Cours - Documents de cours de C. Ursini
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1re S Chimie I Étude quantitative d'une réaction chimique Chap. 1 Rappels 1 Lois de conservation Ur sin i a. Conservation des éléments Dans une réaction chimique, le nombre d'atomes de chaque élément est le même parmi les réactifs et parmi les produits. b. Conservation de la charge Lors d'une réaction chimique, la charge électrique totale des réactifs est égale à la charge électrique totale des produits. 2 Équation de réaction On écrit l'équation de la réaction sous la forme : réactif 1 + réactif 2 + ... −→ produit 1 + produit 2 + ... Ceci se lit Le réactif 1 réagit avec le réactif 2 pour donner le produit 1 et le produit 2 . Pour respecter les lois de conservations, on doit introduire dans l'équation des nombres st÷chiométriques. On indique souvent les états physiques des espèces chimiques intervenant dans l'équation : g pour gazeux ; ` pour liquide ; s pour solide ; aq pour dissous dans une solution. Application a. Écrire l'équation de combustion propanol C3 H8 O. Écrire une phrase traduisant cette équation. b. Écrire l'équation de la réaction entre l'ion cuivre Cu2+ et l'ion hydroxyde HO− dont le produit est un précipité. 9 a. C3 H8 O(g) + O2 (g) −→ 3CO2 (g) + 4H2 O(g) . Une mole de molécules de propane réagit avec quatre moles et demie de 2 molécules de dioxygène pour donner trois moles de molécules de dioxyde de carbone et quatre moles de molécules d'eau. b. Le précipité est un solide. Il est donc neutre. Il est donc formé de l'association de deux ions hydroxyde pour un ion cuivre : Cu(HO)2 . L'équation est donc : Cu2+ (aq) + 2HO− (aq) −→ Cu(HO)2 (s) . Bilan d'une réaction chimique C. II 1 État nal Expérience On mélange un même volume de deux solutions de même concentration : l'une de sulfate de cuivre et l'autre d'hydroxyde de sodium. Schémas, observations. Interprétation Pourquoi la réaction s'arrête-t-elle ? Comment en avoir conrmation expérimentalement ? Discussion avec la classe Déf. : On appelle réactif limitant le réactif qui est entièrement consommé en premier. C'est par défaut de ce réactif que la réaction s'arrête. Le ou les autres réactifs sont alors dits en excès. © Ici, le réactif limitant est l'ion hydroxyde. En eet, les deux réactifs sont introduits en même quantité. Mais la réaction consomme deux ions hydroxyde pour un ion cuivre. Les ions hydroxyde viennent donc à manquer en premier. 2 Bilan de matière Faire un bilan de matière, c'est donner la composition du système avant, pendant et après la réaction chimique. L'avancement d'une réaction est une grandeur (notée souvent x), en moles, qui caractérise l'état du système au cours d'une réaction chimique. On fait un bilan de matière dans un tableau d'avancement de la réaction où l'on fait apparaître l'état initial du système chimique, son état en cours de réaction et son état nal. Toutes les grandeurs sont exprimées en moles. Colonne de gauche distribuée. a. État initial Exemple L'état initial du système chimique est souvent une donnée du problème : on connaît les quantités ni (X) de chacune des espèces chimiques X mises en jeu avant que la réaction ne se produise. On écrit leurs valeurs ou leurs expressions audessous des espèces chimiques correspondantes. L'avancement de la réaction à l'état initial est nul : on a xi = 0 mol. On note c la concentration des solutions (égales pour simplier). On note V1 le volume versé de solution de sufate de cuivre et V2 celui de la solution d'hydroxyde de sodium. Faire choisir les valeurs des Ur sin i volumes par la classe, en veillant à ce que le mélange ne soit pas st÷chiométrique. La réaction est Cu2+ (aq) + HO− (aq) −→ Cu(OH)2 (s) . Les quantités de matière introduites sont : ni (Cu2+ ) = c×V1 et ni (HO− ) = c×V2 (avec application numérique). État initial b. État intermédiaire En cours de réaction, les quantités de chacune des espèces chimiques s'expriment en fonction de leurs quantités initiales et de l'avancement x de la réaction. Dans les expressions des quantités des espèces chimiques en cours de réaction, si l'on fait x = 0, on doit retrouver les quantités initiales. Dans le cas général, x est la quantité de matière consommée d'un réactif, éventuellement imaginaire, de nombre st÷chiométrique 1 ; produite d'un produit, éventuellement imaginaire, de nombre st÷chiométrique 1. Avt Cu2+ + 2HO− 2+ 0 ni (Cu → Cu(OH)2 − ) ni (HO ) 0 Quand la réaction se produit une fois, on consomme un ion Cu2+ et deux ions HO− . Quand elle se produit x moles de fois, on consomme donc x moles d'ions Cu2+ et 2x moles d'ions HO− . Pour chaque réactif, il reste donc la quantité initiale moins ce qui a été consommé, soit ni (Cu2+ ) − x d'ions Cu2+ et ni (HO− ) − 2x d'ions HO− . On fait le même raisonnement pour le dioxygène et pour l'eau. Pour l'eau, il s'agit d'un produit donc il faut ajouter la quantité formée à la quantité initiale. État Avt initial 0 interm. x Cu2+ ni (Cu 2+ 2HO− + ) ni (Cu2+ ) − x → Cu(OH)2 − ni (HO ) 0 ni (HO− ) − 2x x On écrit l'état nal en faisant x = xmax . c. État nal Avt Cu2+ 0 nH2i x 2+ xmax ni (Cu )−x ni (Cu2+ ) − xmax + 2HO− nO2i → Cu(OH)2 0 − ni (HO ) − 2x x ni (HO− ) − 2xmax xmax L'un des réactifs est limitant et a totalement disparu. Pour savoir lequel, on écrit qu'une quantité de matière est positive ou nulle : 2+ ni (Cu ) − xmax > 0 et C. Les égalités écrites pour un état quelconque de la réaction sont aussi valables une fois que le système chimique a atteint son état nal. L'avancement est alors appelé avancement maximal noté xmax . Une quantité de matière doit être toujours positive ou nulle ! C'est ce qui permet de calculer xmax : on recherche en fait quel réactif est limitant et on en déduit l'avancement maximal de la réaction. État initial interm. nal n (HO− ) − 2x i max , soit application numérique >0 Application : réactif limitant, état nal quantitatif. d. Mélange st÷chiométrique Déf. : Un mélange initial est dit st÷chiométrique quand tous les réactifs sont consommés entièrement à l'état nal. Dans un mélange st÷chiométrique, tous les réactifs sont des réactifs limitants. Il reste l'un des réactifs : le mélange initial n'était pas st÷chiométrique. e. Représentation graphique © On peut représenter graphiquement l'évolution de la réaction dans un graphique où l'on porte les quantités des espèces chimiques en ordonnée et l'avancement x de la réaction en abscisse. Remarque importante Bien que les valeurs de l'avancement, et en particulier de l'avancement maximal, dépendent de l'écriture de l'équation de réaction, l'état nal n'en dépend pas. On peut donc utiliser tous les multiples d'une même équation de réaction pour faire l'étude. 1 Ex. : Traiter H2 (g) + O2 (g) −→ H2 O(g) ou 2 H2 (g) + O2 (g) −→ 2 H2 O(g) revient au même. 2 III Application à l'oxydoréduction 1 Réaction d'oxydoréduction Ur sin i a. Dénitions Déf. : Une réaction d'oxydoréduction met en jeu un transfert d'électrons entre deux réactifs appelés oxydant et réducteur. Déf. : Un oxydant est une entité chimique susceptible de gagner un ou plusieurs électrons. Déf. :Un réducteur est une entité chimique susceptible de perdre un ou plusieurs électrons. Au cours d'une réaction d'oxydoréduction, l'oxydant est réduit. Les électrons gagnés sont apportés par le réducteur qui est oxydé. Ces deux espèces forment un couple oxydant/réducteur Ox/Red. b. Demi-équation d'oxydo-réduction Le passage d'un oxydant à son réducteur conjugué est formalisé par une demi-équation : α Ox + n e− + ... = β Red + ... Méthode d'écriture de la demi-équation d'un couple oxydant/réducteur : exemple avec le couple S2 O3 2− (aq) /S(s) . ¬ Disposer l'oxydant et le réducteur de chaque côté du signe =. ­ Ajuster les atomes de l'élément commun à l'oxydant et au réducteur. ® Ajuster les atomes d'oxygène en ajoutant des molécules d'eau. ¯ Ajuster les atomes d'hydrogène avec des ions H+ (aq) . ° Ajuster les charges électriques en utilisant des électrons. ¬ S2 O3 2− = S ­ S2 O3 2− = 2S ® S2 O3 2− = ¯ S2 O3 2− ° S2 O3 2− 2 S + 3 H2 O + + 6H + 6H + = 2 S + 3 H2 O + 4e − = 2 S + 3 H2 O c. Équation d'une réaction d'oxydoréduction On met en présence l'oxydant ox1 du couple Ox1 /Red1 et le réducteur Red2 du couple Ox2 /Red2 . Pour écrire l'équation de la réaction, on écrit les demi-équations de chaque couple en mettant ox1 et red2 du côté des réactifs. On les combine ensuite pour que le nombre d'électrons gagnés par l'oxydant soit égal au nombre d'électrons perdus par le réducteur. Il n'y a pas d'électrons qui apparaissent dans l'équation de réaction. Exemple : on introduit dans un bécher 20 mL d'une solution aqueuse de sulfate de fer II, Fe2+ (aq) +SO4 2− (aq) , additionnée de quelques millilitres d'acide chlorhydrique. On ajoute alors 20 mL environ d'une solution aqueuse de thiosulfate de sodium Na+ (aq) + S2 O3 2− (aq) . Écrire l'équation de la réaction. ¬ On identie les espèces chimiques qui réagissent en- C. semble ainsi que les couples d'oxydoréduction auxquels elles appartiennent. ­ On écrit les demi-équations correspondantes à l'aide ¬ Les ions fer II Fe2+ et les ions thiosulfate réagissent ensemble S2 O3 2− . Ils appartiennent aux couples S2 O3 2− /S et Fe3+ /Fe2+ . ­ Les demi-équations sont : S2 O3 2− + 6 H+ + 4 e− = de la méthode présentée ci-dessus. ® On combine de manière à supprimer les électrons dans l'équation de réaction. On simplie les espèces qui apparaissent des deux côtés de l'équation. 2+ Fe = 2 S + 3 H2 O Fe3+ + e− ® On multiplie la deuxième demi-équation par 4 et on ajoute : S2 O3 2− (aq) + 4Fe2+ (aq) + 6H+ (aq) → 2 S(s) + 4Fe3+ (aq) + 3H2 O(`) 2 Application : piles et accumulateurs © a. Principe de la pile Voir TP Pile b. Pile à combustible Ex. 27 p. 302 jusqu'à la question 3.c. incluse, en ajoutant la question 0. : Écrire les couples et demi-équations en jeu, qui donnent l'équation de réaction écrite à la question 1.. c. Pile alcaline et pile rechargeable AC : Générateurs électrochimiques
