A- Calcul de la quantité de matière et avancement d une réaction chimique

Transcription

1

2 A- Calcul de la quantité de matière et avancement d une réaction chimique I-) Comment déterminer la quantité de matière d un composé chimique A dans n importe quelle situation? On connaît Le volume V (en L) qu il occupe On cherche dans l énoncé Si A est un corps pur gazeux On connaît La masse m(a) du gaz (en g ) On calcule La valeur du volume molaire V M (enl.mol -1 ) On en déduit Sa quantité de matière n(a) est (en mol ): n(a) = V / Vm La masse molaire M(A) du gaz en g.mol -1 On en déduit La quantité de matière n(a) est : n(a) = m(a) / M(A) On connaît Si A est un corps pur liquide ou solide On connaît Le volume qu il occupe V (en L) Sa masse m(a) (en g ) On connaît On connaît On calcule Sa densité d (sans unité): d = ρ(a) / ρ(eau) On en déduit Sa masse volumique ρ(a) (en g.l -1 ) On en déduit Sa masse molaire M(A) en g.mol -1 On en déduit Sa masse volumique : ρ(a) = d ρ(eau) On en déduit Sa masse m(a) (en g ): m(a) = ρ(a) V On en déduit La quantité de matière n(a) est : n(a) = m(a) / M(A) On connaît Si A est dissous en solution On connaît Sa concentration massique C (A) en g.l -1 On connaît aussi Le volume de solution V solution (en L) On en déduit Sa concentration molaire C(A) (en mol.l -1 ) On connaît aussi le volume de solution V solution (en L) On en déduit La quantité de matière n(a) est : n(a) = C(A) V solution Sa masse m(a) :m(a) = C (A) V solution Puis on calcule Sa masse molaire M(A) On en déduit Sa quantité de matière : n(a) = m(a) / M(A) Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 2 -

3 II-) Avancement d une réaction chimique : 1 ) Avancement d une réaction chimique. a- Définition : L avancement d une réaction chimique noté x, c est le nombre de fois que la réaction est avancée depuis l état initiale. L avancement s exprime en mole b- Avancement volumique. Si les constituants du système forment une phase homogène de volume V constant, on définit l avancement volumique 2 ) Tableau descriptif d évolution du système : y = x V (en mol.l-1 ). Equation de la réaction : a.a + b.b c.c + d.d Etat Avancement Quantités de matière en moles initial (E.I) x = 0 n(a) 0 n(b) intermédiaire x n (A)= n (A) 0 a.x n (B)= n(b) 0 b.x (C) = c.x n (D) = d.x final (E.f) x = x f n f (A)= n (A) 0 a. x f n f (B)= n(b) 0 bx f n f (C) = c.x f n f (D) = d.x f 3 ) L avancement maximal et le réactif limitant : 3-1) Réaction totale et réaction limitée. a- Réaction totale : Une réaction est dite totale si l un, au moins, des réactifs disparaît totalement à la fin de la réaction. b- Réaction limitée : Une réaction est dite limitée lorsque la quantité de matière des différents constituants est non nulle à la fin de la réaction. 3-1) Avancement maximal et réactif limitant d une réaction chimique. a- Réactif limitant : Lorsqu une réaction est considérée totale, elle ne s'arrête qu'en l'absence d'au moins d un réactif : le réactif ayant totalement disparu en fin de réaction est nommé réactif limitant. b- Définition de l avancement maximal : L avancement maximal d une réaction chimique, notée x max, est la valeur de son avancement final x f lorsqu elle est considérée totale : Donc lorsque x f = x max le réactif limitant a disparu entièrement x f = x max signifie n(réactif limitant) f = 0. c- Calcule de l avancement maximal et détermination du réactif limitant: Soit une transformation chimique modélisée (représentée) par l équation chimique suivante supposée possible spontanément dans le sens direct : a.a + b.b c.c + d.d Si A était le réactif limitant : La réaction s arrêterait pour : n f (A)= n 0 (A) a.x=0 C est-à-dire pour x 1 = n 0(A) a Si B était le réactif limitant : La réaction s arrêterait pour : n f (B)= n 0 (B) b.x=0 C est-à-dire pour x 2 = n 0(B) b x max = inf (x 1 ; x 2 ) Autre méthode : On compare n(a) 0 a Si : n(a) 0 a < n(b) 0 b Si : n(a) 0 a > n(b) 0 b Si x 1 < x 2 donc x 1 = x max et A est le réactif limitant, car lorsque x prend la valeur x 1 on a n(a) =0 et la réaction n avance plus, la réaction s arrête donc x 1 = x max. et n(b) 0 b. alors A est le réactif limitant donc : n f (A)= n 0 (A) a.x max =0 d où x max = n 0(A) a alors B est le réactif limitant donc : n f (B)= n 0 (B) b.x max =0 d où x max = n 0(B) b Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 3 -

4 4 ) Détermination de l avancement final et de la composition molaire du mélange réactionnel: Soit une transformation chimique modélisée (représentée) dans le cas général par l équation chimique suivante supposée possible spontanément dans le sens direct : a.a + b.b c.c + d.d 4-1) On donne l évolution de l avancement au cours du temps. x f x=f(t) en mol Lorsque l avancement de la réaction reste constante la composition du système n évolue plus : C est l état final x(t) Composition molaire finale du mélange réactionnel. t t n f (A)= n 0 (A) a.x f avec n(a) réagit = a.x f n f (B)= n 0 (B) b.x f avec n(b) réagit = b.x f n f (C)= c.x f = n(c) formé n f (D)= d.x f = n(d) formé 4-2) On donne l évolution de la quantité de matière d un constituant du mélange réactionnel au cours du temps. a- d un réactif b- d un produit n 0 (A) n(a)=f(t) en mol n f (D) n(d)=f(t) en mol n t (A) n t (D) n f (A) t t f t t t f t Détermination de l avancement final : x f Pour t t f : n(a) reste constant, la composition du système n évolue plus : C est l état final. Donc à partir de la courbe n(a)=f(t) on prélève n f (A) et n 0 (A) D où : n f (A)= n 0 (A) a.x f soit x f = n 0(A) n f (A). a Composition finale du mélange réactionnel. n f (A)= n 0 (A) a.x f n f (B)= n 0 (B) b.x f n f (C)= c.x f = n(c) formé n f (D)= d.x f = n(d) Détermination de l avancement final : x f Pour t t f : n(d) reste constant, la composition du système n évolue plus : C est l état final. Donc à partir de la courbe n(d)=f(t) on prélève n f (A) D où : n f (D)= a.x f soit x f = n f (D) d Composition finale du mélange réactionnel. n f (A)= n 0 (A) a.x f n f (B)= n 0 (B) b.x f n f (C)= c.x f = n(c) formé n f (D)= d.x f = n(d) 5 ) Le taux d avancement d une réaction chimique: Si x f = x max la réaction est totale et si 0 <x f < x max la réaction est limitée a- Définition : Le taux d avancement d une réaction chimique noté τ à un instant t est égal au quotient de son avancement à cet instant par son avancement maximal τ = x(t). Le taux d avancement final est τ f = x f. x max x max b- Conclusion Si τ f = 1 La réaction est totale et si 0< τ f < 1 La réaction est limitée Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 4 -

5 III-) Applications : Exercice N 1 : On réalise la transformation modélisée par l'équation chimique suivante : 4Al(s) + 3O 2 (g) 2AL 2 O 3 (s) À l instant t=0min, on fait réagir 5,4 g d'aluminium avec 6 L de dioxygène dans les conditions de température et de pression où le volume molaire est égal à 24 L.mol -1. On donne M(Al)=27g.mol ) Calculer la quantité de matière initiale de chaque réactif. 2 ) Dresser le tableau récapitulatif de la transformation chimique. 3 ) Quelle doit être la valeur de l'avancement maximal x max. Déduire le réactif limitant. 4 ) Déterminer la composition molaire finale du mélange sachant que la réaction est totale. Exercice N 2: Dans une fiole jaugée de 0,5L, partiellement remplie d eau distillée, verser 1mL d acide éthanoïque pur, prélevée à l aide d une pipette, puis compléter jusqu au trait de jauge avec de l eau distillée, homogénéiser la solution obtenue et mesurer son ph. 1- Sachant que la densité de l acide éthanoïque est d = 1,05, sa masse molaire M = 60,05g.mol -1 Déterminer la quantité de matière initiale d acide éthanoïque. 2- Ecrire l équation chimique de la réaction qui se produit entre l acide éthanoïque et l eau. 3- Déterminer l avancement maximal de la réaction. 4- A l aide du ph mesuré (ph = 3,1), déterminer l avancement final de la réaction. 5- Comparer les avancements maximal et final. Exercice N 3: I- Préparation d'une solution d'iodure de potassium et dilution. Liste du matériel disponible : Erlenmeyer : 100 ml Burette graduée : 25 ml Pipettes jaugées : 1,00 ml ; 10,0 ml ; 20,0 ml Eprouvettes graduées : 10 ml ; 100 ml Pissette d eau distillée Béchers : 100 ml ; 250 ml Fioles jaugées : 50,0 ml ; 100 ml ; 250 ml ; 500 ml ; 1,00 L ; 2,00 L Pipettes graduées : 10 ml ; 20 ml Pipette simple Pipeteur 1 ) On souhaite préparer un volume V = 500 ml d'une solution S 1 d'iodure de potassium (KI) de concentration C 1 =0,40 mol.l -1. On dispose d'iodure de potassium solide de masse molaire M(KI)= 166,0 g.mol -1. a) Quelle masse de solide faut-il prélever pour préparer cette solution? b) Donner le protocole de la préparation de la solution S 0 par dissolution. 2 ) On souhaite préparer une solution S 1 de concentration C ' 1 =4, mol.l -1 et de volume V ' 1 =100mL à partir de la solution S 0. a) Comment s'appelle cette méthode? b) Proposer un protocole expérimental (en utilisant la liste de matériel). On justifiera soigneusement le choix de la verrerie utilisée. II- Préparation d'un mélange réactionnel. On dispose de deux béchers (A) et (B) contenant successivement un volume V 1 =60mL de la solution S 1 et un volume V 2 =100mL d une solution S 2 de peroxodisulfate de potassium K 2 S 2 O 8 de concentration molaire C 2 = mol.l -1 A la date t=0 on mélange les contenus des deux béchers. 1 ) a) Quelle est la couleur prise par le mélange. Préciser comment évolue cette couleur au cours du temps et conclure. b) Quel caractère de la réaction est confirmé par cette observation? C 1 =0.4mol.L -1 V 1 = 60 ml Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 5 - (A) KI (B) K 2 S 2 O 8 C 2 =0.04 mol.l -1 V 2 = 100 ml

6 c) Déterminer la concentration molaire initiale des ions iodures I - et des ions peroxodisulfate S 2 O 8 2 dans le mélange. 2 ) a) Dresser le tableau récapitulatif de la transformation chimique. b) Quelle doit être la valeur de l'avancement maximal x max. Déduire le réactif limitant. c) Déterminer la composition molaire finale du mélange sachant que la réaction est totale. Exercice N 4 : On mélange à la date t=0, un volume V 1 =40cm 3 d une solution aqueuse de sulfate de fer III : Fe 2 (SO 4 ) 3 de concentration molaire C 1 =0,1 mol.l -1 et un volume V 2 =60 cm 3 d une solution aqueuse d hydroxyde de sodium NaOH de concentration molaire C 2 =0,2 mol.l ) Ecrire l équation de la réaction sachant qu il se forme un précipité d hydroxyde de fer III : Fe(OH) 3. 2 ) Calculer la concentration molaire initiale d ions fer III (Fe 3+ ) et d ions hydroxyde (OH ) dans le mélange. 3 ) a) Dresser le tableau descriptif d évolution du système chimique relative à l avancement molaire x. b) Quelle doit être la valeur de l'avancement maximal x max. Déduire le réactif limitant. c) Déterminer la composition molaire finale du mélange sachant que la réaction est totale. Exercice N 5 : On mélange à la date t=0, un volume V 1 =37,5cm 3 de propan-1-ol de masse volumique ρ 1 =0,8 g.cm -3 et un volume V 2 =19,2 cm 3 d acide méthanoïque de masse volumique ρ 2 =1,2g.cm -3. On donne : M( C ) = 12g.mol -1, M( H ) = 1g.mol -1, M( O ) = 16g.mol ) Donner les formules brutes et les formules semi-développées du propan-1-ol et d acide méthanoïque. 2 ) Calculer la composition molaire initiale du mélange réactionnel. 3 ) a) Ecrire l équation de cette réaction et nommer le produit organique obtenu. b) Dresser le tableau descriptif d évolution du système chimique relative à l avancement molaire x. c) Quelle doit être la valeur de l'avancement maximal x max. 4 ) Sachant que la masse d acide restant à l état final m = g. a) Calculer l avancement final de la réaction x f. En déduire la valeur du taux final et conclure. b) Calculer la concentration molaire finale de chaque constituant du mélange réactionnel. Exercice N 6 : On introduit dans un bécher n 01 moles d une solution aqueuse d ions iodure de potassium (KI) puis on le fait agir dans un erlenmeyer contenant n 02 moles d une solution aqueuse de peroxodisulfate de potassium (K 2 S 2 O 8 ) en excès pour donner de diiode (I 2 ) et d ions sulfate SO A un instant de date t=t 1, la quantité de matière d ions sulfate présent est n 1 = 0,2 mol. Sol aq.de (KI) (Incolore) Sol aq.de (K 2 S 2 O 8 ) (Incolore) Formation de diiode (I 2 ) de coloration jaune 1 / Montrer en précisant les deux couples redox, que l équation de la réaction chimique qui a eu lieu s écrit : S 2 O I I2 + 2.SO / Dresser le tableau descriptif d évolution du système chimique en fonction de l avancement x et de l avancement final x f de la réaction. 3 / Déterminer la valeur de l avancement x 1 de la réaction à l instant de date t 1. 4 / La réaction chimique étudiée étant totale et l avancement final est x f = 0,4 mol. Déduire le réactif limitant et calculer la quantité de matière n 01. Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 6 -

7 Exercice N 7 : Dans une fiole jaugée de 0,5L, partiellement remplie d eau distillée, verser 1mL d acide éthanoïque pur, prélevée à l aide d une pipette, puis compléter jusqu au trait de jauge avec de l eau distillée, homogénéiser la solution obtenue et mesurer son ph. 1- Sachant que la densité de l acide éthanoïque est d = 1,05, sa masse molaire M = 60,05g.mol -1 Déterminer la quantité de matière initiale d acide éthanoïque. 2- Ecrire l équation chimique de la réaction qui se produit entre l acide éthanoïque et l eau. 3- Déterminer l avancement maximal de la réaction. 4- A l aide du ph mesuré (ph = 3,1), déterminer l avancement final de la réaction. 5- Comparer les avancements maximal et final. Exercice N 8 : n E (10-3 ) mol 1 ) La réaction de l éthanol avec l acide éthanoïque donne de l eau et l ester. Ecrire l équation chimique de la réaction observée. 11,5 2 ) Dresser le tableau descriptif : n(acide) 0 = n(alcool) 0 = 17, mol. 3 ) La courbe ci-contre donne la variation de la quantité de matière d ester formée au cours de temps. a- Déterminer l avancement final de la réaction x f b- Déterminer l avancement maximale x max. Conclure. c- En déduire la composition finale du système t(mn) chimique étudié : Exercice N 9 : 0 70 On étudie la transformation chimique lente et totale, de la décomposition de l'eau oxygénée par les ions iodures en présence d'acide sulfurique selon l équation : H 2 O I H 3 O + I H 2 O I- Etude théorique: 1 ) Donner la définition d'un oxydant et d'un réducteur. 2 ) Identifier dans l'équation les deux couples redox mis en jeu et écrire leurs demi-équations correspondantes. II-Étude expérimentale: A la date t=0 on mélange 20 ml d'une solution d'iodure de potassium (KI) de concentration molaire 0,1 mol.l -1 acidifiée par l'acide sulfurique en excès, 8 ml d'eau et 2 ml d'eau oxygénée de concentration molaire 0,1 mol.l -1 On donne les valeurs prises par la concentration molaire de diiode formé au cours du temps qui sont consignées dans le tableau de mesures suivant : t (s) [I 2 ] 10-3 mol.l ,74 4,06 5,16 5,84 6,26 6,53 1 ) Le mélange initial est-il stœchiométrique? 2 ) Dresser le tableau descriptif d évolution du système chimique étudié en fonction de l avancement x de la transformation et de l avancement final x f. 3 ) Donner la relation entre [I 2 ] et l'avancement x. 4 ) On donne la courbe d évolution de l avancement x de la réaction au cours du temps. a- Déterminer graphiquement : La valeur de l'avancement initial à l instant de date t=0s. La valeur de l'avancement à l instant de date t=100s. 3,0 2,5 2,0 1,5 0, t (s) Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 7 -

8 La valeur de l'avancement final. b- Déterminer la valeur de l'avancement maximal de la réaction. c- Exprimer puis calculer le taux d avancement final de la réaction. Que peut-on conclure? d- En déduire la valeur de la concentration molaire en diiode formé lorsque la réaction est terminée. 5 ) Donner la composition molaire du mélange à l instant de date t = 500 s. 6 ) Définir le temps de demi-réaction puis déterminer sa valeur. 7 ) a- Donner la définition d un catalyseur utilisé en réaction chimique. b- Dire en le justifiant, si H 3 O + joue le rôle d un catalyseur ou réactif dans cette expérience. Exercice N 10 : Les deux parties I et II sont indépendantes. L eau oxygéné H 2 O 2 peut réagir lentement avec les ions iodures L équation chimique de la réaction redox considérée totale s écrit : H 2 O I + 2. H 3 O + I2 + 4.H 2 O 2 I / On prépare à la date t=0, un mélange réactionnel comprenant : en milieu acide. L acide sulfurique en excès n 0 mole d iodure de potassium (KI) n 0 ' mole d eau oxygénée. Quelques gouttes d une solution diluée d empois d amidon. Pour suivre l évolution de cette réaction, on dose à différentes dates t, la quantité de diiode formée dans des prélèvements identiques préparés à partir du mélange, par une solution de thiosulfate de sodium Na 2 S 2 O 3 de concentration molaire connue. Cette étude expérimentale permet de tracer la courbe représentant les variations du nombre de mole de H 2 O 2 restant dans le mélange en fonction du temps. Voir figure-1. A la date prévue et avant d effectuer le dosage, on ajoute au prélèvement de l eau glacée Figure- 1 Figure- 2 1 / Quel est le rôle de l eau glacée? 2 / Compléter les légendes de la figure-2. 3 / A partir du graphe de la figure-1 : a- Relever les quantités de matière initiale n ' 0 et finale n' f de H 2O 2. b- Déduire le réactif limitant. 4 /a- Dresser le tableau descriptif de l évolution du système chimique au cours du temps. b- Déterminer la quantité de matière de H 2 O 2 qui a réagi et déduire l avancement final x f de la réaction. c- En déduire la quantité de matière initiale n 0 des ions iodures I -. 5 / a- Montrer que l avancement de la réaction à l instant de date s écrit : x(t)= n ' 0 - n(h2o2). b- Établir l expression de la concentration molaire de diiode formé au cours du temps. c- En déduire l expression de la concentration molaire de H 2 O en fonction de [I 2 ]. Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 8 -

9 I- La vitesse moyenne : V moy 1 ) Définition : La vitesse moyenne (V moy ) d une réaction chimique est la variation par unité de temps de son avancement pendant un intervalle de temps donné. v moy = x( t ) x( t t t 1 2) 2 1 x = t Unité : mol.(unité de temps) -1 2 ) Détermination graphique de la vitesse moyenne : 2-1 ) A partir du graphe x=f(t). Entre les dates t 1 et t 2 est, par définition : x (mol) x 2 x 1 Remarque : Cette vitesse moyenne est égale au coefficient directeur de la sécante passant par les deux points de la courbe x= f(t) d abscisse t 1 et t ) A partir du graphe n(réactif)=f(t) ou n(produit)=f(t) t 1 t 2 On considère la réaction chimique symbolisée par : aa + bb cc + dd Le tableau d avancement de la réaction : Equation de la réaction : a.a + b.b c.c + d.d Etat Avancement Quantités de matière en moles initial (E.I) t=0 Intermédiaire t > 0 x = 0 n(a) 0 n(b) x n (A)= n (A) 0 a.x n (B)= n(b) 0 b.x (C) = c.x n (D) = d.x a- A partir du graphe n(réactif)=f(t) b- A partir du graphe n(produit)=f(t) On donne n(a)=f(t) n(a) en(mol) n 0 (A) n(d) en(mol) On donne n(d)=f(t) n A (t 1 ) n D (t 2 ) n A (t 2 ) n D (t 1 ) t 1 t 2 t 1 t 2 Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 9 -

10 On détermine x(t 1 ) et x(t 2 ) On détermine x(t 1 ) et x(t 2 ) II- La vitesse instantanée : v(t) 1 ) Définition : La vitesse instantanée v(t) d une réaction chimique est égale à la dérivée par rapport au temps de son avancement : v(t) = dx dt (t) Unité : mol.(unité de temps) -1 2 ) Détermination graphique de la vitesse instantanée : 2-1 ) A partir du graphe x=f(t). x(t) en(mol) Rappel mathématiques x(t 1 ) x(a) A M f'(x 0 ) = df dx (x 0)= a. C est la pente de la tangente à la courbe de f(x) au point d abscisse x 0. t 1 v(t 1 ) = dx dt (t 1) = a = C est la pente de la tangente à la courbe de x(t) au point d abscisse t 1 : v(t 1 ) = x(t 1) x(a) t 1-0 Remarques : La vitesse d une réaction chimique diminue au cours du temps car la pente de la tangente diminue au cours du temps. La vitesse d une réaction chimique est toujours positive car l avancement x(t) de la réaction chimique croit au cours de son évolution. Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 10 -

11 2-2 ) A partir du graphe n(réactif)=f(t) ou n(produit)=f(t) a- A partir du graphe n(réactif)=f(t) b- A partir du graphe n(produit)=f(t) On donne n(a)=f(t) On donne n(d)=f(t) n(a) en (mol) n(d) en mol n D (t 1 ) M x(a) A n D (A) A x(t 1 ) M t 1 t 1 On détermine x(t) en fonction de n A (t). v(t) = dx dt = - 1 a. dn(a) dt On détermine x(t) en fonction de n D (t). v(t) = dx dt = + 1 d. dn(d) dt Conclusion : Si on considère la réaction modélisée par l équation : a.a + b.b c.c + d.d La Vitesse instantanée : v(t) = dx dt = - 1 a. dn(a) dt = - 1 b. dn(b) db = 1 c. dn(c) dt = 1 d. dn(d) dt Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 11 -

12 III- La vitesse instantanée volumique : v vol (t) Si le volume du mélange réactionnel est constant au cours de l évolution du système chimique, on considère la vitesse instantanée volumique. 1 ) Définition : La Vitesse instantanée volumique d une réaction chimique est égale au rapport de la dérivée par rapport au temps de son avancement x=f ( t ) sur le volume total du milieu réactionnel : v Vol (t) = 1 V. dx dt =1 V.v(t) Unité : mol.l -1.(unité de temps) -1 Autres expressions de la vitesse instantanée volumique. v Vol (t) = 1 V. dx dt dy (t) = dt = -1 a.d[a] dt = - 1 b. d[b] dt = 1 c.d[c] dt = 1 d.d[d] dt 2 ) Détermination graphique de la vitesse instantanée : 2-1 ) A partir du graphe y=f(t). y= (t) en(mol.l -1 ) y(t 1 ) y(a) A M t 1. Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 12 -

13 2-2 ) A partir du graphe [réactif] =f(t) ou [ produit] =f(t) a- A partir du graphe [réactif]=f(t) b- A partir du graphe [produit]=f(t) On donne [A] =f(t) On donne [D] =f(t) [A] =f(t) en (mol.l -1 ) [D] =f(t) en (mol.l -1 ) [A] N N [D](t 1 ) M [D] N N [A] (t 1 ) M t 1 t 1 On détermine x(t) ou y(t) en fonction de [A](t).... On détermine x(t) ou y(t) en fonction de [D](t).... Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 13 -

14 1 ) Définition: les paramètres qui influent sur la vitesse d évolution d un système chimique sont appelés facteurs cinétiques. Les principaux facteurs cinétiques sont : La concentration en réactifs, la température et le catalyseur. 2 ) Concentration des réactifs : a) Effet : En général la vitesse d une réaction augmente lorsqu on augmente la concentration des réactifs et inversement. b) Mécanisme : Plus la concentration des réactifs est importante, plus la probabilité de rencontre entre les molécules réagissantes est grande,donc plus la vitesse de réaction est grande. 3 ) La température : a) Effet : La vitesse d une réaction croit, en général, avec la température. b) Mécanisme : Plus la température est élevée, plus l agitation des molécules est importante, d où plus de probabilité de rencontre vitesse plus grande. Attention! la température est un facteur cinétique pour une réaction athermique Exemple pour l estérification et l hydrolyse) 4 ) Catalyseur : a) Effet : Un catalyseur est une entité chimique, utilisée en faible proportion, capable d augmenter la vitesse d une réaction possible spontanément en son absence. b) Mécanisme : La réaction globale est remplacée par plusieurs réactions rapides au cours desquelles le catalyseur est transformé puis il est régénéré à la fin de la réaction ( il n est donc pas consommé ). 5 ) La catalyse (Pour 4 ème Sc-exp) 5-1 ) Définition et propriétés. La catalyse est l action d une substance appelée catalyseur sur une transformation chimique. Un catalyseur est une espèce qui augmente la vitesse de la réaction sans modifier l état final du système Il permet de contrôler l évolution d un système chimique : un catalyseur a un rôle purement cinétique. Il doit être spécifique de la réaction pour que la transformation devienne plus rapide, mais le système évolue vers un même état final. Un catalyseur est sélectif si, à partir d un système initial susceptible d évoluer selon plusieurs réactions, il accélère préférentiellement l une d elles. On dénombre deux catégories de catalyse (en terminale) : homogène et hétérogène 6-2 ) Catalyse homogène On dit que la catalyse est homogène si le catalyseur appartient à la phase des réactifs. Dans ce type de catalyse, le catalyseur participe à la transformation chimique. Il est transformé en une autre espèce chimique puis régénéré. Le catalyseur n entre pas dans l écriture de l équation. Exemple : Oxydation des ions iodures par les ions peroxodisulfates catalysée par les ions ferreux : Fe 2+ La réaction se fait en deux étapes : 2Fe S 2 O 8 2Fe SO 4 (1) 2Fe I I 2 + 2Fe 2+ (2) En ajoutant (1) et (2) on retrouve l equation de la réaction. Le catalyseur n apparaît pas : 2 S 2 O 8 + 2I 2 2SO 4 + I ) Catalyse hétérogène On dit que la catalyse est hétérogène si le catalyseur et les réactifs n appartiennent pas à la même phase. Dans une catalyse hétérogène la réaction se produit à la surface du catalyseur et l efficacité d un catalyseur dépend de la surface disponible. Ce mécanisme se déroule en trois étapes successives : Les molécules, avec l agitation thermique, vont se lier à la surface du catalyseur : elles s adsorbent, fragilisant les molécules ; Les liaisons dans les molécules étant fragilisées, la réaction se fait plus aisément ; Les produits formés à la surface : on dit qu ils se désorbent Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 14 -

15 Exercice n 1 : A l'instant t 0 = 0s, on mélange V 1 = 50cm 3 d'une solution aqueuse d'iodure de potassium KI de molarité C 1 = 0,5mol.L -1 et V 2 = V 1 d'une solution de peroxodisulfate de potassium K 2 S 2 O 8 de molarité C 2 = 0,25mol.L -1. Pour déterminer la composition du système à la date t 1 = 300s, on prélève un volume V = 20 cm 3 du mélange et pour faire disparaître la couleur jaunâtre; il faut ajouter au prélèvement un volume V 3 = 7,5cm 3 d'une solution de thiosulfate de sodium Na 2 S 2 O 3 de molarité C 3 = 0,4mol.L ) Ecrire l'équation de la réaction étudiée sachant qu'elle fait intervenir les deux couples I 2 /I - et S 2 O 2-8 /SO ) Déterminer la composition initiale du système. 3 ) Sachant que la réaction de dosage du diiode I 2 a pour équation chimique: 2- I S 2 O 3 2.I S 4 O 6 a- Déterminer l'avancement de la réaction à l'instant t 1 = 300s b- Déduire la composition du système à cet instant 4 / Calculer la valeur de la vitesse moyenne de la réaction entre les instants t 0 = 0 et t 1 = 300s. Exercice n 2 : On verse dans un tube à essai, un volumev 1 = 3,0 ml de solution orangée de chlorure de fer (III) (Fe Cl - ) aq, de concentration molaire C 1 = 0,050 mol/l. On ajoute une volume V 2 = 2,0 ml de solution incolore d iodure de potassium de concentration C 2 = 0,10 mol/l. Le mélange brunit peu à peu : il se forme du diiode I 2. 1)Ecrire l équation de la réaction d oxydoréduction. On donne I 2 /I - et Fe 3+ /Fe 2+ 2)Construire le tableau d avancement du système. 3)Déterminer l avancement maximal et en déduire le réactif limitant. 4)Exprimer l avancement x(t) de la réaction à une date t en fonction de la concentration molaire en diiode [I 2 ] (t) à cette date t. 5)Après avoir défini la vitesse volumique de la réaction, montrer que la vitesse de la réaction peut s écrire sous la forme d[ I2] v(t) = dt 6)Exprimer l avancement x (t) de la réaction à une date t en fonction de la concentration molaire en ions fer (III) à cette même date t. 3+ ] 7)Montrer alors que v(t) = 1. d[fe 2 dt Exercice n 3 : 1 ) L oxydation des ions iodures I - par les ions peroxodisulfate S 2 O 2 8 est totale et lente. Ecrire les équations des deux demi-réactions ainsi que l équation bilan de la réaction. 2 ) On dispose de deux béchers (A) et (B): A la date t=0 on mélange les contenus des deux béchers. Le milieu réactionnel est homogène et garde un volume constant. Quelle est la couleur prise par le mélange. Préciser comment (A) KI C 1 =0.4mol.L -1 (B) K 2 S 2 O 8 C 2 =0.04 mol.l -1 évolue cette couleur au cours du temps. 3 ) Lequel des deux caractères de la réaction lente ou totale V 1 = 50 ml V 2 = 100 ml est confirmée par cette observation? 4 ) A partir de quelques données et quelques résultats de mesures recueillis au cours d études préalables de cette réaction, on se propose de tracer les évolutions au cours du temps des concentrations des réactifs et des produits. a) Dresser le tableau d avancement de la transformation. b) Les proportions initiales des réactifs sont-elles stœchiométriques? Sinon quel est le réactif limitant? 5 ) Le temps de demi réaction t 1/2 a été déterminé et a pour valeur 15 minutes. Compléter le tableau suivant, justifier. [S 2 O 8 2 ] mol.l -1 [ I - ] mol.l -1 [ I 2 ] mol.l -1 [ SO 4 2 ] mol.l -1 Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 15 -

16 t = 0 t = 15 min t = 30 min 5, t = 40 min 3, t 6 ) a) Définir la vitesse instantanée volumique de la réaction. b) Montrer que la vitesse instantanée volumique de la réaction est v = d[ I - ] dt 7 ) A l aide des renseignements donnés et établis précédemment, tracer les allures des graphes de la variations des concentrations molaires [S 2 O 8 2 ] ; [I 2 ] et [ SO 4 2 ] pour 0 t 50 min 8 ) A t = 40 min, la vitesse de la réaction est de 1, mol.l -1.min -1. Justifier la diminution de la vitesse volumique de la réaction entre t = 0 et t = 40 min. 9 ) Déterminer a partir du graphe le temps de demi réaction. 10 ) Calculer l avancement final x f et maximal x max. Déduire le taux d avancement 10-3 mol.l Exercice n 4 : A t=0 s et à une température constante θ, On mélange un volume V 1 d une solution (S 1 ) de peroxodisulfate de potassium K 2 S 2 O 8 de concentration molaire C 1 et un volume V 2 d une solution (S 2 ) d iodure de potassium KI de concentration molaire C 2, avec C 2 =2 C a- Ecrire les équations des deux demi-réactions, déduire l équation bilan. 2- A l instant t=0, le mélange des deux solutions, de volume total V= 1 L, contient n 01 =10mmol d ions peroxodisulfate et n 02 =20 mmol d ions iodures. a- Dresser le tableau d évolution du système chimique. Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 16 -

17 b- Déterminer [S 2 O 8 2- ] 0 et [I - ] 0, concentrations molaires initiales respectives des ions peroxodisulfate et les ions ions iodures dans le mélange. Déduire C 1 et C A la date t=0, on divise le mélange précédent en 10 prélèvements identiques. Pour déterminer la quantité de matière de diiode formé à une date t>0, on refroidit l un des prélèvements en y versant de l eau glacée puis on dose le diiode formé par une solution de thiosulfate de sodium (Na 2 S 2 O 3 ) de concentration molaire C 3 = mol.l -1. La réaction de dosage, rapide et totale, est 2S 2 O I 2 S 4 O I - ce qui a permis de tracer la courbe suivante de variation de la concentration molaire de diiode en fonction du temps 10 [I 2 ] (mmol.l -1 ) 8 6 Fig a- Pourquoi refroidit-on chaque prélèvement? quel(s) facteur(s) cinétique(s) met on en évidence? b- Calculer le volume V 3 de la solution de thiosulfate de sodium nécessaire pour doser la quantité de diiode I 2 formé dans un prélèvement à la date t 2 =40 min. 4- Calculer la concentration molaire théorique de diiode à la fin de la réaction. Ce résultat est il en accord avec le résultat expérimental? 5- Calculer en mmol.l -1.min -1 : a- La vitesse volumique moyenne (V vol ) moy de la réaction entre les dates t 1 =0 et t 2 =40 min. b- La vitesse volumique à la date t 2 =40 min. On répète l expérience précédente à la même température mais avec une concentration en ions peroxodisulfate plus grande, tracer, sur le même graphe, l allure de la courbe de variation de la concentration de diiode au cours du temps. Exercice n 5 : 2 t(min) Dans un récipient, on introduit : - Un volume V 1 =15 ml d une solution (S1) de peroxodisulfate de potassium de concentration molaire C1=0,2 mol.l Un volume V0=2 ml d une solution (S0) de thiosulfate de sodium, de concentration molaire C 0 = 1,5 mol.l -1 - un volume V 3 =3 ml d empois d amidon. Puis on ajoute Un volume V2= 40 ml d une solution (S2) d iodure de potassium de concentration molaire C2=0,2 mol.l - 1 et on déclenche immédiatement un chronomètre ( c est l instant t=0 min), on remarque qu à l instant de date t1 =10 s une couleur bleue nuit apparait. 1- a- A quoi est due la couleur prise par le mélange? b- Pourquoi l apparition de la couleur bleue nuit n était pas instantanée? c- Ecrire l équation de la réaction redox des ions iodures et des ions peroxodisulfate en précisant l oxydation et la réduction. d- Dresser son tableau d avancement. 2- a- Ecrire l équation de la réaction des ions thiosulfates avec le diiode. b- Déterminer la concentration molaire des ions iodures à l instant t1. 3- Lorsque la couleur bleue nuit a apparu on a ajouté immédiatement un autre volume V 0 =2 ml de la solution (S 0 ), sans arrêter le chronomètre, on remarque qu à nouveau la couleur bleue nuit réapparaît à l instant t 2 =65s. Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 17 -

18 a- Le volume de thiosulfate de sodium versé dans le mélange est 2V 0 et pourtant l instant t 2 >2t 1. Expliquer. b- La réaction d oxydation des ions iodures par les ions peroxodisulfate a-t-elle atteint son état final à la l instant t 2? justifier la réponse. 4- On suit l évolution de la réaction des ions iodures par les ions peroxodisulfate, en ajoutant à chaque fois et dès que la couleur bleue nuit apparaisse un volume V 0 de thiosulfate de sodium, on note l instant d apparition de la couleur bleue nuit et on calcule la quantité de matière des ions iodures restants lors de la réaction entre I - et S 2 O 8 2-, ce qui nous a permis de tracer la courbe d évolution de la quantité de matière des ions iodures au cours du temps (figure ci-après) a- Définir puis calculer la vitesse moyenne de la réaction entre les instants t 1 et t 2. b- Définir puis trouver la vitesse instantanée de la réaction à l instant t 1. déduire la vitesse volumique de la réaction à cet instant. c- Déterminer le temps de demi-réaction t 1/2. 8 n(ι ) (10 3 mol ) t ( min) Chimie : 4 ème M & Sc-exp La cinétique chimique - page : 18 -