droite (formation des produits) 121 Cinétique aA+bB cC Une réaction chimique peut être: instantanée se produit dès la mise en contact des réactifs (t=0) Ex: HCl + NaOH NaCl + H2O (très) lente se produit quelques secondes voire plusieurs jours après t=0 Ex: alcool + acide ester + eau (estérification) Impossible ne se produit pas quelques soient les conditions expérimentales (la thermodynamique l’interdit) Dans les deux premiers cas, il est possible de suivre la vitesse de la réaction en faisant une étude cinétique. La vitesse de la réaction s’exprime en mol par unité de temps: c’est la quantité de matière qui apparait (produit) / disparait (réactif) au cours du temps 122 Cinétique aA+bB cC Vitesse instantanée / moyenne: calcul Vitesse instantanée / moyenne = vitesse mesurée à l’instant t, soit entre deux instants t1 et t2 Pour un produit: v = Pour un réactif: v = Si la réaction se fait à volume constant alors les concentrations peuvent être utilisée plutôt que les quantités de matière. La vitesse s’exprime alors en mol.L-1.s-1 123 Cinétique Détermination graphique On peut représenter l’évolution de la concentration d’une espèce sur un graphique appelé courbe cinétique (n = f(t)). Sur ce graphique, on lit alors la vitesse à un instant t, en traçant la tangente (soit la dérivée) en ce point. Mathématiquement, le coefficient de la droite (sa pente) donne la valeur de la vitesse instantanée. v= 124 Cinétique Détermination graphique Déterminer les vitesse à: t= 1 min t= 40 min t = 9 min t = 55 min t = 25 min t = 70 min 125 Cinétique Déterminer les vitesse à: Détermination graphique t= 4 min t= 40 min t = 8 min t = 55 min t = 25 min t = 70 min 126
