Chap 6 . Transformations associées à des réactions acido-basiques
Ke est indépendante de l'état initial (en particulier de la concentration initiale) d'acidité en fonction du taux d'avancement final de la réaction de.
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Le calcul du rendement ou taux d'avancement ? d'une réaction se fait à partir du Relation entre grandeur molaire et grandeur de réaction r. k k. i i k.
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Chapitre 2 - Évolution spontanée dun système chimique
On définit le taux d'avancement ? comme étant le rapport entre l'avancement Si Qr = K(T) l'équilibre dynamique est atteint
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Taux d'avancement On définit le taux d'avancement ? comme étant le rapport entre l'avancement final xf (pour le cas d'une réaction équilibrée) et
Comment calculer le taux d'avancement ?
Le taux ou degré d'avancement de réaction x s'écrit : x = x / xmax. Lorsque la réaction est totale, c'est à dire lorsqu'elle consomme la totalité d'au moins un des réactifs, le taux d'avancement de réaction vaut 1 (ou encore 100%).Quel est l'effet de la constante d'équilibre sur le taux d'avancement ?
cette expression montre que le taux d'avancement de la réaction à l'équilibre dépend de la constante K de la réaction. Les mesures montrent que ce taux d'avancement à l'équilibre est d'autant plus élevé que la constante K est plus grande.8 sept. 2009Quelle est la formule de K ?
Équilibres acido-basiques : KA, KB
AH + H2O = A? + H3O+. Plus la constante d'acidité est élevée, plus l'acide se dissocie dans l'eau, donc plus l'acide est fort.- 1Expression de la constante d'équilibre. Kc=[HI(g)]2[I2(g)]?[H2(g)]2Déterminer les concentrations à l'équilibre par le tableau IVE. ? ?I2(g) I 2 ( g ) + 3Calcul des concentrations à l'équilibre. Kc=[HI(g)]2[I2(g)]?[H2(g)]=[0,5?2x]2[x][x]=50,5. Il faut alors résoudre l'équation afin d'isoler le x. 4Concentrations à l'équilibre.
![[PDF] Chapitre 2 - Évolution spontanée dun système chimique [PDF] Chapitre 2 - Évolution spontanée dun système chimique](https://pdfprof.com/Listes/17/56998-17Chapitre_2_Evolution_spontanee.pdf.pdf.jpg)
Chapitre 2
Évolution spontanée d"un système
chimique2.1 Équilibre chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .16
2.1.1 Réaction totale ou non totale . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
162.1.2 Sens d"évolution direct et indirect d"une réaction . . . . . . . . . . . . . . . . .
162.2 Évolution d"un système chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
172.2.1 Activité d"une espèce chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
172.2.2 Quotient de réaction . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
172.2.3 Constante d"équilibre . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
182.2.4 Évolution spontanée . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
182.3 Pile électrochimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
182.3.1 Fonctionnement d"une pile électrochimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
182.3.2 Capacité et usure d"une pile . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1916Chapitre 2.Évolution spontanée d"un système chimiqueJ
usqu"à présent, dans le programme de seconde et de première, on considère principalement des
réactions chimiques ditestotales, c"est-à-dire des réactions qui se poursuivent jusqu"à ce que l"un,
au moins, des réactifs, ait complètement disparu du milieu réactionnel.On se propose ici d"étudier les réactions chimiques non totales (ou équilibrées), leur sens d"évolution,
en illustrant par l"étude du fonctionnement d"une pile électrochimique.Le chapitre s"articule autour du plan suivant :
Équilibre chimique (Vidéo)
Évolution d"un système chimique
Pile électrochimique (Vidéo1et Vidéo2 )2.1 Équilibre chimique
2.1.1 Réaction totale ou non totale
Lors d"une transformation chimique, on dit que la réaction est totale si elle s"arrête uniquement lorsque
l"un des réactifs (ou plusieurs) a (ont) été entièrement consommé(s). On parle alors de réactif(s)
limitant et les autres sont en excès.Parfois, la réaction chimique s"arrête après avoir trouvé un état d"équilibre dans lequel tous les réactifs
sont encore présents. Une partie a été consommée pour former des produits mais dans l"état final,
aucun réactif n"a entièrement disparu. On dit alors que la réaction estnon totale ou équilibrée.Taux d"avancement
On définit le taux d"avancementτcomme étant le rapport entre l"avancement finalxf(pourle cas d"une réaction équilibrée) et l"avancement maximal théoriquexmax(si la réaction était
totale) :τ=xfx
max2.1.2 Sens d"évolution direct et indirect d"une réactionPour une réaction totale on utilise le symboledans une équation bilan entre les réactifs et les
produits.Exemple:H3O++ HO-2H
2OPour une réaction équilibrée, on utilise le symboledans une équation bilan entre les réactifs et
les produits. Cette double flèche indique que la réaction peut se fairedans les deux sens, des réactifs
vers les produits, mais aussi réciproquement des produits vers les réactifs.Exemple:N2+ 3H22NH
3Poisson Florian Spécialité Physique-Chimie Terminale
2.2.Évolution d"un système chimique17Sens direct et indirect
On parle desens directlorsque la réaction chimique évolue dans le sens de disparition des réactifs et d"apparition des produits (de gauche à droite dans l"équation bilan). La vitesse de réaction estv1=-d[A]dt par rapport au réactifA. On parle desens indirectlorsque la réaction chimique évolue dans le sens d"apparition des réactifs et de disparition des produits (de droite à gauche dans l"équation bilan). La vitesse de réaction estv-1=d[A]dt par rapport au réactifA.État d"équilibre dynamiqueOn parle d"état d"équilibre dynamiquelorsque les quantités de matières de toutes les espèces
(réactifs et produits) ont cessé d"évoluer. On a alorsv1=v-1: les réactifs apparaissent aussi
vite qu"ils disparaissent, donc l"équilibre est atteint.2.2 Évolution d"un système chimique2.2.1 Activité d"une espèce chimiqueActivité d"une espèce chimique
L"activitéαd"une espèce chimiqueAest une grandeur sans dimension définie selon l"état physique de l"espèce dans un mélange :Pour une espèce solide,α(A) = 1
Pour un solvant,α(A) = 1
Pour un soluté,α(A) =[A]C
0avecC0= 1 mol.L-1, concentration de référence.
Pour un gaz,Hors Programme2.2.2 Quotient de réactionQuotient de réaction
Soit une réaction du type :
aA+bBcC+dD On appellequotient de réactionle rapport entre le produit des activités des produits, à lapuissance de leur nombre stoechiométrique, et celui des activités des réactifs à la puissance de
leur nombre stoechiométrique : Q r=? produits(αi)? réactifs(αi)=α(C)cα(D)dα(A)aα(B)bExemple:MnO4-(aq)+ 5Fe2+(aq)+ 8H+(aq)Mn2+(aq)+ 5Fe3+(aq)+ 4H2O(l)
Le quotient réactionnel de cette réaction chimique à un instanttvaut : Q r=α? Mn2+?Fe3+?5α(H2O)4α(MnO4-)α?
Fe2+?5α?
H+?8=?
[Mn2+]C 0?? [Fe3+]C 0? 5×14?
[MnO4-]C 0? ?[Fe2+]C 0?5?[H+]C
0?8Spécialité Physique-Chimie Terminale Poisson Florian
18Chapitre 2.Évolution spontanée d"un système chimiqueQ
r=[Mn2+][Fe3+]5[MnO4-][Fe2+]5[H+]8
2.2.3 Constante d"équilibreConstante d"équilibre
La valeur du quotient de réaction à l"équilibre dynamiqueQr,éq(pour une réaction non totale),
est appeléeconstante d"équilibre, notéeK(T)ouK0(T). Qr,éq=K(T)Remarque:La constante d"équilibre est un paramètre propre à chaque réaction chimique. Elle ne
dépend que de la températureTdu système - elle estindépendante des quantités de matière
initiales des réactifs et produits.2.2.4 Évolution spontanéeÉvolution spontanée
Lorsqu"un système chimique est dans un état hors équilibre, la réaction chimique s"effectue
spontanément dans le sens qui l"amène vers son état d"équilibre : SiQr=K(T), l"équilibre dynamique est atteint, la réaction n"évolue plus. SiQr< K(T), la réaction évolue dans le sens direct jusqu"à atteindre l"équilibre.SiQr> K(T), la réaction évolue dans le sens indirect jusqu"à atteindre l"équilibre.Remarque:SiK(T)>104, on considère que la réaction est totale dans le sens direct. A l"inverse,
siK <10-4, on considère que la réaction est totale mais dans le sens indirect.2.3 Pile électrochimique
2.3.1 Fonctionnement d"une pile électrochimique
Une pile électrochimique fonctionne sur la base d"une réaction d"oxydoréduction. Le principe sera
présenté en suivant l"exemple de la pile Daniell, schématisée sur la figure 2.1Une pile est constituée de deuxdemi-piles, chacune contenant l"oxydant et le réducteur d"un couple
oxydant-réducteur. La première demi-pile contient une solution de sulfate de zinc (Zn2+, SO42-), dans laquelle est plongée
une électrode de zinc solide Zn (s). Le couple oxydant-réducteur mis en jeu est le couple Zn2+(aq)/Zn(s). La deuxième demi-pile contient une solution de sulfate de cuivre II (Cu2+, SO42-), dans laquelle est
plongée une électrode de cuivre solide Cu (s). Le couple oxydant-réducteur mis en jeu est le couple Cu2+(aq)/Cu(s).
La réaction d"oxydoréduction se fait spontanément dans le sens de l"oxydation de Zn (s)et de la réduction des ions Cu2+(aq). Son équation bilan est la suivante :
Cu2+(aq)+ Zn(s)Cu
(s)+ Zn2+(aq)Poisson Florian Spécialité Physique-Chimie Terminale2.3.Pile électrochimique19Figure 2.1- Schéma d"une pile Daniell, exemple de pile électrochimique
La demi-pile du zinc est le siège de l"oxydation : Zn (s)=Zn2+(aq)+ 2e-. Pour toutes les piles, l"électrodeoù a lieu l"oxydation est appeléeanode. Ici c"est donc l"électrode de zinc qui est l"anode, correspondant
à laborne négativede la pile.
La demi-pile du cuivre est le siège de la réduction : Cu2+(aq)+ 2e-=Cu(s). Pour toutes les piles,
l"électrode où a lieu la réduction est appeléecathode. Ici c"est donc l"électrode de cuivre qui est la
cathode, correspondant à laborne positivede la pile.Les électrons libérés par l"oxydation de l"électrode de zinc circulent dans le fil électrique jusqu"à la
demi-pile de cuivre où ils sont captés par les ions cuivre II pour former du cuivre. Au sein des solutions,
les porteurs de charges sont les ions.Les deux demi-piles sont reliées électriquement par le biais d"unpont salin. Ce dernier a pour rôle
d"assurer la circulation du courant électrique, ainsi que l"électroneutralité des solutions. Des ions
spectateurs diffusent dans chacune des demi-piles : Des ions NO3-migrent dans la solution de sulfate de zinc pour compenser l"apparition de charges positives avec les ions Zn2+formés.
Des ions K+migrent dans la solution de sulfate de cuivre pour compenser la disparition de charges positives avec les ions cuivre II Cu2+consommés.
2.3.2 Capacité et usure d"une pileCapacité et usure d"une pile
Lacapacité d"une pileest la chargeQ(en C) des électrons circulant dans la pile entre l"état initial et l"état final de la réaction.Lorsque l"état final est atteint au bout d"une duréeΔt(en s), il n"y a plus d"échange d"électrons
et le courantI(en A) circulant dans la pile devient nul. La pile est diteusée.Q=I×ΔtAfin de déterminer la chargeQd"une pile, il faut savoir combien d"électrons ont été échangés durant sa
périodeΔtde fonctionnement. Si l"on connait l"avancement finalxf, il suffit d"utiliser la stoechiométrie
de la réaction pour déterminer le nombre d"électrons échangés, notén(e-).Spécialité Physique-Chimie Terminale Poisson Florian
20Chapitre 2.Évolution spontanée d"un système chimiqueCapacité d"une pile en fonction du nombre d"électrons
Soitxfl"avancement final de la réaction d"oxydoréduction à l"origine du fonctionnement de la
pile, etn(e-)le nombre d"électrons échangés. Alors la capacitéQde la pile s"obtient par la
relation suivante :Q=n(e-)xfF
Qla capacité (en C)
n(e-)le nombre d"électrons échangés (sans unité) x fl"avancement final (en mol) F= 96500 C.mol-1la constante de FaradayExemple de la pile Daniell: On introduit dans un bécher un volumeV1= 20mL d"une solution de sulfate de cuivre (II) à la concentrationc1= 0,10 mol.L-1. De même, on introduit dans un second bécher un volumeV2= 20mL d"une solution de sulfate de zinc à la concentrationc2= 0,10 mol.L-1. On réalise le montage de la pile comme présenté sur la figure 2.1 . La lame de cuivre a une masse m1= 2,0g et celle de zinc une massem2= 2,0g également.
La constante d"équilibreKassociée à la réaction d"oxydoréduction de la pile estK= 1037. On peut
donc considérer que cette réaction est totale. Cu2+(aq)+ Zn(s)Cu
(s)+ Zn2+(aq) Les quantités de matières initiales des réactifs sont : n i(Cu2+) =c1×V1= 0,10×20.10-3= 2,0.10-3mol. n i(Zn) =m2M(Zn)=2,065,4= 3,1.10-2mol.Ainsi, d"après la stoechiométrie de la réaction, les ions cuivre (II) sont limitant et le zinc solide en
excès.xf=ni(Cu2+) = 2,0.10-3mol.Pour déterminer le nombre d"électrons échangés, observons les demi-équations électroniques des couples
Zn2+(aq)/Zn(s)et Cu2+(aq)/Cu(s):
Zn (s)=Zn2+(aq)+ 2e- Cu2+(aq)+ 2e-=Cu(s)
Il y a donc deux électrons échangés pour un équivalent de zinc ou d"ion cuivre (II). Ainsin(e-) = 2.
D"après la formule de la capacité, on obtient : Q=n(e-)xfF= 2×2,0.10-3×96500 = 386C.Poisson Florian Spécialité Physique-Chimie Terminalequotesdbs_dbs33.pdfusesText_39[PDF] quotient de réaction exercices
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