|
|
![]() |
1)-
Exercice 11 page 162.
Combustion du méthane. 2)-
Exercice 14 page 163. Le sodium et l’eau. 3)-
Exercice 18 page 163. L’Hydroxyde de cuivre II. 4)-
Exercice 25 page 165. Le dihydrogène dans l’air :
Un mélange explosif. |
I- Réaction de nombres
stœchiométriques égaux à 1.
1)-
Présentation de la réaction étudiée.
- On étudie la réaction entre l’hydrogénocarbonate de sodium et l’acide éthanoïque à la pression atmosphérique et une température θ voisine de 20 ° C.
- Les réactifs :
- l’hydrogénocarbonate de sodium de formule NaHCO3 (s) (bicarbonate de soude) est un solide ionique blanc.
- Sa masse molaire :
M(NaHCO3)
=
-
L’acide acétique ou éthanoïque :
-
On utilise le vinaigre qui est une solution aqueuse
incolore dont le principal soluté est l’acide éthanoïque que l’on note
AH (aq).
-
(10 mL de vinaigre à 6 ° contiennent
0,010 mol d’acide éthanoïque)
-
Les produits de la réaction :
les
produits de la réaction sont :
-
Le dioxyde de carbone CO2,
-
L’acétate de sodium que l’on note de façon
simplifiée NaA (aq),
-
Et l’eau H2O
(ℓ).
-
Équation bilan de la réaction :
(écriture simplifiée)
AH
(aq) + NaHCO3
(s) → CO2
(g) + NaA (aq) +
H2O
(ℓ)
-
Remarque : Les nombres stœchiométriques
sont tous égaux à 1.
Expérience 1 :
-
On fait réagir 20 mL de vinaigre à 6 ° avec
-
Observations :
-
Il se produit une effervescence lorsque
l’on mélange les réactifs.
-
Il reste du solide en fin de réaction et
le ballon est peu gonflé.
-
Quantité de matière de chacun des
réactifs :
-
Quantité de matière d’hydrogénocarbonate
de sodium :
-
-
quantité
de matière d’acide éthanoïque : nAH
≈ 2,0 x
10 –2 mol
Expérience 2 :
-
On fait réagir 80 mL de vinaigre à 6 ° avec
-
Observations :
-
Il se produit une effervescence lorsque
l’on mélange les réactifs.
-
En fin de réaction, le solide a
totalement disparu et le ballon est plus gonflé.
-
Quantité de matière de chacun des
réactifs :
-
Quantité de matière d’hydrogénocarbonate
de sodium :
-
-
quantité
de matière d’acide éthanoïque : nAH
≈ 8,0 x 10 –2 mol
3)-
Notion de réactif limitant.
-
Dans l’expérience 1,
l’hydrogénocarbonate de sodium a été introduit en excès et l’acide éthanoïque en
défaut.
-
La réaction chimique s’arrête lorsque
tout l’acide éthanoïque a réagi.
-
L’acide éthanoïque est le réactif
limitant.
-
Dans l’expérience 2,
l’hydrogénocarbonate de sodium a été introduit en défaut et l’acide éthanoïque
en excès.
-
La réaction s’arrête lorsque tout
l’hydrogénocarbonate de sodium a réagi.
-
L’hydrogénocarbonate de sodium est le
réactif limitant dans ce cas.
-
Le réactif limitant est le réactif qui a
été introduit par défaut et qui disparaît totalement au cours de la réaction.
4)-
Étude quantitative de l’expérience 2.
a)- État initial. On présente l’état initial sous
forme de tableau :
Équation |
AH
(aq) + |
NaHCO3
(s) |
|
CO2 (g) |
+ NaA (aq) |
+ H2O (ℓ) |
État initial (mol) |
0,080 |
0,060 |
|
0 |
0 |
- |
-
Remarque :
-
On n’indique aucune valeur pour l’eau
car on utilise une solution aqueuse d’acide éthanoïque.
-
L’eau est le solvant.
b)- Au cours de la transformation.
-
Lorsque l’on mélange les réactifs la transformation
chimique s’effectue et il se forme du dioxyde de carbone.
-
Le dioxyde de carbone se forme au fur et à mesure.
-
On dit que la réaction avance.
-
On note x
la quantité de matière de dioxyde de carbone produite par la réaction.
-
L’équation bilan et les nombres stœchiométriques
indiquent que
-
S’il s’est formé x
mol de CO2,
alors :
-
Il s’est également formé x
mol de NaA,
-
Simultanément, il a disparu
x mol de NaHCO3
-
et x
mol d’acide AH.
- Bien sûr, il se forme aussi x mol d’eau.
- Mais comme l’eau est le solvant,
il est en large excès.
- On peut compléter le tableau précédent :
Équation |
AH (aq) + |
NaHCO3
(s) |
→ |
CO2 (g) |
+ NaA (aq) |
+ H2O (ℓ) |
État initial (mol) |
0,080 |
0,060 |
|
0 |
0 |
- |
Au cours de la transformation |
0,080 – x |
0,060 – x |
x |
x |
- |
c)-
État final et bilan de matière.
-
Lorsque la transformation chimique s’effectue,
x croît de zéro à une valeur
maximale xmax.
-
Cette valeur maximale correspond à l’achèvement de
la réaction, elle correspond à la disparition du réactif limitant.
-
Comment peut-on déterminer la valeur maximale de
x :
xmax
?
-
Cette valeur est liée aux quantités de matière
initiales des réactifs.
-
En fin de réaction, la quantité de
matière de chaque réactif est soit positive, soit nulle.
-
En conséquence, on peut écrire deux
inéquations :
-
n (NaHCO3)
= 0,060 – x ≥ 0
=> 0 ≤ x
≤ 0,060 mol (1)
-
n (AH) = 0,080 –
x ≥ 0
=> 0 ≤ x
≤ 0,080 mol (2)
-
pour
satisfaire ces deux équations, il faut que : 0 ≤ x
≤ 0,060 mol
-
Valeur
xmax
: xmax
=
0,060
mol
-
On peut compléter le tableau précédent :
Équation |
AH
(aq) + |
NaHCO3
(s) |
→ |
CO2 (g) |
+ NaA (aq) |
+ H2O
(ℓ) |
État
initial (mol) |
0,080 |
0,060 |
|
0 |
0 |
- |
Au cours de la transformation |
0,080 – x |
0,060 – x |
x |
x |
- |
|
État
final (mol) |
0,080 – xmax |
0,060 - xmax =
0 |
xmax =
0,060 |
xmax =
0,060 |
- |
|
0,020 |
0 |
|
0,060 |
0,060 |
- |
II- Notion
d’avancement de réaction.
1)- Avancement au cours d’une transformation.
- L’avancement d’une réaction chimique est une valeur
variable, notée x qui permet
de déterminer les quantités de matière de réactifs transformés et de produits
formés.
- L’avancement x
est une quantité de matière.
-
Elle s’exprime en mol.
- Dans l’état initial,
x = 0,
- au
cours de la transformation, 0 ≤ x
≤ xmax
- À l’état final :
x = xmax
(ceci au niveau de la classe de seconde et de première S)
- L’avancement maximal
xmax
s’obtient en écrivant que les quantités de matière des réactifs restent
positives ou nulles.
- Il permet de déterminer l’état final de
la transformation.
- En général, la réaction s’arrête lorsque
l’un des réactifs a été totalement consommé.
- À l’état final, la quantité de matière
du réactif limitant est nulle.
- Il se peut que lorsque la réaction
s’arrête, tous les réactifs soient entièrement consommés.
- On dit qu’initialement, les réactifs
étaient dans les proportions stœchiométriques.
III-
Réaction dont un nombre stœchiométrique au moins est différent de 1.
1)-
Présentation de la réaction.
Une solution aqueuse de diiode, I2
(aq), réagit avec une solution contenant des ions
thiosulfate S2O3 2– (aq)
pour donner des ions iodure I
– (aq) et des ions tétrathionate S4O6
2– (aq). |
- Les réactifs :
- La solution aqueuse de diiode, que l’on
note I2
(aq), est de couleur jaune-orangé.
- Sa concentration est : C1
= [I2]
≈ 7,5 x 10 –2 mol / L.
- La solution aqueuse de thiosulfate de sodium, que
l’on note [2
Na+
(aq) + S2O3 2– (aq)],
est incolore.
- Sa concentration est : C2
= [S2O3 2–]
≈ 1,0 x 10 –1 mol / L.
- Les produits de la réaction sont :
- Les ions iodure que l’on note
I –
(aq) car ils sont en solution aqueuse.
- La solution aqueuse est incolore.
- Les ions tétrathionate, que l’on note
S4O6
2–
(aq) car ils sont en
solution aqueuse.
- La solution aqueuse est incolore.
- Remarque :
- Les ions sodium Na+
(aq) ne participent pas à la réaction.
- Ce sont des ions spectateurs.
-
Équation bilan de la réaction :
(écriture simplifiée)
I2
(aq) + 2
S2O32–
→ 2 I
– (aq) +
S4O6
2– (aq)
On verse 20 mL de la solution aqueuse de
diiode dans un bécher.
- on
ajoute lentement, tout en agitant, 20 mL de la solution aqueuse de thiosulfate
de sodium à l’aide d’une burette graduée.
- Observations :
- Au fur et à mesure, la coloration de
la solution pâlit.
- La décoloration de la solution indique
la disparition du diiode.
Déterminer les quantités de matière des différentes
espèces chimiques présentes en fin de réaction.
3)- Étude quantitative de la réaction.
a)- État initial.
- Quantité de matière de chacun des
réactifs :
- Quantité de matière de diiode :
- n (I2)
= n1
= C1
. V1
- n (I2)
= n1
= 7,5 x 10 –2
x 20 x 10
–3
- n (I2)
= n1
= 1,5 x 10 –3 mol
- quantité
de matière d’ions thiosulfate :
- n (S2O3 2–)
= n2
= C2
. V2
- n (S2O3 2–)
= n2
= 1,0 x 10 –1
x 20 x 10
–3
- n (S2O3 2–)
= n2
= 2,0 x 10 –3 mol
- Tableau :
Équation |
I2
(aq) + |
2
S2O3 2– (aq) |
→ |
2
I – (aq) + |
S4O6
2–
(aq) |
État initial (mol) |
1,5
x 10 –3 |
2,0
x 10
–3 |
|
0 |
0 |
b)- Au cours de la transformation.
- Le bilan de quantité de matière de la
réaction considérée indique que :
- la formation de
2 moles
d’ions iodure et de 1 mole
d’ions tétrathionate nécessite
- la disparition de
1 mole de
diiode et de 2 moles
d’ions thiosulfate.
- On note x
l’avancement au cours de la réaction.
- En conséquence :
- la formation de
2.x mol
d’ions iodure et de x mol
d’ions tétrathionate nécessite
- la disparition de
x mol de
diiode et de 2.x mol
d’ions thiosulfate.
- Tableau :
Équation |
I2
(aq) + |
2
S2O3 2– (aq) |
→ |
2
I – (aq) + |
S4O6
2–
(aq) |
État
initial (mol) |
1,5
x 10 –3 |
2,0
x 10 –3 |
|
0 |
0 |
Au cours de la transformation |
1,5
x 10 –3 – x |
2,0
x 10
–3 –
2 x |
2
x |
x |
c)- État final et bilan de
matière.
-
Lorsque la transformation chimique s’effectue,
x croît de zéro à une valeur
maximale xmax.
- Cette valeur maximale correspond à l’achèvement de
la réaction, elle correspond à la disparition du réactif limitant.
- Comment peut-on déterminer la valeur maximale de
x :
xmax
?
- En fin de réaction, la quantité de
matière de chaque réactif est soit positive, soit nulle.
- En conséquence, on peut écrire deux
inéquations :
- 1,5
x 10
–3 – x
≥ 0 et 2,0
x 10
–3 –
2 x
≥ 0
- Ces deux inéquations sont satisfaites pour 0 ≤
x ≤
1,0 x 10
–3 mol.
- en
conséquence : xmax
= 1,0
x 10
–3 mol.
- On peut donner le tableau représentant
le bilan de matière :
Équation |
I2
(aq) + |
2
S2O3 2– (aq) |
→ |
2
I – (aq) + |
S4O6
2–
(aq) |
État initial (mol) |
1,5
x 10 –3 |
2,0
x 10 –3 |
|
0 |
0 |
Au cours de la transformation |
1,5
x 10 –3 – x |
2,0
x 10 –3 –
2 x |
2
x |
x |
|
État
final (mol) |
1,5
x 10 –3 – xmax |
2,0 x 10-3 –
2 xmax |
2
xmax |
xmax |
|
0,50
x 10 –3 |
0 |
2,0
x 10 –3 |
1,0
x 10 –3 |
- Les ions thiosulfate constituent le
réactif limitant.
4)- Tableau d’avancement d’une réaction.
- L’étude de l’avancement d’une réaction est
facilitée par l’utilisation d’un tableau appelé :
- Tableau d’avancement d’une réaction.
- Ce tableau contient autant de colonne qu’il y a de
réactifs et de produits, auxquelles s’ajoutent deux colonnes de présentation.
- Ce tableau ressemble au tableau précédent.
- Il est basé sur le même principe.
|
|
Réactifs |
|
Produits |
||
État du système |
Avancement |
I2
(aq) + |
2
S2O3 2– (aq) |
→ |
2
I – (aq) + |
S4O6
2–
(aq) |
État Initial (mol) |
x
= 0 |
a |
b |
|
0 |
0 |
Au cours de la Transformation (mol) |
x |
a – x |
b –
2 x |
2 x |
x |
|
État Final (mol) |
xmax |
a – xmax |
b –
2 xmax |
2
xmax |
xmax |
- Au cours de la transformation :
- La quantité de matière d’un produit de la réaction,
dont le nombre stœchiométrique vaut
1 est
exactement x.
- La quantité de matière x
d’un produit ou d’un réactif est toujours multipliée
par le nombre stœchiométrique de ce produit ou de ce réactif.
- Au cours de la transformation chimique,
les quantités de matière des réactifs diminuent.
- C’est pour cela qu’il apparaît un signe moins
devant x dans les quantités
de matière des réactifs.
- Au cours de la
transformation chimique, les quantités de matière des produits augmentent.
IV- Calcul
d’un bilan de matière.
- On appelle bilan de matière d’une transformation chimique, le calcul des quantités de matières des réactifs ayant disparu
et des produits formés. - Un bilan de matière est
toujours effectué en mole. - Une fois le bilan de matière effectuée, on peut toujours calculer les masses des réactifs et des
produits ou les volumes. - Si les données de départ font intervenir des masses de réactifs, il faut toujours faire intervenir les quantités de matière dans le bilan de matière. |
2)- Résolution graphique d’un bilan de matière.
b)-
Présentation de la réaction chimique.
On présente, à la flamme d’un bec bunsen, une éprouvette contenant un mélange de dioxygène et de dihydrogène. Une détonation retentit et il se forme de
l’eau. Dans son état initial, le système est constitué de 0,030 mol de dihydrogène et de 0,010 mol de dioxygène sous la pression de 1013 hPa et à la température de déterminer
l’état final du système à l’aide d’une méthode graphique. |
c)- Résolution.
- Il faut commencer par écrire l’équation bilan de la
réaction :
O2
(g) + 2
H2 (g)
→ 2
H2O
(ℓ)
- on
réalise le tableau d’avancement de la réaction.
|
|
Réactifs |
|
Produits |
|
État du système |
Avancement |
O2 (g) |
+ 2
H2 (g) |
→ |
2
H2O (ℓ) |
État Initial (mol) |
x = 0 |
0,010 |
0,030 |
|
0 |
Au cours de la Transformation (mol) |
x |
0,010 – x |
0,030 –
2 x |
2
x |
|
État Final (mol) |
xmax |
0,010 – xmax |
0,030 –
2 xmax |
2
xmax |
- le but de l’exercice est de trouver la valeur de
xmax.
- à la lecture du tableau, on peut affirmer que si à la date t, une quantité de matière x (mol) a disparu,
- nécessairement, au même instant,
il a disparu 2
x (mol) de dihydrogène
et
2 x (mol) d’eau ont été formées.
- D’autre part :
- n (O2)
= 0,010 – x ;
- n (H2)
= 0,030 – 2
x ;
- n (H2O)
= 2
x.
- On trace les droites donnant
n (O2) ;
n (H2)
et n (H2O)
en fonction de l’avancement x.
- Le réactif limitant est celui qui disparaît
totalement c’est-à-dire celui dont la quantité de matière s’annule pour la plus
faible valeur de x.
- L’exploitation graphique permet de déterminer la
valeur de xmax
et état final du système.
- Il faut tenir compte du fait que les quantités de
matière sont des grandeurs telles que n
≥ 0
- La droite qui coupe l’axe des abscisses
en premier est celle relative au dioxygène.
-
En conséquence, le dioxygène est le
réactif limitant et la réaction s’arrête lorsqu’il a disparu.
-
Graphiquement, on peut déterminer la
valeur de : xmax
= 1,0
x 10
–2 mol
-
À l’état final :
-
n (O2)
= 0,0 mol ;
-
n (H2)
= 1,0
x 10
–2 mol;
-
n (H2O)
= 2,0
x 10
–2 mol.
|
|
Réactifs |
|
Produits |
|
État du système |
Avancement |
O2 (g) |
+ 2
H2 (g) |
→ |
2
H2O (ℓ) |
État Initial (mol) |
x = 0 |
0,010 |
0,030 |
|
0 |
Au cours de la Transformation (mol) |
x |
0,010 – x |
0,030 –
2 x |
2
x |
|
État Final (mol) |
xmax |
0,010 – xmax |
0,030 –
2 xmax |
2
xmax |
|
xmax
= 0,010 |
0,010 – 0,010 |
0,030 –
2 x 0,010 |
|
2
x 0,010 |
|
0 |
0,010 |
|
0,020 |
-
Autre présentation du bilan de matière :
E.I : |
Transformation
Chimique
→
|
E.F : |
P = 1013 hPa et
q = n (H2)
= 3,0
x 10 –2 mol n
(O2) = 1,0
x 10 –2 mol O2 (g) et
H2 (g) |
P = 1013 hPa et
q = n
(H2) = 1,0
x 10 –2 mol n
(O2) = 0,0 mol n (H2O)
= 2,0
x 10 –2 mol H2O
(ℓ) et H2 (g) |
1)-
Exercice 11 page 162.
Combustion du méthane. 2)-
Exercice 14 page 163. Le sodium et l’eau. 3)-
Exercice 18 page 163. L’Hydroxyde de cuivre II. 4)-
Exercice 25 page 165. Le dihydrogène dans l’air :
Un mélange explosif. |
|
|