Evolution d`un système au cours d`une transformation chimique I

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Evolution d’un système au cours d’une transformation chimique
I/ Définitions
Un système chimique est une portion de l’Univers séparée par des
frontières réelles ou fictives bien déterminées.
Une phase est une portion homogène de l’Univers, qui présente les
mêmes propriétés en tous ses points (même indice de réfraction, même
température, même densité, même couleur, etc…..
Exemple : Solution saturée de sulfate de cuivre
(S)
Le système (S) est délimité par les parois du bécher et le
couvercle est constitué de trois phases
Une transformation chimique est tous processus au cours duquel
sont modifiées les quantités de matière de certains ou de tous les constituants
du système où elle se déroule, donnant ainsi à l’apparition des nouveaux
constituants.
II- Caractère rapide et lent des transformations chimiques
1/ Réaction rapide
Solution
de NaOH
a.Expérience
Lorsqu’on verse suffisamment de
solution soude sur la solution d’acide
Solution
chlorhydrique, la couleur du mélange
de HCl +B.B.T
passe instantanément du jaune au
Bleue
Jaune
bleue.
b. Conclusion
La réaction entre la solution aqueuse d’acide chlorhydrique et la solution
aqueuse de soude est rapide.
c.Définition
Une Transformation chimique est dite rapide si la durée d’évolution du
système entre l’état initial et l’état final est inférieur à la percistance rétinienne
ou au temps de réponse des appareils usuels utilisés pour la suivre.
Autres exemples :
• Les réactions acide-base ;
• Les réactions de précipitation.
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2/ Réaction lente
On se propose de faire réagir une solution aqueuse d’iodure de potassium (K+ +
I-) sur une solution aqueuse d’eau oxygénée H2O2 en milieu acide.
a.Equation de la réaction
Les couples qui interviennent au cours cette réaction sont :
H2O2/H2O et I2/IH2O2 + 2H+ + 2é
2H2O
: réduction
2I
I2 + 2é : oxydation
+
H2O2 + 2I + 2H
2H2O + I2 : équation bilan
Sol. de KI
b. Expérience
Dès qu’on met les solutions en contacte, la
Sol de H2O2 +
Jaune
couleur du mélange devient jaune dans le
quelques gouttes
bécher (1). Cette couleur s’intensifie avec
de H2SO4
l’augmentation de la concentration du
diiode. On prélève un échantillon de cette et
Empois
on lui ajoute quelques gouttes d’une solution
d’amidon
Bleue
d’empois d’amidon. Le mélange prend une
couleur bleue.
c.Conclusion
La réaction entre la solution d’eau oxygénée H2O2 et la solution aqueuse
d’iodure de potassium est lente.
d. Définitions
Une Transformation chimique est dite lente si elle se déroule sur des
durées permettant un suivi aisé avec nos sens ou avec les techniques de
mesures habituelles.
• L’étude d’évolution d’une réaction lente est appelée cinétique chimique.
III- Avancement d’une réaction chimique
L’avancement d’une réaction intéresse les réactions lentes
On considère la réaction chique symbolisée par l’équation.
aA + bB
cC + dD
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1/ Tableau descriptif d’évolution d’un système
Le tableau ci-dessous décrit l’évolution d’un système chimique ne renfermant
initialement que les réactifs A et B. On peut écrire provisoirement :
Etat du
Quantité de matière en (mol)
système
initial
n0(A)
n0(B)
Intermédiaire n (A) = n0(A)- nd(A) n(B) = n0(B) – nd(B)
0
0
n(C) n(D)
D’après la loi de conservation de la matière, on peut écrire :
n (C) n (D) n d (A) n d (B)
=
=
=
= Cte . Cette constante est notée x appelée
c
d
a
b
avancement da la réaction exprimé en (mol). On peut reprendre le tableau
Intermédiaire n (A) = n0(A)- a.x
Final
nf (A) = n0(A)- a.xf
n(B) = n0(B) – b.x
n(B) = n0(B) – b.xf
c.x
c.xf
d.x
d.xf
2/ Exemple
On reprend l’exemple de la réaction de la solution aqueuse d’iodure de
potassium (K+ + I-) sur la solution aqueuse d’eau oxygénée H2O2 en milieu
acide et se propose de dresser le tableau descriptif d’évolution du système.
H2O2 + 2I- + 2H3O+
Etat du
Avanceme
système
nt
initial
0
Intermédiair
x
e
Final
xf
4H2O + I2
Quantité de matière en (mol)
n0(H2O2)
n0(I-)
n(H2O2) = n0(H2O2) - n(I-) = n0(I-) –
x
2x
nf (H2O2) = n0(H2O2) - nf (I ) = n0(I-)xf
2xf
- - 0
- - x
- - xf
Si x = 1, on dit que la réaction a marché 1 fois. Si x = 0,5, on dit que la réaction
a marché 0,5 fois.
Déterminons l’avancement maximal en admettant que la réaction est totale. En
déduire la composition du mélange à l’état final. On Donne :
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n0(H2O2) = 0,4 mol et n0(I-) = 0,1 mol
Lorsque la réaction est terminée (système à l'état final) l'un des réactifs (au
moins) a disparu. Ce réactif est appelé réactif limitant
L'avancement maximal xmax est atteint lorsque la quantité de réactif limitant est
devenue nulle.
On fait l'hypothèse que chaque réactif est limitant et on calcule xmax , le réactif
limitant est celui pour lequel xmax est le plus petit, le premier atteint.
Si l’eau oxygénée est limitant Xmax = 0,4 mol
Si les ions iodures sont le réactif limitant Xmax = 0,05 mol
Xmax = 0,05 mol d’où la composition finale n(I2) = 0,05 mol, n(I-) = 0 mol
nf (H2O2) = 0,3 mol
Définition
L’avancement x d’une réaction chimique est une grandeur, exprimée en moles,
qui permet de suivre l’évolution de la composition d’un système au cours d’une
transformation chimique.
Remarques
Si les constituants du système chimique constituent une seule phase et le
volume V du milieu réactionnel est constant, on définit l’avancement
x
volumique y par y = exprimé en mol.L-1
V
3/ Quelques techniques de détermination de l’avancement x
Dosage
Conductimètrie
pH-mètrie lorsque l’un des réactifs ou produit est l’ion H3O+
IV- Relation entre concentrations molaires des espèces chimiques
1/ Rappel
• Loi de conservation de la matière
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Au cours d’une réaction chimique, il ya conservation du nombre d’atome de
chaque espèce chimique
• Concentration molaire
La concentration molaire d’une espèce chimique A dans un mélange de
n
volume V est notée [A]. [A] = A exprimée en mol. L-1.
V
Exemple
On dissout dans un volume V= 0,5 l d’eau, 0,2 mol de chlorure de plomb
PbCl2. on admet que cette quantité se dissout complètement.
On demande de :
• Déterminer la molarité de la solution.
• Déterminer les concentrations molaires des espèces chimiques présentes
dans le mélange autre que les ions H3O+ et OH-.
2/ Relation entre concentration molaire
On se propose d’établir des relations entre les concentrations molaires
des espèces chimiques présentes dans le mélange à une date t quelconque.
H2O2 + 2I- + 2H+
A t = 0s n1
n2
At
n1-x
n2-2x
2H2O + I2
0
x
n −x
, [H 2O 2 ] = 1
= [H 2O 2 ]0 − [I2 ]
v
 −  n2 − x  − 
= I  − 2 [I 2 ]
I  =
 
 0
v
I  = x
 2 
v
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