Nouveaux programmes de Physique Chimie de

Réunion d’information sur
les nouveaux programmes
de Physique Chimie
de Terminale S
Académie de Versailles
Juin 2002
1
Les objectifs de l’enseignement des
sciences physiques et chimiques au lycée
• Fournir une représentation cohérente des sciences
physiques et chimiques ;
• Étudier les grands principes gouvernant l’évolution
des systèmes ;
• Acquérir un double regard, macroscopique et
microscopique ;
• Aborder la dimension sociale et culturelle ;
• Approcher quelques éléments d’histoire des
sciences ;
• Favoriser l’orientation vers des filières scientifiques,
• Développer le questionnement et la pratique
expérimentale.
2
Programme officiel
de Terminale S
B.O. Hors Série n°4 du 30 août 2001
3
Outils d’analyse des systèmes
mis en place en Seconde
• Un système chimique évolue au cours d’une
transformation d’un état initial à un état final.
P’, T’
P, T
Magnésium (solide)
Dihydrogène (gazeux)
Acide chlorhydrique (H+, Cl-)
Ions magnésium, Mg2+
Eau
Ions H+, ions Cl-
Air
Eau
Air
• La réaction modélise le passage des réactifs aux
produits. L’équation est l’écriture symbolique :
Mg(s) + 2H+ (aq)  Mg2+ (aq) + H2 (g)
4
Outils d’analyse des systèmes
mis en place en Seconde
• Le tableau descriptif permet d’effectuer des bilans
de matière :
Equation
quantité de matière
dans l'état initial
(mol)
quantité de matière
au cours de la
transformation (mol)
quantité de matière
dans l'état final
(mol)
Mg(s)
+
2H+(aq)

H2(g)
+
Mg2+(aq)
n0
n0’
0
0
n0 - x
n0’ - 2.x
x
x
n0 - xfinal = 0
n0’ - 2.xfinal
xfinal
xfinal
L’état final est atteint lorsqu’un réactif a entièrement disparu
(réactif limitant) : l’avancement est égal à l’avancement maximal.
5
Outils d’analyse des systèmes
mis en place en Première S
• Reprise de l’outil avancement (exigible) ;
• Introduction de la conductimétrie pour
déterminer des quantités de matière par
étalonnage et titrage ;
• Réactions d’échanges de particules :
– réactions acido-basiques
– réactions d’oxydoréduction
6
Le tableau descriptif utilisé dans les titrages
•
Équation de la réaction support du titrage :
Solution de
permanganate
de potassium
5 Fe2+  MnO-4  8 H+  5 Fe3+  Mn2+  4 H2O
•
En phase d’apprentissage, plusieurs tableaux sont
établis pour comprendre l’évolution dans le becher.
•
•
Le tableau descriptif est ensuite établi à l’équivalence
L’état initial considéré est :
Solution
d’ions fer(II)
– volume V0 de solution d’ions fer(II) à titrer
– volume VE de solution titrante versée
5Fe2+(aq)
quantité de matière
dans l'état initial (mol)
quantité de matière
au cours de la
transformation (mol)
quantité de matière
dans l'état final (mol)
+
MnO-4 (aq)
n(Fe2+, dans le becher)0
n(MnO -4 ,versé à la burette)
n(Fe 2+ )0  5.x
n(MnO -4 )  x
n(Fe 2+ )0  5.xE  0
n(MnO -4 )  xE  0
7
A ce stade l’élève ne sait :
• ni en combien de temps
• ni jusqu’où
• ni pourquoi
• ni comment
• ni dans quel sens le système évolue…
8
Programme de Terminale S
• Le « fil directeur » du programme : l’évolution des
systèmes chimiques
– L’évolution dans le temps ;
– L’évolution vers un état d’équilibre final ;
– Le sens d’évolution ;
– Le contrôle de l’évolution d’un système.
• Élaboré autour de questions déclinées dans
quatre grandes parties après une introduction.
9
Les questions qui se posent au chimiste (1 HCE)
A - La transformation d’un système chimique est
elle toujours rapide ? (2 TP et 9 HCE)
B - La transformation d’un système est-elle
toujours totale ? (4 TP et 9 HCE)
C - Le sens « spontané » d’évolution d’un
système chimique est-il prévisible ? Ce sens
peut-il être inversé ? (3 TP et 9 HCE)
D - Comment le chimiste contrôle-t-il les
transformations de la matière ? (4 TP et 7 HCE)
10
Partie A : La transformation d’un système
chimique est elle toujours rapide ? (2 TP et 9 HCE)
A-1. Transformations lentes et rapides
• Mise en évidence expérimentale
• Facteurs cinétiques : température et concentration des réactifs
• Rappels réactions d’oxydoréduction
A-2. Suivi temporel d’une transformation
• Outils de suivi :
– conductance G ou conductivité s
– pression p
– absorbance A (nouvelle notion introduite) : relation entre absorbance et
concentration molaire effective d’une espèce colorée
– prélèvements successifs et titrages
• Courbes d’évolution temporelle : x = f(t)
11
Exemple : suivi à l’aide d’un capteur de pression
Mg(s) + 2H3O+  Mg2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l)
x (µmol)
700
600
500
400
300
200
100
50
100
t1/2
150
200
250
300
t
(s)
12
• Vitesse de réaction : vitesse volumique
v
1 dx

V dt
V : volume de la solution, x : avancement de la réaction
quantité d’événements réaction par unité de temps et par unité de volume
• Temps de demi-réaction noté t1/2
– temps caractéristique d’une évolution ;
– critère de comparaison entre deux transformations ;
– choix de la technique de suivi dépend de l’ordre de grandeur de t1/2
A-3. Quelle interprétation au niveau microscopique ?
• Interprétation de la réaction en termes de chocs efficaces
• Influence de la concentration et de la température
(nombre de chocs et de chocs efficaces par unité de temps)
13
Ne sont plus abordés :
• notion de vitesse moyenne ;
• vitesse de formation d’un produit et de
disparition d’un réactif
• la catalyse (intervient dans la partie D)
14
Partie B : La transformation d’un système
chimique est elle toujours totale ? (3 TP et 9 HCE)
1. Une transformation chimique n’est pas
toujours totale et la réaction a lieu dans les
deux sens.
2. État d’équilibre d’un système.
3. Transformations associées à des réactions
acido-basiques en solution aqueuse.
15
1.
Une transformation chimique n’est pas
toujours totale et la réaction a lieu dans
les deux sens.
Activité. Une transformation chimique n’est pas
toujours totale : introduction de la notion
d’équilibre chimique (doc.B1)
- activité classe entière (expérience de
cours avec dispositif de projection)
- séance de TP
16
0,010 mole d’acide
éthanoïque pur
compléter à 100,0 mL
avec de l’eau
17
Prévision du pH final de la solution
Tableau descriptif en considérant la transformation totale :
CH3CO2H(aq) + H2O(l)  CH3CO2-(aq) +
H3 O+
0,010

0
0
Quantité de matière
au cours de la
transformation (mol)
0,010 - x

x
x
Quantité de matière
dans l’état final (mol)
0,010 - xmax = 0

xmax = 0,010
xmax = 0,010
Équation
Quantité de matière
dans l’état initial (mol)
xmax = 0,010 mol
V = 100,0 mL
Le pH attendu est donc : pH = 1
18
Vérification expérimentale
donc n(H3O+)final  1,6.10-4 mol
pH = 2,8
CH3CO2H(aq) + H2O(l)  CH3CO2-(aq) +
Équation
H 3 O+
Quantité de matière
dans l’état initial (mol)
0,010

0
0
Quantité de matière
dans l’état final (mol)
0,010 - 1,6.10-5

 1,6.10-4
 1,6.10-4
xfinal < xmax
La transformation n’est donc pas totale !
19
Comment caractériser une
transformation qui n’est pas totale ?
• xfinal < xmax
• Taux d’avancement final de la réaction :
x final
=
xmax
20
Comment interpréter ce phénomène ?
• Hypothèse 1 : la transformation n’est pas
totale car la réaction est « lente ».
• Hypothèse 2 : seules certaines molécules
initialement présentes réagissent pour donner
les produits.
• Hypothèse 3 : il existe une réaction entre les
produits de la réaction ; CH3CO2- (aq) et H3O+.
21
Validation expérimentale de l’hypothèse 3
éthanoate de sodium ( 0,5 g)
pH = 1,0
pH = 1,9
acide chlorhydrique
c = 1,0.10-1 mol.L-1
pH augmente : disparition d’ions oxonium H3O+
Existence d’une réaction inverse :
CH3CO2-(aq) + H3O+ = CH3CO2H(aq) + H2O(l)
22
Contenus
• Introduction du pH et de sa mesure.
• Montrer que l’avancement final d’une réaction
est inférieur à l’avancement maximal.
• Symbolisme d’écriture de l’équation de la
réaction : le signe égal =.
• État d’équilibre d’un système chimique.
• Taux d’avancement final d’une réaction.
• Interpréter microscopiquement l’état d’équilibre
en termes de cinétique.
23
Justifications de quelques choix
•
A propos du choix du vocabulaire :
deux réactions :
•
•
l’une dans le sens direct,
l’autre dans le sens inverse
plutôt que réaction renversable
•
A propos du choix des écritures :
transformation orientée : état initial  état final
équation de la réaction s’écrit avec =
–
–
•
•
symbolise la conservation des éléments chimiques et de
la charge électrique.
ne préjuge pas du sens d’évolution du système.
24
2.
État d’équilibre d’un système chimique
TP. Mise en évidence par conductimétrie de
l’invariance du quotient de réaction dans l’état
d’équilibre du système (doc.B2)
• Mesure de la conductance Gi de solutions aqueuses d’acide
éthanoïque de diverses concentrations molaires apportées ci.
expérience
ci (mmol.L-1)
s (mS.cm-1)

1,0
0,046

2,0
0,060

5,0
0,098

10
0,149
25
• Définition par l’enseignant du quotient de réaction
pour la réaction étudiée :
CH3CO2H(aq) + H2O(l) = CH3CO2-(aq) + H3O+
[CH3CO2- ]  [H3O+ ]
Qr 
[CH3CO2H]
Seules les espèces dissoutes interviennent dans l’expression
• Résultats expérimentaux :
1,3.10-5 < Qr,éq. < 1,6.10-5
valeur moyenne : Qr,éq.  1,4.10-5
• Qr,éq. = K
K constante d'équilibre associée à la réaction.
26
Généralisation à divers exemples
aqueuse homogène ou hétérogène.
en
solution
• Test des ions fer(III) :
Fe3+(aq) + SCN-(aq) = [Fe(SCN)]2+(aq)
[Fe(SCN)]2 

Qr   2+
[Fe ]  [SCN- ]
• Test des ions zinc(II) :
Zn2+(aq) + 2 HO-(aq) = Zn(OH)2(s)
1
[Zn2+ ]  [HO- ]2
Qr 
• Exemple en oxydoréduction :
Ag+(aq) + Fe2+(aq) = Ag(s) + Fe3+(aq)
[Fe3+ ]
Qr 
[Ag+ ]  [Fe 2+ ]
27
Contenus
• Quotient de réaction, Qr.
• Valeur du quotient de réaction dans l’état
d’équilibre du système, noté Qr,éq.
• Constante d’équilibre K associée à l’équation
d’une réaction, à une température donnée.
• Généralisation à divers exemples en solution
aqueuse homogène ou hétérogène.
• Influence de l’état initial d’un système sur le taux
d’avancement final d’une réaction.
28
A propos de l’écriture
du quotient de réaction
• Seules les espèces dissoutes apparaissent dans
l’expression par leur concentration molaire ;
• Le quotient de réaction, Qr, est un nombre sans
dimension.
• [espèce dissoute] représente la concentration
molaire de l’espèce exprimée en mol.L-1 sans
pour autant donner une unité à Qr.
29
Influence de l’état initial d’un système sur
le taux d’avancement final d’une réaction.
Peut-on simplement prévoir le caractère
total ou non d’une transformation à
l’aide de la constante d’équilibre de la
réaction qui lui est associée ?
30
Exemple de la réaction de l’acide dichloroacétique sur l’eau :
CHCl2CO2H(aq) + H2O = CHCl2CO2-(aq) + H3O+
KA = 10-1,3  0,050
Qu’en est-il de la transformation chimique d’un système
constitué d’un litre d’une solution aqueuse de cet acide de
concentration molaire apportée c = 0,10 mol.L-1 ?
H2O
= CHCl2CO2- +
H3O+
0,10

0
0
Quantité de matière
au cours de la
transformation (mol)
0,10 - x

x
x
Quantité de matière
dans l’état final (mol)
0,10 - xéq.

xéq.
xéq.
Équation :
Quantité de matière
dans l’état initial (mol)
CHCl2CO2H +
31
À l’équilibre :
Soit :
Résolution de cette équation du second degré :
xéq. = 0,050 et xéq. = - 0,10
Calcul du taux d’avancement de la transformation :
La transformation n’est donc pas totale !
32
Prenons cette fois l’exemple d’une solution de cet acide
de concentration molaire apportée c = 1,0.10-3 mol.L-1
La transformation peut-elle toujours
être considérée comme non-totale ?
H2O
= CHCl2CO2- +
H3O+
0,0010

0
0
Quantité de matière
au cours de la
transformation (mol)
0,0010 - x

x
x
Quantité de matière
dans l’état final (mol)
0,0010 - xéq.

xéq.
xéq.
Équation :
Quantité de matière
dans l’état initial (mol)
CHCl2CO2H +
33
À l’équilibre :
Résolution de cette équation du second degré :
xéq. = 9,8.10-4 et xéq. = - 5.1.10-2
Calcul du taux d’avancement de la transformation :
Les appareils de mesure utilisés au Lycée ne permettent
pas de montrer que ce taux diffère de 100%…
La transformation est donc considérée comme totale !
34
• Ce n’est pas la réaction qui est totale mais la
transformation !
• Le caractère total ou non d’une transformation
dépend à la fois :
– de la constante d’équilibre ;
– des conditions initiales (comme en Physique) : c’est à dire
des quantités de matière présentes dans l’état initial.
• Le critère K > 104 pour considérer une
transformation comme totale est donc insuffisant.
35
3.
Transformations associées à des réactions
acido-basiques en solution aqueuse
•
•
•
•
Autoprotolyse de l’eau ; constante d’équilibre Ke.
Échelle de pH : solution acide, basique et neutre.
Constante d’acidité KA.
Comparaison du comportement en solution, à
concentration molaire identique, des acides entre
eux et des bases entre elles.
• Constante d’équilibre associée à une réaction
acido-basique.
36
TP. Détermination par spectrophotométrie des domaines
de prédominance d’espèces acides et basiques en
solution : cas du bleu de bromothymol (doc.B3)
Spectre des formes acide et basique du bleu de bromothymol :
A
-
1,2
In
1
0,8
0,6
HIn
0,4
0,2
0
350
450
550
620 650
750  (nm)
Seule l’espèce In- absorbe
37
Réalisation d’une échelle de teintes
pH 4,8
5,2
5,8
6,3
6,7
7,0
7,3
7, 8
8,2
8,7
8,8 .… 11
38
Le diagramme de distribution, en fonction
du pH, des formes acide et basique du bleu
de bromothymol est ainsi tracé :
[In-]
[HIn]
3,0E-05
3,0E-05
2,5E-05
2,5E-05
2,0E-05
2,0E-05
c
[HIn] 
2
1,5E-05
1,5E-05
1,0E-05
1,0E-05
5,0E-06
5,0E-06
0,0E+00
0,0E+00
2
4
6
pH = pKA 8
10
12
pH
39
[In-]
[HIn]
3,0E-05
3,0E-05
2,5E-05
2,5E-05
2,0E-05
2,0E-05
1,5E-05
1,5E-05
1,0E-05
1,0E-05
5,0E-06
5,0E-06
0,0E+00
0,0E+00
2
pH 4,8
4
5,2
5,8
6
6,3
6,7
8
7,0
7,3
10
7, 8
8,2
8,7
12
pH
8,8 .… 11
40
TP. Analyse d’une courbe de titrage pH-métrique et
critère de choix d’un indicateur coloré pour repérer
l’équivalence (doc.B5)
Situation :
Suivre l’évolution du pH lors de l’addition d’une solution
d’hydroxyde de sodium de concentration molaire 1,00.10-1 mol.L-1
à 20,00 mL de solution d’acide éthanoïque de concentration
molaire 8,50.10-2 mol.L-1.
Le volume versé à l’équivalence est calculé à l’aide du tableau
descriptif de l’évolution du système :
n(CH3CO2H , initial) – xfinal = 0
et
n(HO-, versé) - xfinal = 0
Donc
Véquivalent = VE = 17,0 mL
41
Courbe pH = f(V)
V, volume de solution d'hydroxyde de sodium versé
pH
14
12
10
8
6
4
2
0
0
5
10
15
VE =
17,0 mL
V
20
25
42
pH
14
dpH/dV
30
12
25
10
20
8
15
6
pH
4
dpH/dV
10
2
5
0
0
V (mL)
0
5
10
15
VE=
17,0 mL
20
Le point équivalent de la courbe de titrage pH-métrique a
même abscisse que l’extremum de la courbe dpH/dV = g(V).
43
Choix de l’indicateur coloré pour
repérer l’équivalence lors d’un titrage
pH
14
12
10
8
6
4
2
0
V
0
5
10
15
VE =
20
17,0 mL
25
44
Qu’en est-il des transformations totales ?
Un calcul du taux d ’avancement final est
effectué sur un exemple de titrage acido-basique
HO- (aq)
= CH3 CO2-(aq) +
H2O
n(CH3 CO2H, initial)
n(HO-, versé)
0
*
Quantité de matière
au cours de la
transformation (mol)
n(CH3CO2H, initial) - x
n(HO-, versé) - x
x
*
Quantité de matière
dans l’état final (mol)
n(CH3CO2H, initial) - xfinal
n(HO-, versé) - xfinal
xfinal
*
Équation de la réaction
Quantité de matière
dans l’état initial (mol)
CH3CO2 H(aq)
+
45
La transformation est-elle totale lors de l’ajout d’un volume
V = 10,00 mL de solution d’hydroxyde de sodium ?
[CH3 CO2- ]éq.
0,0100  1,00  10-1
-2
-1


3,33

10
mol.L
 20,00  10,00   10-3
[CH3CO2H]éq.  2,33  10-2 mol.L-1
Qr,éq. 
[CH3CO-2 ]éq.
[CH3CO2H]éq.  [HO- ]éq.
soit [HO- ]éq. 
[CH3 CO2- ]éq.
[CH3 CO2H]éq.
KA

 109,2
Ke
 10-9,2  9,01 10-10 mol.L-1
[HO-]éq. est très faible : la transformation est qualifiée de totale.
  99,99%
46
Contenus
• Diagramme de distribution d’espèces acides et
basiques en solution.
• Domaines de prédominance.
• Zone de virage d’un indicateur coloré acidobasique.
• Titrage pH-métrique.
• Critère de choix d’un indicateur coloré acidobasique pour réaliser un titrage.
• Détermination du taux d’avancement final d’une
réaction sur un exemple de titrage acido-basique.
47
Premières approches sur l’évolution
des systèmes chimiques
Acquis des parties A et B :
• Une transformation peut être lente, voire
infiniment lente ;
• Un système est à l’équilibre chimique, si dans
l’état final, Qr,éq. = K
(pour une transformation mettant en jeu une seule réaction chimique)
48
Partie C : Le sens « spontané » d’évolution d’un
système est-il prévisible ? Le sens d’évolution
d’un système peut-il être inversé ? (3 TP et 9 HCE)
1. Un système chimique évolue spontanément
vers l’état d’équilibre
2. Les piles, dispositifs mettant en jeu des
transformations spontanées permettant de
récupérer de l’énergie
3. Exemples de transformations forcées
49
1. Un système chimique évolue spontanément
vers l’état d’équilibre
Activité. Introduction au critère d’évolution
spontanée d’un système chimique (doc.C1)
Qr,i < K
sens spontané de la transformation : sens direct
consommation des réactifs et formation des produits
Qr,i > K
sens spontané de la transformation : sens inverse
formation des « réactifs » et consommation des « produits »
Qr,i = K = Qr,éq.
pas d’évolution macroscopique du système
l’état d’équilibre du système est atteint
Qr,i
K
sens direct
K
Qr,i
sens inverse
Qr,i = K
équilibre
50
Expérience n°1
-
CH3CO2 + HCO2H = CH3CO2H + HCO2
V1 = 10 mL
CH3CO2H 0,10 mol.L-1
V2 = 10 mL
Na+, CH3CO2- 0,10 mol.L-1
V3 = 10 mL
HCO2H 0,10 mol.L-1
V4 = 10 mL
Na+, HCO2- 0,10 mol.L-1
-
103,7
K  4,7  10
10
[CH3CO2H]  [HCO2- ]
Qr,i 
[CH3CO2- ]  [HCO2H]
Qr,i 
V1 V4
1
V2 V3
Qr,i < K donc le système doit
évoluer vers la formation de
CH3COOH et HCOO- (sens direct)
[CH3CO2- ]
[CH3CO2H]
↘
et
[HCO-2 ]
[HCO2H]
↗
51
Vérification expérimentale
État initial :
[CH3CO2- ]i
c V2 V2


1
[CH3CO2H]i c V1 V1
pH = 4,2
État d’équilibre :
4,2
[CH3CO2- ]éq.
[CH3CO2H]éq.

KA
 0,3
+
[H3O ]éq.
Le rapport a diminué comme prévu
Le système a évolué dans le sens direct
52
Expérience n°2
V1 = 20 mL
CH3CO2H 0,10 mol.L-1
Qr,i 
V2 = 1,0 mL
Na+, CH3CO2- 0,10 mol.L-1
Qr,i > K donc le
système doit évoluer
dans le sens inverse
V3 = 5,0 mL
HCO2H 0,10 mol.L-1
V4 = 10 mL
Na+, HCO2- 0,10 mol.L-1
V1  V4
 40
V2 V3
[CH3CO2- ]
[CH3CO2H]
↗
[HCO-2 ]
et
[HCO2H]
↘
53
Vérification expérimentale
État initial :
[CH3CO2- ]i V2
1


 0,050
[CH3CO2H]i V1 20
pH = 3,7
État d’équilibre :
3,7
[CH3CO2- ]éq.
[CH3CO2H]éq.

KA
 0,090
+
[H3O ]éq.
Le rapport a augmenté comme prévu
Le système a évolué dans le sens inverse
54
Remarque concernant l’écriture
de l’équation de la réaction
L’écriture, de gauche à droite, correspond
au sens d’évolution spontanée de la
transformation (lorsqu’il est déterminé)
• Pour l’expérience n°1 :
CH3CO2- + HCO2H = CH3CO2H + HCO2• Pour l’expérience n°2 :
CH3CO2H + HCO2- = CH3CO2- + HCO2H
55
D’où provient le critère d’évolution
introduit au Lycée ?
Du second principe de la Thermodynamique…
L’enthalpie libre G décroît au cours de l’évolution spontanée d’un système
dG < 0
dG peut s’exprimer en fonction du quotient de
réaction Qr et de la constante d’équilibre K soit :
Q 
dG  R  T  ln  r   dx  0
K 
• Si Qr < K : dx > 0, le système évolue dans le sens direct : Qr augmente ;
• Si Qr > K : dx < 0, le système évolue dans le sens inverse : Qr diminue ;
• Si Qr = K : le système n’évolue pas, l’état d’équilibre est atteint.
56
Un critère plus « puissant » que la
« règle du gamma »
Soit la pile de concentration suivante :
 Cu / (Cu2++SO42-) 0,01 mol.L-1 // Na++NO3- // (Cu2++SO42-) 1,0 mol.L-1 / Cu 
Les potentiels standard ne permettent pas de prévoir l'évolution
d'un tel système.
Utilisation du critère d’évolution
Équation de la réaction :
Cu + Cu2+ = Cu2+ + Cu K = 1
[Cu2+ ]
Qr 
 0,01
2+
[Cu
]
Qr < K : le critère prévoit donc une évolution dans le sens direct
que l'on peut observer à l'aide d'un ampèremètre
57
2. Les piles, dispositifs mettant en jeu des
transformations spontanées permettant de
récupérer de l’énergie
TP. Transformation spontanée : les piles (doc.C3)
Objectifs :
• Élaborer un dispositif appelé pile.
• Utiliser le critère d’évolution spontanée pour
justifier le sens du courant ou le prévoir.
• Étudier le fonctionnement d’une pile.
• Force électromotrice de la pile.
• Simuler l’évolution du comportement d’une pile
lors de son fonctionnement.
58
Prévision de l’évolution du système constitué
des espèces de deux couples oxydant/réducteur
Zn
Zn2+
Transfert spontané
d’électrons du zinc
vers les ions cuivre(II)
Cu
Cu
Cu2+
Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq)
État initial
[Zn2+ ]i
Qr,i 
1
2+
[Cu ]i
État Final
Qr,éq. 
[Zn2+ ]éq.
[Cu2+ ]éq.
 K  1037
59
Élaboration d’une pile
eI
A
Cu
Zn
Papier imbibé de solution
de nitrate de potassium
Cu2+
Zn2+
• Couples oxydant/réducteur séparés dans deux bechers
• Échange d’électrons possible entre le cuivre et le zinc ?
• Nécessité de « fermer » le circuit électrique constitué
60
Évolution du comportement d’une pile
au cours de son fonctionnement
Simulation de l’usure d’une pile argent-cuivre
⊖ Cu(s)/Cu2+(aq)+SO42-(aq), 0,50 mol.L-1//Ag+(aq)+NO3-(aq), 1,0 mol.L-1/Ag(s) ⊕
2Ag+(aq) + Cu(s) = 2Ag(s) + Cu2+(aq)
Pour calculer la constante d’équilibre
(pour l’enseignant seulement !)
pont salin
fil de cuivre
fil d’argent


3
(Ag  NO )
10 mL de solution
à 1,0 mol.L-1
K = 2,15.1015
(Cu 2   SO 24 )
10 mL de solution
à 0,5 mol.L-1
K e
2F  0
E (Ag+ (aq)/Ag)  E 0 (Cu2+ (aq)/Cu)


R T
Réalisation de piles correspondant à
différentes valeurs de l’avancement de
la réaction mise en jeu dans la pile...
61
Réalisation de piles correspondant à différentes valeurs de
l’avancement de la réaction mise en jeu dans la pile.
1. x = 0,0 mmol
pont salin
fil d’argent
(Ag   NO 3 )
10 mL de solution
à 1,0 mol.L-1
2. x = 4,5 mmol
E = 0,45 V
pont salin
fil de cuivre
fil d’argent
fil de cuivre
(Cu 2   SO 24 )
10 mL de solution
à 0,1 mol.L-1
Qr = 5,0.10-1
La f.é.m de la
pile décroît bien
au cours de son
fonctionnement.
(Cu 2   SO 24 )
(Ag   NO 3 )
10 mL de solution
à 0,5 mol.L-1
E = 0,41 V
9,5 mL de solution à
1,0 mol.L-1+ 0,5 mL d’eau
Qr = 9,5.101
3. x = 4,95 mmol
pont salin
fil d’argent
E = 0,35 V
fil de cuivre
4. x = 4,995 mmol
pont salin
fil d’argent
E = 0,28 V
fil de cuivre
K = 2,15.1015
Qr augmente et
tend vers K
(Ag   NO 3 )
10 mL de solution
à 1,0.10-2 mol.L-1
Qr = 1,0.104
(Cu 2   SO 24 )
10 mL de solution à
1,0 mol.L-1
(Ag   NO 3 )
10 mL de solution
à 1,0.10-3 mol.L-1
(Cu 2   SO 24 )
10 mL de solution
à 1,0 mol.L-1
Qr = 1,0.106
62
Contenus
•
Transferts spontanés d’électrons entre deux
couples oxydant-réducteur du type Mn+/M.
•
Constitution et fonctionnement d’une pile :
sens du courant électrique, évolution du
système vers l’état d’équilibre : la pile usée.
•
Force électromotrice d’une pile.
•
Exemples de piles usuelles
63
3. Exemples de transformations forcées
Activité. Peut-on forcer une transformation ? Peut-on
inverser le sens d’évolution d’un système ? (doc.C4)
e-
A
-
G
I
+
Ag
Cu
Simulation d’une pile usée
-1
(Cu2+ ,SO24 ) 1,0 mol.L
(NH+4 ,NO3- ) 1,0 mol.L-1
(Ag+ ,NO3- ) 2,2.10-8 mol.L-1
64
Montrer la formation progressive des ions argent(I)
t=0
Ag+ ,NO3-
t = 5 min. t = 10 min.
t = 15 min.
t = 20 min.
témoin
Na+ ,Cl-
65
Contenus
•
Mise en évidence de la possibilité, dans
certains cas, de changer le sens d’évolution.
•
Réactions aux électrodes, anode et cathode.
•
Application à l’électrolyse : exemples
d’applications courantes et industrielles.
66
Partie D : Comment le chimiste contrôle-t-il les
transformations de la matière ? (4 TP et 7 HCE)
1. Les réactions d’estérification et d’hydrolyse
2. Des exemples de contrôle de l’évolution de
systèmes chimiques pris dans l’industrie
chimique et dans les sciences de la vie
67
1.
Les réactions d’estérification et
d’hydrolyse des esters
• Mise en évidence expérimentale d’un état
d’équilibre.
• Définition du rendement d’une
transformation.
• Définition d’un catalyseur.
• Contrôle de la vitesse de réaction :
température et catalyseur.
• Contrôle de l’état final d’un système : excès
d’un réactif ou élimination d’un produit.
68
TP. Contrôle des transformation mettant en jeu les
réactions d’estérification et d’hydrolyse des esters (doc.D1)
Objectif
Vérifier expérimentalement les caractéristiques de
ces transformations :
– Elles sont lentes ;
– Elles ne sont pas totales ;
– Elles sont plus rapides en présence d’acide sulfurique
concentré ;
– La présence d’acide sulfurique ne modifie pas l’état
d’équilibre ;
– Les transformations sont plus rapides à température
élevées ;
– L’état d’équilibre peut être modifié en utilisant un
excès de réactif ou en éliminant un produit.
69
Le critère d’évolution appliqué à l’estérification
• Expression du quotient de réaction donnée à l’élève :
n(est) n(eau)

n(est)  n(eau)
V
Qr  V

n(alc) n(ac)
n(alc)  n(ac)

V
V
• Évolution du système dans le cas :
– d’un ajout de réactif :
Qr,i 
n(est)éq.  n(eau)éq.
n(alc)éq.  [n(ac)éq.  n1 ]
nouvelle évolution dans le
sens direct car Qr,i < K
– d’une élimination d’un produit :
Qr,i 
[n(est)éq.  n2 ]  n(eau)éq.
n(al)éq.  n(ac)éq.
nouvelle évolution dans le
sens direct car Qr,i < K
70
2.
Des exemples de contrôle de l’évolution
de systèmes chimiques - exemples pris
dans l ’industrie chimique ou les SVT
TP. Contrôle de la synthèse d'un ester par
changement de réactif : hémisynthèse de l'aspirine
à partir d'un anhydride d'acide (doc.D2)
Le changement de réactif, permet d’améliorer le
rendement de l’estérification
TP. Contrôle de l'hydrolyse d'un ester : synthèse
d'un savon par saponification et propriétés des
savons dans l'eau (doc.D3)
Le changement de réactif, permet d’améliorer le
rendement de l’hydrolyse d’un ester
71
TP. Compétition entre plusieurs réactions chimiques :
cas du titrage direct de l'aspirine (doc.D4)
Objectifs :
• Montrer que plusieurs réactions chimiques peuvent
coexister au cours d’une transformation ;
• Montrer que ces réactions peuvent être compétitives.
• Dans le cas d’une compétition cinétique, jouer sur les
facteurs cinétiques pour privilégier l’une d’elles.
• Dans le cas d’une compétition « thermodynamique »,
évaluer le taux d’avancement respectif de chaque
réaction à partir de sa constante d’équilibre.
• Appliquer au titrage acido-basique d’une solution
d’aspirine avec un indicateur coloré.
72
Programme
Professeurs
73
Horaires de terminale S
• Par semaine :
– 3 heures de cours
– 2 heures de TP
• 28 semaines :
– 84 heures
– 28 TP (14 Physique et 14 Chimie)
• Répartition :
– 49 heures de physique (58,3 %)
– 35 heures de chimie (41,6 %)
NB : exercices et contrôles compris dans l’horaire
74
Quelques critères pour choisir un manuel…
• Utilisation correcte des mots transformation, réaction, équation
• Utilisation du tableau descriptif pour les titrages (pas de relations du
type caVa = cbVb)
• Utilisation des courbes d'évolution temporelle x = f(t)
• Pas de définition de vitesse de formation et de vitesse de disparition
• Utilisation du signe = dans toutes les équations de réactions (dès que
la notion d’équilibre a été abordée)
• Pas de dichotomie acide fort-aide faible (base forte, base faible)
• Approche de la transformation totale : pas de critères du type K > 104
• Choix des notations pour l'équivalence : éq. qui signifie équilibre
• Utilisation du critère d'évolution pour expliquer le fonctionnement des
piles, lors de l'électrolyse et de l'estérification-hydrolyse
• Pas trop de calculs !
75
Quelques adresses
• Site Eduscol du Ministère
http://www.eduscol.education.fr/
• Site de travail du Groupe d’Experts
http://groupexperts.dyndns.org
76