1 ère S / PHYSIQUE-CHIMIE

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1 1 ère S / PHYSIQUE-CHIMIE Solutions colorées - 1 ère S - coursdesciences.free.fr Jérémy Tellier OBSERVER, COULEURS ET IMAGES Chapitre 6 : Solutions colorées et réactions chimiques

2 I. Grandeurs physiques Quelques notions utiles : L espèce chimique que l on dissout dans un liquide est appelé soluté. Le liquide utilisé est appelé solvant. Au final on obtient une solution (si le solvant est l eau, c est une solution aqueuse). Masse volumique μ = m / V avec μ en grammes par litre (g.l -1 ), V en litres (L) et m en grammes (g). Densité : la densité d un liquide (par rapport à l eau) est le rapport entre la masse d un volume V de ce liquide sur la masse du même volume V d eau. On peut donc la calculer à l aide des masses volumiques : d = μ / μ eau ; d n a pas d unité. Solubilité : correspond à la masse de solide que l on peut dissoudre dans un volume V de liquide (ensuite la solution est saturée, le solide ne se dissout plus) : s = m max /V avec s en g.l -1, m max en g et V en L.

3 I. Grandeurs physiques Quelques notions utiles : Deux liquides sont dit miscibles si on peut les mélanger quelles que soient les proportions : ils forment une seule phase liquide homogène. Concentration massique : C m = m / V avec C m en g.l -1, m en g et V en L C est le rapport de la masse de solide introduite sur le volume de la solution. Concentration molaire : C = n / V avec C en mol.l -1, n en mol et V en L C est le rapport de la quantité de matière sur le volume de la solution. Quantité de matière : n = m / M avec n en mol, m la masse en g et M la masse molaire moléculaire (voir tableau périodique) en g.mol -1.

4 II. Absorbance et loi de Beer-Lambert Introduction : Plus une solution colorée est concentrée, plus sa couleur sera intense. Exemple avec des solutions de permanganate de potassium : (A gauche, la solution la plus concentrée) Une échelle de teinte est un ensemble de solutions de la même espèce chimique colorée mais avec différentes concentrations. Ainsi on obtient différentes couleurs dans des tubes à essais que l on place dans l ordre de leur concentration, puis on peut comparer la couleur d une solution de concentration inconnue afin d estimer sa concentration. L échelle de teinte est obtenue par dilution successives d une solution mère colorée.

5 II. Absorbance et loi de Beer-Lambert Absorbance : Une solution colorée va se comporter vis-à-vis de la lumière comme un filtre (voir chapitres précédents) : ainsi certaines radiations lumineuses vont être absorbées. Une solution colorée absorbe les radiations correspondant aux couleurs complémentaires de sa couleur, voir étoile des couleurs : Une solution de permanganate est violette, donc elle absorbe le vert.

6 II. Absorbance et loi de Beer-Lambert L absorbance est une grandeur sans unité qui permet e mesurer la capacité d un liquide à absorber une radiation lumineuse de longueur d onde λ définie. On la mesure à l aide d un spectrophotomètre. L absorbance d une solution dépend principalement : - de sa concentration ; - de la longueur d onde λ. Plus la quantité de lumière absorbée est grande plus l absorbance est élevée. Lumière incidente de longueur d onde λ Solution colorée Lumière transmise

7 II. Absorbance et loi de Beer-Lambert Les mesures d absorbances permettent de réaliser des spectres d absorption des solutions colorées : ce sont des graphiques représentant l absorbance en fonction de la longueur d onde de la lumière incidente. Loi de Beer-Lambert L absorbance et la concentration d une solution sont liées par la relation : A = ε x l x C avec A l absorbance de la solution (sans unité), l la distance parcourue par la lumière dans la solution (en cm, en général on utilise des cuves de 1 cm de côté afin de faciliter le calcul), ε le coefficient d extinction molaire (en L.mol -1.cm -1 ) et C la concentration en mol.l -1. L absorbance est donc proportionnelle à la concentration (car ε x l constante pour une longueur d onde donnée) donc A = k x C. Rq. : la loi de Beer-Lambert est valable uniquement pour de faibles concentrations (< 0,01mol.L -1 ). On devra donc dans la plupart des cas réaliser des dilutions.

8 II. Absorbance et loi de Beer-Lambert Dosage d une solution par étalonnage En mesurant pour une longueur d onde donnée (celle où l on sait qu on aura une absorbance maximale) l absorbance de différentes solutions de concentrations connues, on peut obtenir une courbe d étalonnage A = f(c). C est une droite passant par l origine car absorbance et la concentration sont proportionnelles.

9 II. Absorbance et loi de Beer-Lambert Puis on mesure l absorbance de la solution de concentration inconnue et on la reporte sur le graphique afin de lire la concentration. Exemple avec la droite d étalonnage précédente : quelle serait la concentration d une solution ayant une absorbance de 0,34? On lit graphiquement une concentration de 0,0005 mol.l -1. Attention toutefois de se rapporter à la concentration de la solution mère si on avait procédé à des dilutions.

10 III. Réaction chimique Définitions Système chimique : c est l ensemble des espèces chimiques contenues dans un liquide ou un gaz. La transformation chimique : passage d un état initial à un état final, évolution du système, on a disparition de tout ou partie des espèces initialement présentes appelées réactifs et apparition de nouvelles espèces appelées produits. La réaction chimique modélise la transformation. Pour la représenter, on utilise une équation-bilan : α A + β B γ C + δ D A et B réactifs, C et D produits, α, β, γ, δ coefficients stœchiométriques (nombres entiers) Les réactifs et produits sont représentés avec leurs formule (exemple H 2 O, CH 4 ) ainsi qu avec leurs états (solide, liquide, gaz ou en solution aqueuse).

11 III. Réaction chimique Ecrire et équilibrer une équation chimique Nous avons vu dans la partie précédente qu il y avait devant les différentes espèces des coefficients stœchiométriques. Ceux-ci permettent d indiquer que α moles de A vont réagir avec β moles de B pour former γ moles de C et δ moles de D. Equilibrer une réaction chimique signifie indiquer les coefficients stœchiométriques permettant de respecter les lois de conservation : - conservation des éléments chimiques (s il y a 3 éléments carbone dans les réactifs, on retrouvera 3 éléments carbone dans les produits) ; - conservation des charges électriques. Lors d une expérience, certaines espèces peuvent être présentes mais ne pas intervenir dans la réaction chimique, ce sont des espèces spectatrices que l on indique pas dans l équation bilan.

12 III. Réaction chimique Exemples d équation bilan Combustion du carbone : C + O 2 CO 2 (combustion complète) 2C + O 2 2CO (combustion incomplète) Remarque : dans les équations ci-dessus ne sont pas précisés les états des différentes espèces. Fe 3+ (aq) + HO - (aq) Fe(OH) 3(s) Pour les états : (s) solide ; (l) liquide ; (g) gaz ; (aq) solution aqueuse. 3Ag + + PO 4 3- Ag 3 PO 4 On trouve 3 Ag à gauche de la flèche, 3 Ag à droite, 1 P à gauche, 1 P à droite, 4 O à gauche, 4 O à droite. Et 3 charges + et 3 charges - à gauche soit 0 charge au total et 0 charge à droite.

13 IV. Avancement et réactif limitant Afin de décrire l évolution d un système les chimistes ont créée une grandeur appelée avancement, noté x (en moles), qui permet de suivre l évolution des quantités de matière des réactifs et des produits. A l état initial x = 0 et à l état final x atteint sa valeur maximale qu on note x max. Afin de suivre au mieux l évolution d un système chimique on utilise un tableau d avancement : α A + β B γ C + δ D Etat initial x = 0 n (A)i n (B)i 0 0 Etat intermédiaire x n (A)i α x n (B)i β x x x Etat final x = x max n (A)i - α x max n (B) i β x max x max x max Dans le tableau d avancement sont indiquées les quantités de matières en moles.

14 IV. Avancement et réactif limitant Comment déterminer le réactif limitant? Comme son nom l indique, le réactif limitant est celui qui «limite» la réaction, c est-à-dire celui qui ne sera plus disponible comme réactif en premier. Si le réactif A est limitant alors n (A)i α x max = 0 soit x max = n (A)i / α Si le réactif B est limitant alors n (B)i β x max = 0 soit x max = n (A)i / β Finalement x max = minimum ( n A i α ; n B i β )

15 Exercice de synthèse On fait réagir 0,5 mole de zinc solide avec 0,7 mole d ions Ag +. Cette réaction forme des ions Zn 2+ et de l argent solide. 1. Ecrire l équation bilan de la réaction 2. Faire un tableau d avancement 3. Déterminer le réactif limitant 4. Compléter le tableau d avancement

16 Corrigé de l exercice 1. Zn (s) + 2 Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 Ag (s) - Les réactifs sont à gauche (espèces présentes au début de la réaction) - Les produits sont à droite (espèces formées au cours de la réaction) - Une flèche entre produits et réactifs symbolise la transformation - On indique en indice à côté de chaque espèces l état physique dans lequel il se trouve (aq, s, l, g) - On équilibre la réaction : on trouve bien 1 élément zinc à gauche / 1 élément zinc à droite 2 éléments Ag à gauche / 2 éléments Ag à droite 2 charges + à gauche / 2 charges + à droite - Rappel : quand le coefficient stœchiométrique est 1 on ne l indique pas.

17 Corrigé de l exercice 2. Zn (s) + 2 Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 Ag (s) Etat initial x = 0 0,5 0,7 0 0 Etat intermédiaire x 0,5 - x 0,7 2x x 2x Etat final x = x max 0,5 - x max 0,7 2x max x max 2x max

18 Corrigé de l exercice 3. Pour déterminer le réactif limitant : Si Zn est le réactif limitant : 0,5 x max = 0 soit x max = 0,5 mol Si Ag + est le réactif limitant : 0,7 2x max = 0 soit 2x max = 0,7 et x max = 0,35 mol On prend le minimum des 2 donc x max = 0,35 et les ions Ag + sont le réactif limitant. 4. Connaissant x max, on peut maintenant reprendre le tableau d avancement. Zn (s) + 2 Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + 2 Ag (s) Etat initial x = 0 0,5 0,7 0 0 E.I. x 0,5 - x 0,7 2x x 2x Etat final x = x max 0,5 x max = 0,5 0,35 = 0,15 0,7 2x max = 0,7 2x0,35 = 0 x max = 0,35 2x max = 0,70 Soutien scolaire Besançon Solutions colorées - 1 ère S - coursdesciences.free.fr Jérémy Tellier