Chim. N° 03

Avancement final

 d'une réaction.

Cours.

 

   

 

Recherche GoogleMoteur de recherche sur les différents sites

 


Programme 2012 :

Programme 2012 : Physique et Chimie

 

I- Définition et mesure du pH.

1)- Définition.

2)- Mesure du pH.

3)- La mesure et sa précision.

II- Les réactions acido-basiques.

1)- Notion d’acide et de base selon Bronsted.

2)- Couples acide / base.

3)- Réactions acido-basiques.

III- Transformation totale ou équilibre chimique.

1)- Mise en solution aqueuse de l’acide éthanoïque.

2)-  Mise en solution aqueuse du

chlorure d’hydrogène HCl (g).

IV- Sens d’évolution d’un système chimique.

1)- Réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau.

2)- Réaction entre le chlorure d'hydrogène et l'eau.

V- Généralisation.

1)- Taux d’avancement d’une réaction.

2)- Les réactions conduisant à une transformation totale.

3)- Les réactions conduisant à un équilibre chimique.

4)- Interprétation de l’équilibre chimique

à l’échelle microscopique.

VI- Applications.

1)- QCM :

2)- Exercices :

TP Chimie N° 03 Avancement final de réactions acido-basiques.

 

QCM N° 03
pH, acides et bases,
 Couples acide / base,
Réaction acido-basiques,
Avancement final d'une réaction.

Sous forme de tableau

 

Exercices :

1)- Exercice 10 page 90.

2)- Exercice 13 page 90.

3)- Exercice 18 page 91.

4)- Exercice 20 page 91.

5)- Exercice 24 page 91.

6)- Exercice 37 page 94.

7)- Exercice 38 page 94.

Pour aller plus loin : 

Mots clés :

avancement final ; avancement maximal ; réactions acido-basiques ; transformation totale ; équilibre chimique : 

Google

 

I- Définition et mesure du pH.

 

1)- Définition.

-  Les propriétés acides et basiques des solutions aqueuses dépendent de la concentration en ions oxonium H3O+.

La molécule d’eau

l’ion oxonium

 

Définition :

-  On admet, pour les solutions diluées, C ≤ 2,0 x 10 –2 mol / L, les relations suivantes :

pH = – log [ H3O + ]

-  pH = – log [ H3O + ]  cette relation est équivalente à  [ H3O + ] = 10 pH mol / L

-  log représente la fonction logarithme décimal : log 1 = 0, log 10 = 1, log 10 n = n.

2)- Mesure du pH.

 

a)- Les indicateurs colorés et le papier pH.

-  Comme indicateurs colorés, on utilise, l'hélianthine, le bleu de bromothymol  et la phénolphtaléine.

-  L'utilisation des indicateurs colorés permet de déterminer un encadrement de la valeur du pH d'une solution.

-  Le papier pH est imbibé d'un mélange de plusieurs indicateurs colorés, il peut donner une valeur du pH à 0,5 unité près.

b)- Le pH-mètre.

-  Il est constitué d’une sonde de mesure reliée à un voltmètre électronique.

-  La sonde de mesure est constituée d’une électrode de verre et d’une électrode de référence (les deux électrodes peuvent être combinées ou séparées).

-  La tension U qui apparaît aux bornes de la sonde lorsqu’elle est plongée dans une solution aqueuse est une fonction affine du pH :  

-  U = a pH + b.

-  Les grandeurs a et b sont des coefficients positifs qui dépendent de la température de la solution et de l’état des électrodes.

-  Il est nécessaire d’étalonner le pH-mètre avant toute mesure.

-  L’étalonnage du pH-mètre nécessite l’utilisation de deux solutions étalons de pH connu.

-  Mesure du pH : pour effectuer la mesure du pH d’une solution aqueuse, la sonde doit être rincée à l’eau distillée, essuyée puis plongée dans la solution étudiée. 

-  Après agitation et stabilisation de la mesure, la valeur du pH est relevée.

Montage permettant d'effectuer un suivi pH-métrique lors d'une réaction acido-basique.

(Exemple : on peut réaliser un dosage pH-métrique)

3)- La mesure et sa précision.

-  Dans les conditions habituelles, au lycée, on peut mesurer un pH, au mieux, à 0,05 unité près (Le plus souvent à 0,1 unité près).

-  Conséquence :

-  Une mesure de pH effectuée à 0,05 unité près conduit à une valeur de la concentration en ion oxonium [H3O +] connue à 11,5 % près.

-  Une simple mesure de pH ne peut donner une concentration avec précision.

-  Il faut limiter le nombre de chiffres significatifs pour représenter une concentration déduite de la valeur du pH.

-  Toute concentration déduite de la valeur du pH sera exprimée avec 2 chiffres significatifs au maximum.

 

-  Application 1 : pH = 3,9 ; [ H3O + ] 1,3 x 10 – 4 mol / L.

 

II- Les réactions acido-basiques.

 

1)- Notion d’acide et de base selon Bronsted.

-  Un acide est une espèce chimique capable de céder au moins un proton H +

-  On écrit : AH  =  H +  +  A

-  Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un proton  

-  On écrit :  AH +  =  AH 

 

-  Exemples : HCl  =  H +  +  Cl

-  CH3COOH  =  H +  +  CH3COO

-  NH4 +  =  H +  +  NH3

 

2)- Couples acide / base.

-  L’espèce chimique A donne l’acide AH en captant un proton H +.

-  On dit que A  est la base conjuguée de l’acide AH.

-  On parle du couple acide / base : AH / A.

 

-  Exemples : AH =  H +  +  A couple  AH / A

-  BH +  =  BH +  couple  BH + / B

 

3)- réactions acido-basiques.

-  Une réaction acido-basique consiste à un transfert d'un proton entre l’acide A1H d’un couple sur la base A2 d’un autre couple.

-  Couple acide / base 1 : A1H    =  H +  +   A1

-  Couple acide / base 2 : A2H    =  H +  +   A2

 

-  Équation de la réaction : On se place dans le cas ou l’acide A1H réagit sur la base A2

A1H     +     A2          A1       +    A2H

-  cette réaction met en jeu les couples acide / base suivants : A1H / A1 et A2H / A2

 

 

III- Transformation totale ou équilibre chimique. (En relation avec le TP Chimie N° 03)

 

1)- Mise en solution aqueuse de l’acide éthanoïque.

a)- Expérience :

-  Dans une fiole jaugée de volume V = 500,0 mL, partiellement remplie d’eau distillée, 

-  On verse avec précaution Vapp = 2,86 mL  (ou m app = 3,00 g) d’acide éthanoïque ou acétique que l’on note AH.

-  On mélange puis on complète avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge et on mélange.

-  On donne : masse molaire de l’acide éthanoïque :

-  M = 60,05 g / mol densité ; d = 1,05 ; 

-  Masse volumique de l’eau µ0 = 1,00 g / mL.

 

b)- Avancement maximal de la réaction de l’acide éthanoïque sur l’eau.

-  Question : comment faire pour déterminer la valeur de l’avancement maximal xmax de cette réaction ?

Quelle est l’équation de la réaction acido-basique entre l’acide éthanoïque et l’eau. ?

-  Dresser le tableau d’avancement de la réaction de l’acide AH sur l’eau.

 

   Réponses :

-  Couple acide éthanoïque / ion éthanoate : CH3COOH (aq) / CH3COO (aq)

-  Lors de la réaction acido-basique, 

-  Il y a un transfert d'un proton

-  de l’acide du couple CH3COOH (aq) / CH3COO (aq) vers la base du couple H3O + (aq) / H2O ().

-  Équation de la réaction :   

CH3COOH (aq)     +   H2O ()               CH3COO (aq)    +   H3O + (aq)   

-  écriture qui correspond à l’état actuel de nos connaissances.

-  Le soluté apporté est l’acide éthanoïque pur.

L’eau constituant majoritaire est le solvant.

-  En conséquence, l’eau est en large excès.

Le soluté est le réactif limitant de la réaction.

 

Équation

AH (aq) +

  H2O (ℓ)

A (aq)

+ H3O+(aq)

état

Avancement

x (mol)

 

 

 

 

 

État initial (mol)

0

napp

excès

 

0

Au cours de la

transformation

x

napp - x

excès

x

Avancement

final

xf

napp – xf

excès

xf 

xf

Avancement

 maximal

xmax

napp - xmax = 0

excès

 

xmax

xmax

-  Détermination de xmax.

-  On utilise la relation du tableau d'avancement :

-  napp xmax = 0 

-  napp = xmax

-  Quantité de matière initiale d’acide éthanoïque :

C’est la quantité de matière d’acide éthanoïque apporté.

-  Masse d’acide éthanoïque utilisé : 

-  m = µ . V

-  Or, on connaît la densité de l’acide éthanoïque :

-  

-  relation : m = µ0 . d .V

-  Quantité de matière correspondante :

C’est la quantité de matière initiale d’acide éthanoïque :

- 

-  en conséquence, l’avancement maximal de la réaction :  

-  n app = x max  5,00 x 10 2 mol

-  Détermination de la valeur de la concentration molaire en soluté apporté.

- 

 

c)-     Avancement final de la réaction.

-  Le pH-mètre indique que le pH de la solution est égal à 2,90.

Comment faire pour connaître l’avancement final xf de la réaction ?

Quelles sont les remarques que l’on peut faire ?

Déterminer la concentration finale [H3O +]f  en ions oxonium.

En déduire l’avancement final de la réaction. Comparer l’avancement final à l’avancement maximal. Conclusion.

 

   Réponses :

-  Pour connaître l’avancement final de la réaction, on mesure la valeur du pH de la solution obtenue. 

-  Les réactions acido-basiques sont des réactions rapides.

-  On peut considérer que la réaction entre l’acide et l’eau est terminée (elle n’évolue plus du point de vue cinétique) lorsque l’on effectue la mesure. 

-  L’état final de la réaction est atteint.

-  La valeur du pH de la solution permet de calculer la concentration en ions oxonium de la solution et d’en déduire la quantité de matière d’ions oxonium présents dans la solution en fin de réaction.

-  Concentration finale en ions oxonium : 

-  [H3O +]f  = 10 pH mol / L

-  [H3O +]f  = 10 – 2,90 mol / L

-  [H3O +]f  ≈ 1,3 x 10 – 2 mol / L

-  Au tableau d’avancement de la réaction, on ajoute une ligne qui correspond à l’avancement final de la réaction.

Équation

AH (aq) +

  H2O (ℓ)

A(aq)

+ H3O +(aq)

état

Avancement

x (mol)

 

 

 

 

 

État initial (mol)

0

n app

excès

 

0

Au cours de la

transformation

x

n app - x

excès

x

Avancement

final

x f

n app – xf

excès

x f 

x f

Avancement

 maximal

x max

n app - x max = 0

excès

 

x max

x max

 

-  Du tableau d’avancement de la réaction, on peut déduire que :

-  x nf  (H3O +) =   [H3O +]f . V = 10 pH . V

-  x= 10 – 2,90 x 0,500

-  x≈ 6,3 x 10 – 4 mol

-  Comparaison :

-  napp = xmax ≈ 5,00 x 10 – 2 mol  et  x ≈ 6,3 x 10 – 4 mol

-  xf   <  xmax 

-  La réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau n’est pas totale.

2)- Mise en solution aqueuse du chlorure d’hydrogène HCl (g).

a)- Expérience.

-  On dissout 240 mL de chlorure d’hydrogène dans de l’eau distillée. 

-  On obtient 1,0 L de solution appelée acide chlorhydrique. 

-  La mesure du pH de la solution obtenue donne pH = 2,0. 

-  Dans les conditions de l’expérience,  Vm = 24 L / mol.

 

b)- Exploitation et interprétation.

Quelle est l’équation de la réaction acido-basique entre le chlorure d’hydrogène et l’eau ?

-  À l’aide des données calculer la concentration molaire C en soluté apporté.

-  En déduire l’avancement maximal de la réaction.

-  Quelle serait alors la concentration maximale en ions oxonium notée [H3O +]max ?

-  en déduire la valeur maximale du pHmax de la solution.

-  Déterminer la valeur de l’avancement final de la réaction. 

-  Équation bilan de la réaction :

  HCl (g)   +   H2O (ℓ)   →   Cl (aq)   +    H3O +(aq)

-  Le soluté apporté est le chlorure d’hydrogène.

L’eau constituant majoritaire est le solvant.

-  L’eau est en large excès.

-  Le soluté est le réactif limitant de la réaction.

 

Équation

HCl (g) +

H2O ()

Cl  (aq)

+ H3O +(aq)

état

Avancement

x (mol)

 

 

 

 

 

État initial (mol)

0

napp

excès

 

0

Au cours de la

transformation

x

napp - x

excès

x

Avancement

final

x f

napp – xf

excès

xf 

xf

Avancement

 maximal

xmax

napp - xmax = 0

excès

 

xmax

xmax

 

-  Quantité de matière en soluté apporté :

-  

-  Concentration en soluté apporté :

-  

-  Avancement maximal de la réaction : le tableau d’avancement permet d’écrire que :

-  napp (HCl) = xmax  1,0 x 10 – 2 mol

-  nmax (H 3O+) = xmax  1,0 x 10 – 2 mol

-  Concentration maximale en ion oxonium :

-  

-  Valeur maximale du pH de la solution :

-  Par définition  pH = log [H3O +

-  pHmax = - log [H3O +]max 

-  pHmax = - log (1,0 x 10 – 2

-  pHmax 2,0

-  Avancement final de la réaction. Il est déduit de la valeur du pH de la solution obtenue. 

-  Les mesures donnent : pH = 2,0.

-  De la valeur du pH, on déduit la valeur finale de la concentration en ions oxonium :

-  [H3O+]f  = 10 pH mol / L

-  [H3O+]f  = 10 – 2,0 mol / L

-  [H3O+]f  ≈ 1,0 x 10 – 2 mol / L

-  De la même façon, du tableau d’avancement de la réaction, on déduit que :

-  x nf  (H 3O +) =   [H 3O +]f . V = 10 pH . V

-  x= 10 - 2,0 x 1,0

-  xf  ≈ 1,0 x 10 – 2 mol

-  Comparaison de l’avancement maximal et de l’avancement final :

-  napp (HCl) = xmax ≈ 1,0 x 10 – 2 mol et xf  ≈ 1,0 x 10 – 2 mol

-  napp (HCl) = xmax = x

-  La réaction du chlorure d’hydrogène sur l’eau est totale.

 

IV- Sens d’évolution d’un système chimique.

 

1)- Réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau.

a)-     Addition d’un réactif.

-  Addition d’acide éthanoïque pur à une solution d’acide éthanoïque : 

-  Dans un bécher A, on verse 20 mL d’une solution d’acide éthanoïque de concentration Ci = 0,10 mol / L (concentration en soluté apporté). 

-  La mesure du pH de cette solution donne pH 2,9. 

-  On ajoute avec précaution quelques gouttes d’acide éthanoïque pur.

-  Après agitation et stabilisation, le pH de la solution vaut pHA 2,7 .

-  En ajoutant quelques gouttes d’acide éthanoïque pur, on constate une diminution de la valeur du pH

-  En conséquence la concentration en ion oxonium augmente.

-  On peut considérer que le volume de la solution n’a pratiquement pas varié.

-  L’augmentation de la concentration en ions oxonium provient de l’augmentation de la quantité de matière d’ions oxonium.

-  Des ions oxonium se sont formés au cours de la réaction chimique. 

-  Le système a évolué dans le sens de la formation des ions oxonium, c’est-à-dire dans le sens direct de l’équation de la réaction.

CH3COOH (aq)     +   H2O ()         CH3COO (aq)    +   H3O + (aq)   

 

b)-     Addition d’un produit de la réaction.

-  Addition d’éthanoate de sodium dans une solution d’acide éthanoïque :

-  Dans un bécher B, on verse 20 mL d’une solution d’acide éthanoïque de concentration Ci = 0,10 mol / L ( concentration en soluté apporté). 

-  La mesure du pH de cette solution donne : pH 2,9. 

-  On ajoute 0,5 g d’éthanoate de sodium solide dans le bécher B

-  Après agitation et stabilisation, le pH de la solution vaut pHB 5,3.

-  Lors de l’ajout de 0,5 g d’éthanoate de sodium, le pH de la solution augmente, cela correspond à une diminution de la concentration en ions oxonium.

-  Le volume n’ayant pratiquement pas varié, le système a évolué dans le sens de la disparition des ions oxonium, c’est-à-dire dans le sens inverse de l’équation de la réaction.

CH3COO (aq)    +   H3O + (aq)           CH3COOH (aq)     +   H2O ()      

c)- Conclusion.

-  La réaction mise en jeu peut s’effectuer dans les deux sens. 

-  Pour l’écriture symbolique de cette réaction, on utilise le signe égal =

-  On écrit : 

CH3COOH (aq)     +   H2O ()      =   CH3COO (aq)    +   H3O + (aq)   

-  On indique ainsi que le système atteint un état d’équilibre.

-  Le signe égal traduit le fait que les deux réactions sont simultanées et que le système peut évoluer dans un sens ou dans l’autre.

-  On est en présence d’un équilibre chimique dynamique.

Les deux réactions se produisent simultanément et annulent leurs effets.

2)- Réaction entre le chlorure d’hydrogène et l’eau.

a)- Addition d’un produit de la réaction.

-  Addition de chlorure de sodium dans une solution d’acide chlorhydrique : 

-  Un bécher contient 20 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration C = 1,0 x 10 2 mol / L. 

-  La mesure de la valeur du pH donne : pH = 2,0. 

-  On ajoute 0,5 g de chlorure de sodium solide dans le bécher. 

-  Après agitation et stabilisation, la mesure de la valeur du pH donne pH= 2,0.

-  Lors de l’ajout de 0,5 g de chlorure de sodium, le pH de la solution ne change pas, en conséquence, la concentration en ions oxonium ne change pas.

-  Le volume n’ayant pratiquement pas varié, le système n’a  pas évolué dans le sens de la disparition des ions oxonium, c’est-à-dire dans le sens inverse de l’équation de la réaction. 

-  La réaction des ions chlorure sur les ions oxonium ne se produit pas.

 

b)- Conclusion.

-  La réaction du chlorure d’hydrogène sur l’eau est une réaction à sens unique.

-  On écrit l’équation de la réaction avec une flèche qui indique le sens unique d’évolution possible du système.

 

HCl (g) +   H2O ()      Cl (aq)   +    H3O+(aq)

V- Généralisation.

 

1)- Taux d’avancement d’une réaction.

-  Une transformation chimique n’est pas toujours totale. 

-  Dans ce cas, aucun des réactifs n’a totalement disparu lorsque le système cesse d’évoluer. 

-  L’avancement final est inférieur à l’avancement maximal.

-  Pour pouvoir rendre compte de ce phénomène, on définit une nouvelle grandeur : le taux d’avancement d’une réaction.

Définition du taux d'avancement d'une réaction chimique :

-  Le taux d’avancement d’une réaction, noté τ,  est le rapport entre son avancement final et son avancement maximal.

τ

x f  


 

 

x max 

 

-  Si τ = 0, la réaction n’a pas lieu. 

-  Si τ = 1, la réaction est totale et si 0 τ  1, la réaction conduit à un équilibre chimique.

-  On peut exprimer cette grandeur en pourcentage

-  Le taux d’avancement final dépend de la nature et de la concentration de l’acide.

2)- Les réactions conduisant à une transformation totale.

-  Une transformation est dite totale si l’avancement final de la réaction est égal à son avancement maximal : 

-  xf = xmax

-  On la note avec une simple flèche : 

A    +    B        C    +    D

-  À l’état final, le réactif limitant est entièrement consommé.

-  La réaction inverse n’a pas lieu.

-  Le taux d’avancement de la réaction est égal à 1 :

τ

x f  


= 1

 

x max 

3)- Les réactions conduisant à un équilibre chimique.

-  Une transformation mène à un équilibre chimique si l’avancement final de la réaction est inférieur à son avancement maximal : 

-  xf  <  xmax.

-  On note l'équation de la réaction avec le signe (=). On écrit :  

A    +    B    =    C    +    D.

-  les réactifs et les produits coexistent à l’état final.

Le système est alors dans son état d’équilibre chimique.

-  Les deux réactions se produisent simultanément et annulent leurs effets.

-  L’avancement final de la réaction peut être modifié par l’ajout d’un réactif ou d’un produit de la réaction. 

-  On dit dans ce cas que l’on déplace l’équilibre.

-  Le taux d’avancement de la réaction est inférieur à 1 : 

τ

xf  


< 1

 

xmax 

 

4)- Interprétation de l’équilibre chimique à l’échelle microscopique.

-  Une réaction chimique peut s’interpréter au niveau microscopique comme résultant de chocs efficaces entre molécules de réactifs. 

-  Lorsque la réaction n’est pas totale, cela signifie que des chocs efficaces peuvent également se produire entre molécules de produits pour donner des réactifs.

-  L'équilibre chimique est atteint lorsqu’en moyenne au cours du temps, il se produit autant de chocs efficaces entre les réactifs A et B qu’entre les produits C et D.

-  On est en présence d’un équilibre chimique dynamique. 

-  Le milieu réactionnel est le siège d’une activité chimique permanente à l’échelle microscopique. 

-  À l’échelle macroscopique les effets de cette activité se compensent globalement.

 

VI- Applications.

1)- QCM :

QCM N° 03
pH, acides et bases,
 Couples acide / base,
Réaction acido-basiques,
Avancement final d'une réaction.

Sous forme de tableau

2)- Exercices :

Exercices :

1)- Exercice 10 page 90.

2)- Exercice 13 page 90.

3)- Exercice 18 page 91.

4)- Exercice 20 page 91.

5)- Exercice 24 page 91.

6)- Exercice 37 page 94.

7)- Exercice 38 page 94.