Transformations lentes ou rapides Facteurs cinétiques - Correction

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1 Transformations lentes ou rapides Facteurs cinétiques - Correction Objectifs : Les réactions chimiques peuvent se dérouler à différentes vitesses. Le but de ce TP est de montrer ce phénomène et d observer l influence de certains paramètres (température et concentration). I ) Mise en évidence Nous allons utiliser l apparition ou la disparition d espèces colorées pour suivre visuellement les évolutions lentes ou rapides des réactions chimiques. a ) Exemples de réactions rapides Expérience 1 Les réactions de précipitations vues au collège sont des réactions rapides. Voici un exemple que vous connaissez déjà : A l aide d une pipette pasteur, prélever 2 ml d une solution de sulfate de cuivre (solution composée de Cu 2+ et les verser dans un tube à essais. ) et Rajouter dans ce tube à essai quelques gouttes de soude (solution composée des Na + et HO - ) 1 ) Qu observez-vous au cours de l ajout de la soude? On observe l apparition d un précipité d hydroxyde de cuivre bleu : Cu(OH) 2 (s) 2 ) Sachant que cette réaction fait apparaitre un solide d hydroxyde de cuivre : Cu(OH) 2 (s), écrire l équation bilan correspondante. On a donc la réaction suivante entre Cu 2+ et HO - : Expérience 2 Cu 2+ (aq) + 2 HO - (aq) = Cu(OH) 2 (s) Avec une éprouvette graduée, prélever 20 ml d une solution de sel de Mohr (contient les ions Fe 2+ et d autres ions) de concentration C 1 = 0,1 mol.l -1 et verser ce volume dans un bécher de 50 ml. Avec une éprouvette graduée, prélever 5 ml d une solution aqueuse acidifiée de permanganate de potassium (K+ et ) de concentration C 2 = 0,02 mol.l -1 et verser ce volume dans le bécher précédent. 1 ) Quelle est la coloration de la solution de sel de Mohr et de la solution de permanganate de potassium? Le sel de Mohr est légèrement jaune blanc alors que le permanganate est violet. (La coloration violette vient des ions ) 2 ) Qu observez-vous lors du mélange? On voit apparaitre une couleur marron caractéristique des ions 3 ) Les couples oxydants / réducteurs mis en jeu sont : (aq) / Mn 2+ (aq) et Fe 3+ (aq) / Fe 2+ (aq), écrire les demi équations d oxydoréduction et écrire l équation bilan correspondante. Ecrivons d abord les demi-équations électroniques des couples : l oxydant est et le réducteur est Fe 2+ 5 (aq) + 8 H + (aq) + 5 e - = Mn 2+ (aq) + 4 H 2 O (l) Fe 2+ (aq) = Fe 3+ (aq) + 1 e - (aq) + 8 H + (aq) + 5 Fe 2+ (aq) = Mn 2+ (aq) + 4 H 2 O (l) + 5 Fe 3+ (aq)

2 4 ) Qualifier à travers leur évolution temporelle les 2 transformations chimiques observées (expérience 1 et 2). L évolution temporelle c est faite très rapidement à l œil. b ) Exemple de réaction lente Avec une éprouvette graduée, prélever 20 ml d une solution de thiosulfate de sodium (Na + et C 1 = 0,1 mol.l -1 et verser ce volume dans un bécher de 50 ml. ) de concentration Verser dans ce bécher, 20 ml avec une éprouvette graduée d une solution d acide chlorhydrique (H + et Cl - ) de concentration C 2 = 1 mol.l ) Qu observez-vous au bout de quelques minutes? On constate une opacification de la solution. Elle devient légèrement jaune. 2 ) Les couples oxydants / réducteurs mis en jeu sont : (aq) / S (s) et (aq) / (aq), écrire les demi équations d oxydoréduction et écrire l équation bilan correspondante. Ecrivons d abord les demi-équations électroniques des couples : l oxydant est et le réducteur est : (aq) + 6 H e - = 2 S (s) +3 H 2 O (l) 2 2 (aq) = +2 e- 5 (aq) + 6 H + (aq) = 2 S (s) + 3 H 2 O (l) + 2 (aq) 3 ) Comment interpréter l'opacification de la solution? Cette opacification est-elle immédiate ou progressive? L opacification est due à l apparition du soufre solide en solution (couleur jaune caractéristique) 4 ) Comment appelle-t-on une réaction ou l oxydant et le réducteur sont identiques? Ici l oxydant et le réducteur sont identiques : la réaction réalisée s appelle alors une dismutation. II ) Facteurs cinétiques Les expériences qui suivent mettent évidence le rôle de la température et de la concentration dans les vitesses de réaction. a ) Rôle de la température Pour montrer l influence de la température sur la cinétique, nous allons utiliser le test caractéristique des aldéhydes avec la liqueur de Fehling. Dans 2 tubes à essais, introduire 4 ml de liqueur de Fehling (Cu 2+ et d autres ions) et rajouter 3 gouttes d éthanal (CH 3 CHO). Mettre un des tubes à essais au bain-marie à 50 C. 1 ) Comparer les 2 tubes à essais au bout de quelques minutes? On observe que pour le tube à essai chauffé au bain marie la réaction est plus rapide, il y a un dépôt de Cu 2 O (s) de couleur rouge brique alors que le tube à essai non chauffé reste bleu. Non chauffé Chauffé au bain marie (dépôt de Cu 2 O (s) )

3 2 ) Les couples oxydants / réducteurs mis en jeu sont : Cu 2+ (aq) / Cu 2 O (s) et CH 3 COO - (aq) / CH 3 CHO (aq), écrire les demi équations d oxydoréduction et écrire l équation bilan correspondante (attention le milieu est basique) Ecrivons d abord les demi-équations électroniques des couples : l oxydant est Cu 2+ et le réducteur est CH 3 CHO : Cu 2+ (aq) + H 2 O (l) + 2 e - = Cu 2 O (s) + 2 H + (aq) CH 3 CHO + H 2 O = CH 3 COO - (aq) + 3 H + (aq)+ 2 e - 2 Cu 2+ (aq) + 2 H 2 O (l) + CH 3 CHO (aq) = Cu 2 O (s) + 5 H + (aq) + CH 3 COO - (aq) Attention la réaction se fait en milieu basique et donc il y peu d ions H+ par contre il y a des ions HO- en grande quantité Eliminons les ions H + en utilisant la réaction acido-basique suivante : H + + HO - = H 2 O Comme dans l équation bilan finale on a 5 H + rajoutons 5 HO - 5 HO - (aq) + 2 Cu 2+ (aq) + 2 H 2 O (l) + CH 3 CHO (aq) = Cu 2 O (s) + 5 H + (aq) + 5 HO - (aq) + CH 3 COO - (aq) 5 HO - (aq) + 2 Cu 2+ (aq) + 2 H 2 O (l) + CH 3 CHO (aq) = Cu 2 O (s) + 5 H 2 O (l) + CH 3 COO - (aq) Et donc nous avons finalement le réaction en milieu basique: 5 HO - (aq) + 2 Cu 2+ (aq) + CH 3 CHO (aq) = Cu 2 O (s) + 3 H 2 O (l) + CH 3 COO - (aq) 3 ) Quelle est l influence de la température sur la vitesse de la réaction. On la vue, la température accélère la réaction chimique. b ) Rôle de la concentration Etudions l attaque du zinc par l acide chlorhydrique. Réaliser l expérience 1 ci-contre : (décrite ci-dessous) Eprouvette de 250 ml Cristallisoir eau Avec une pipette graduée introduire dans un tube à essais, un volume V 1 = 4,0 ml d acide chlorhydrique à C 1 = 7,0 mol.l -1 (acide à 23%). Attention l acide utilisé est concentré, utilisé des lunettes et des gants lors du prélèvement. Rajouter une masse m = 0,49 g de zinc (une grenaille) et fermer le tube à essais et enclencher le chronomètre. Relever alors la valeur du temps t 1 correspondant au volume de gaz du tableau ci-dessous : Au bureau est refaite la même expérience sauf que la concentration de l acide est C 2 = 3,50 mol.l -1, le temps relevé est notée t 2 (c est l expérience 2). 1 ) Écrire ci-dessous le résultat des expériences : V (ml) t 1 (s) t 2 (s)

4 2 ) Sur le même papier millimétré, dessiner l évolution de V 1 et V 2 en fonction des temps t 1 et t 2. Réaction avec l acide à C 1 = 7,0 mol.l -1 Réaction avec l acide à C 2 = 3,50 mol.l -1 3 ) Comment la concentration de l acide influence la cinétique de la réaction? D après les graphiques précédents, on voit que l acide concentré arrive plus rapidement au volume de 120 ml que l acide moins concentré. On en conclue que plus c est concentré et plus la réaction se fera vite. 4 ) Les couples oxydants / réducteurs mis en jeu sont : Zn 2+ (aq) / Zn (s) et H + (aq) / H 2 (g), écrire l équation de réaction. Ecrivons d abord les demi-équations électroniques des couples : l oxydant est H + et le réducteur est Zn : 2 H + (aq) + 2 e - = H 2 (g) Zn (s) = Zn 2+ (aq) + 2 e - Zn (s) + 2 H + = H 2 (g) + Zn 2+ (aq) 5 ) Calculer les quantités de matière en Zn(s) et en H + (aq) au début de l expérience 1. Quel est le réactif limitant? 6 ) Dresser le tableau d évolution de la réaction 1. Calculer le volume de H 2 (g) maximal que l on peut obtenir. Données : P = 1,013 bar, T = 23 C On a et on a également Traçons le tableau d évolution : Zn (s) + 2 H + = H 2 (g) + Zn 2+ (aq) t = t final On a donc à la fin = 0 = = 0 A la fin l avancement doit être le plus petit possible, donc la seule valeur à prendre est Le réactif limitant est donc le Zinc.

5 On en déduit qu à la fin de la réaction, on a On utilise alors l équation des gaz parfaits : Donc à la fin de la réaction quand tout le zinc sera consommé, on devra recueillir 0,18 L de H 2 7 ) Comparer avec le volume maximal que vous avez obtenu. La réaction est-elle terminée? Pour l expérience réalisée, on s est arrêté à V = 123 ml = 0,123 L < 0,18 L (valeur théorique) donc la réaction n est pas terminée. Conclusion : compléter les phrases ci-dessous Une augmentation de la température, accélère la transformation chimique qui s y déroule. La durée d évolution s en trouve donc diminuée. En augmentant la concentration d un ou plusieurs réactifs, la transformation chimique est accélérée. La durée d évolution s en trouve donc diminuée.