Évolution forcée d’un système chimique |
|
|
![]() |
QCM N° 08
Évolution forcée
d’un système chimique
Pour chaque
question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s). |
|||||
|
Énoncé |
A |
B |
C |
R |
1 |
On introduit
initialement
n1
= 3,0 × 10–2 mol
d’ions fer III,
Fe3+ (aq)
et n2
= 2,0 × 10–2 mol
de zinc
métallique
Zn
(s), qui réagissent
selon la réaction
d’équation : 2
Fe3+ (aq) + 3 Zn (s) → 2
Fe (s) + 3 Zn2+ (aq)
Pour un
avancement x,
les quantités de
matières sont : |
3 n1
– x
pour
Zn
(s)
Et
3 n1
pour
Zn2+
(aq) |
n1
– 2x
pour
Fe3+
(aq)
Et
2x
pour
Fe
(s) |
n1
– 3x
pour
Zn
(s)
Et
3 n1
pour
Zn2+
(aq) |
B |
2 |
On introduit
initialement
n1
= 3,0 × 10–2 mol
d’ions fer III,
Fe3+ (aq)
et n2
= 2,0 × 10–2 mol
de zinc
métallique
Zn
(s), qui réagissent
selon la réaction
d’équation : 2
Fe3+ (aq) + 3 Zn (s) → 2
Fe (s) + 3 Zn2+ (aq)
Il se forme 2,0 ×
10–2 mol
d’ions zinc II.
À l’état final : |
Tous les
réactifs
ont
disparu |
La
transformation
est totale |
La
transformation
est non totale |
B |
3 |
Pour une
transformation
non totale en fin
de
réaction |
Tous les
réactifs sont
présents et
un produit
est limitant |
Tous les
réactifs et
produits
sont présents |
Tous les
produits
sont présents
et un
réactif est
limitant |
B |
4 |
Le quotient de
réaction
Qr
de la réaction
d’équation : 2
Fe3+ (aq) + 3 Zn (s) → 2
Fe (s) + 3 Zn2+ (aq)
s’exprime par : |
|
|
|
C |
5 |
Quand un système
évolue
de façon
spontanée : |
Qr
tend
vers K
|
Qr
tend
vers 0 |
Qr
tend
vers l’infini |
A |
6 |
L’équation de la
réaction
entre les ions
fer II et les
ions permanganate
est :
5 Fe2+ + MnO4–
+ 8
H+
→
5 Fe3+ + Mn2++
4 H2O Les ions fer II,
Fe2+ : |
est oxydé
par les
ions
hydrogène |
gagne un
électron pour
former Fe3+ |
cède un
électron pour
former Fe3+ |
C |
7 |
L’équation de la
réaction entre les ions
fer II et les ions
permanganate est :
5
Fe2+ + MnO4–
+ 8 H+
→
5
Fe3+ + Mn2++
4 H2O Les ions fer II,
Fe2+ : |
Oxyde
l’ion
MnO4– |
est un
oxydant |
est un
réducteur |
C |
8 |
L’équation de la
réaction entre les ions
fer II et les ions
permanganate est :
5
Fe2+ + MnO4–
+ 8 H+
→
5
Fe3+ + Mn2++
4 H2O Les ions MnO4–: |
Subit une
oxydation |
Subit une
réduction |
Est un
réducteur |
B |
9 |
À la borne
négative d’une pile, il y
a : |
Un gain
d’électrons |
Une
réduction |
Une oxydation |
C |
10 |
Dans le pont
salin reliant les deux
demi-piles, les
cations migrent : |
Vers la
borne
positive |
Vers la
borne
négative |
Dans le
sens des
électrons |
A |
11 |
On considère une
pile Fer-aluminium
dont l’équation de
fonctionnement
est : 3
Fe2+ (aq) + 2 Aℓ (s) → 3
Fe (s) + 2 Aℓ3+ (aq) Pour 0,30 mol de
fer
Fe
(s) formé |
0,30 mol
d’électrons
sont
échangés |
0,90 mol
d’électrons
sont
échangés |
0,60 mol
d’électrons
sont
échangés |
C |
12 |
Une pile produit
un courant
d’intensité I pendant une
durée Δt. L’équation de la
réaction chimique est
équilibrée avec le
transfert de z électrons. La
capacité de la pile est
égale à : |
|
Q
= I × Δt |
Q
= z × I × Δt |
B |
13 |
Une pile permet
l’échange d’une quantité
d’électricité Q
jusqu’à son usure complète.
L’équation de la réaction est
équilibrée avec un transfert de z électrons. L’avancement
final vaut xf et ion note F la constante de Faraday : |
|
F
est
exprimé en C
. mol–1 |
|
B |
QCM réalisé avec le logiciel Questy
Pour s’auto-évaluer
Réaction chimique : Tableau d’avancement, bilan de
matière
-
Quantité de matière d’ions
fer III
-
n1
= 3,0 × 10–2 mol = 30
mmol
-
Quantité de matière de zinc
métallique :
-
n2
= 2,0 × 10–2 mol = 20
mmol
-
Équation bilan de la réaction
2 Fe3+ (aq)
|
+ 3 Zn (s) |
→ |
2
Fe (s) |
+ 3 Zn2+ (aq) |
-
Attention : réponse
n1
– 2 x
et 2 x
-
Tableau d’avancement de la
réaction :
Équation |
2 Fe3+ (aq)
|
+ 3 Zn (s) |
→ |
2
Fe (s) |
+ 3 Zn2+ (aq) |
|
État du
système |
Avancement |
n (Fe3+)
|
n (Zn) |
|
n (Fe) |
n
(Zn2+) |
État initial
(mmol) |
x =
0 |
n1
= 30 |
n2
= 20 |
0 |
0 |
|
État
intermédiaire |
0 ≤ x ≤ xf |
n1
– 2 x
30 – 2 x |
n2
– 3 x
0,40 –
3 x |
2 x |
3 x |
|
État final
(mmol) |
x = xf |
30 – 2 xf |
0,40 –
3 xf |
|
2 xf |
3 xf |
État maximal
(mmol) |
x = xmax |
0,10 – 2 xmax |
0,40 –
3 xmax |
|
2 xmax |
3 xmax |
-
Relations :
n1
– 2 x
pour Fe3+
(aq) et 2 x
pour Fe
(s)
Transformation totale :
-
L’équation s’écrit avec
-
une double flèche
si
la réaction est non totale ;
-
une simple flèche → si la
réaction est totale.
-
Comme l’indique la flèche, la
transformation est totale (→)
-
Lorsqu’une réaction est
totale, l’avancement final est égal à l’avancement maximal :
-
xf
= xmax
-
Tableau
d’avancement et bilan de matière.
Équation |
2 Fe3+ (aq)
|
+ 3 Zn (s) |
→ |
2
Fe (s) |
+ 3 Zn2+ (aq) |
|
État du
système |
Avancement |
n (Fe3+)
|
n (Zn) |
|
n (Fe) |
n
(Zn2+) |
État initial
(mmol) |
x =
0 |
n1
= 30 |
n2
= 20 |
0 |
0 |
|
État
intermédiaire |
0 ≤ x ≤ xf |
n1
– 2 x
30 – 2 x |
n2
– 3 x
20 –
3 x |
2 x |
3 x |
|
État final
(mmol) |
x = xf ≈ 6,7 |
30 – 2 xf
≈ 16,7
≈ 17 |
20 – 20 = 0 |
|
2 xf |
3 xf
= 20 |
État maximal
(mmol) |
xmax = xf |
|
|
|
|
|
-
Exploitation :
-
Valeur de l’avancement
maximal :
-
Hypothèse 1 : On considère que l’ion
Fe3+ (aq)
est le réactif limitant :
-
Dans ce cas :
n1 –
2 xmax1
= 0 =>
n1 =
2 xmax
= 3,0 × 10–2 mol
-
xmax1
≈ 1,5 × 10–2 mol
-
Hypothèse 2 :
On considère que
Zn (s)
est le réactif limitant
-
Dans ce cas :
n2
– 3 xmax2
= 0 =>
n2 =
3 xmax2
= 2,0 × 10–2 mol
-
xmax2
≈ 6,7 × 10–3 mol
-
Conclusion :
-
L’avancement maximal est égal à la plus
petite des deux valeurs :
-
xmax =
xmax2
≈ 6,7 × 10–3 mol <
xmax1
-
D’autre part :
-
On donne
n (Zn2+
) = 2,0 × 10–2 mol
-
On en déduit la valeur de
l’avancement final :
-
n
(Zn2+
) =
3 xf
= 2,0 × 10–2 mol =>
xf
≈ 6,7 × 10–3 mol
-
Comme
n (Zn)
= 0,
-
Zn
(s) est le réactif limitant (il est totalement consommé :
n2
– 3 xf
= 0
-
Comme :
-
xf =
xmax, la transformation est totale.
Transformation non totale. Équilibre chimique
Chap N° 07 Sens d’évolution
spontanée d’un système chimique
-
Lorsqu’une réaction est
totale, l’avancement final est égal à l’avancement maximal :
-
xf
= xmax
-
En présence d’un équilibre chimique (cas
d’une réaction non totale) :
-
xf
< xmax
-
Comparer
l’avancement final xf
et l’avancement maximal xmax
permet de distinguer les transformations totales et non totales.
-
Pour une
transformation non totale, il faut connaître la valeur de l’avancement final
xf
pour effectuer le bilan de matière à l’état final.
-
Dans le cas d’une
transformation non totale :
-
À l’état final :
-
Les quantités des espèces ne
varient plus ;
-
Tous les réactifs et les
produits coexistent.
-
On est en
présence d’un équilibre chimique.
-
Lors d’une réaction non
totale :
-
Les
réactifs
réagissent entre eux pour donner les
produits ;
-
Simultanément :
-
Les
produits
réagissent pour donner les
réactifs.
-
Une réaction non totale est
modélisée par deux réactions opposées l’une de l’autre.
-
L’équation de la réaction
s’écrit alors avec une double flèche
qui
traduit le fait que deux réactions, inverses l’une de l’autre, peuvent se
produire simultanément dans le système.
-
L’équation s’écrit alors :
a A
+ b B
c
C + d
D
-
Exemple :
-
xf = 0,85 mol et
xmax = 1,0 mol
Équation |
N2
(g) + |
3 H2
(g) |
|
2
NH3 (g) |
|
état |
Avanc.
x
(mol) |
n (N2)
(mol) |
n (H2)
(mol) |
|
n (NH3)
(mol) |
État initial |
x |
2 |
3 |
|
0 |
Au cours de la
transformation |
x |
2 –
x |
3– 3
x |
2 x |
|
État final |
xf |
2 –
xf
|
3 –
3 xf
|
|
2 xf |
À l’équilibre |
xf = 0,85 |
1,15 |
0,45 |
|
1,7 |
-
Tous les réactifs et produits
sont présents à l’état final.
Le quotient de réaction :
-
Considérons la réaction
chimique non totale suivante :
a
. A
(aq) +
b
. B
(aq)
c
. C
(aq) +
d
.
D
(aq)
-
Par
définition, le quotient de réaction
Qr
de cette réaction s’écrit :
|
|
Qr |
Quotient de
réaction (sans unité) |
[C]
et
[D] |
Concentration des
produits (mol . L–1) |
[A]
et
[B] |
Concentration des
réactifs (mol . L–1) |
C0 |
Concentration
standard : C0 =
1,0 mol . L–1 |
►
Remarque :
-
Pour
simplifier l’expression, on omet de mettre la concentration standard
C0.
-
Mais, il ne
faut pas oublier que le
quotient de réaction est une grandeur
sans unité
qui caractérise un système chimique dans un état donné.
-
Cas d’une réaction où le
solvant intervient :
-
Par
convention, l’eau, solvant, n’intervient pas dans
l’écriture de l’expression de
Qr
(même s’il intervient dans l’équation de la réaction.
►
Exemple : réaction entre l’acide
éthanoïque et l’eau :
CH3COOH
(aq) |
+ |
H2O
(ℓ) |
|
CH3COO– (aq) |
+ |
H3O+ (aq) |
-
Dans cette réaction, l’eau est le
solvant.
-
- Cas d’une réaction avec des espèces solides :
-
Les espèces chimiques solides
n’apparaissent pas dans l’expression du quotient de réaction.
►
Exemple : écrire le
quotient de réaction de la réaction suivante :
Cu (s) |
+ |
2 Ag+
(aq) |
|
Cu2+
(aq) |
+ |
2 Ag (s) |
-
-
Pour la réaction :
2 Fe3+ (aq) |
+ |
2 Zn
(s) |
|
2 Fe
(s) |
+ |
3 Zn2+ (aq) |
-
Constante d’équilibre K.
-
Dans l’état
d’équilibre d’un système, le quotient de réaction
Qr,éq
prend une valeur qui ne dépend pas de l’état initial.
-
La valeur de
Qr,éq
est indépendante de la composition initiale.
-
Cette valeur ne dépend que de
la température.
-
Elle est
appelée constante d’équilibre et on la note
K.
K = Qr,éq
-
La valeur de la constante
d’équilibre nous renseigne sur la nature de la réaction chimique.
►
Système chimique hors
d’équilibre :
-
Tout système chimique, hors
d’équilibre, évolue spontanément vers un état d’équilibre.
-
En conséquence la valeur de
Qr
tend vers K
-
À une
température donnée, la comparaison du quotient de réaction dans l’état initial,
Qr,i
à la constante d’équilibre
K
permet de prévoir le sens d’évolution spontanée du système chimique.
►
Premier cas :
-
Si le quotient
de réaction initial Qr,i
est égal à la constante d’équilibre
K,
-
Soit
Qr,i
= K,
le système est déjà à l’équilibre.
-
Il n’évolue pas.
►
Deuxième cas :
-
Si le
quotient de réaction initial
Qr,i
est inférieur à la constante d’équilibre
K,
-
soit
Qr,i
< K,
-
Le système chimique
évolue spontanément vers un état d’équilibre.
-
Il évolue dans le
sens direct
de l’écriture de l’équation de la réaction.
►
Troisième cas :
-
Si le
quotient de réaction initial
Qr,i
est supérieur à la constante d’équilibre
K,
-
soit
Qr,i
> K,
le système chimique évolue spontanément vers un état d’équilibre.
-
Il évolue dans le
sens inverse
de l’écriture de l’équation de la réaction.
►
Remarque :
-
Ce critère d’évolution
permet de prévoir le sens d’évolution spontanée du système connaissant sa
composition initiale.
-
Ce critère ne tient
pas compte de l’aspect cinétique de la réaction.
Réaction d’oxydoréduction :
-
Un oxydant est une entité
chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.
-
(Oxydant :
gagne)
-
Un réducteur est une entité
chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons.
-
(Réducteur :
perd)
-
Couple oxydant / réducteur :
-
À tout couple oxydant /
réducteur, on associe la demi-équation électronique d’oxydoréduction suivante :
Ox |
+ |
n
e – |
|
Red |
-
Ceci est une écriture
formelle.
-
La double flèche traduit la
possibilité de passer d’une forme à l’autre suivant les conditions
expérimentales.
-
La
transformation chimique qui correspond au passage de l’oxydant
Ox
à son réducteur conjugué
Red est une réduction :
Ox + n
e
– →
Red
-
Une réduction est un gain
d’électrons.
-
La
transformation chimique qui correspond au passage du réducteur
Red
à son oxydant conjugué
Ox est une oxydation :
Red →
Ox + n
e –
-
Une oxydation est une perte
d’électrons.
-
Au cours d’une réaction
d’oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur est oxydé.
-
Une réaction d’oxydoréduction
est une réaction de transfert d’électrons.
-
Elle fait
intervenir deux couples Ox /
Red : Ox1
/ Red1 et
Ox2 /
Red2
-
Ox1
ne peut pas réagir sur
Ox2 et
Red1
ne peut pas réagir sur
Red2
-
Ox1
peut réagir sur Red2
ou Ox2
peut réagir sur Red1
-
Cela dépend de la force
relative des oxydants et des réducteurs mis en présence.
-
Au cours d’une réaction
d’oxydoréduction :
-
Un oxydant est réduit et
-
Un réducteur est oxydé.
-
Fe2+
→ Fe3+
+ e– :
couple Ox / Red :
Fe3+
/ Fe2+
-
Au cour de la réaction
suivante :
5
Fe2+
+ MnO4–
+ 8 H+
→ 5
Fe3+
+ Mn2++
4 H2O
-
L’ion
Fe2+
cède un électron pour former Fe3+
-
L’ion
Fe2+
est un réducteur, il subit une oxydation
-
L’ion
MnO4–
est un oxydant, il subit une réduction
Couples oxydant / réducteur :
-
Couples
Ox / Red :
Fe3+
/ Fe2+ :
MnO4–
/ Mn2+
-
Le couple
MnO4
–
/ Mn2+.
|
Demi-équation électronique |
Première étape :
On écrit le couple
oxydant / réducteur |
MnO4–
|
Deuxième
étape :
On équilibre
l’élément oxygène
avec de l’eau |
MnO4–
|
Troisième
étape :
On équilibre
l’élément hydrogène
avec
H+
(on travaille en milieu acide) |
MnO4–
+
8
H+ |
Quatrième
étape :
On équilibre
les charges avec
les électrons. |
MnO4–
+
8
H+
+ 5
e
–
|
-
Conclusion : l’ion
permanganate est un oxydant en milieu acide.
Oxydation et réduction :
-
Un oxydant est réduit, il
subit une réduction
-
Un réducteur est oxydé, il
subit une oxydation.
-
L’ion
permanganate MnO4– est un oxydant, il subit une
réduction.
-
MnO4–
+
8
H+
+ 5
e
–
→ Mn2+
+
4
H2O.
-
Ox + n e–
→ Red
Les piles :
-
Constitution d’une pile.
-
Deux
compartiments distincts contenant chacun un couple
OX / RED
du type Mn+
(aq) / M
(s) et reliés par un pont électrochimique (ou pont salin) constituent un
générateur électrochimique appelé pile.
-
L’ensemble
constitué par une plaque de métal
M plongeant dans une solution contenant
des cations Mn+
constitue une demi-pile.
-
La plaque de métal est
appelée aussi électrode.
-
Les transferts d’électrons se
produisent à la surface de l’électrode.
-
Le pôle
–
de la pile est le siège d'une
oxydation,
on l'appelle
l'anode.
-
Le pôle
+
de la pile est le siège d'une
réduction,
on l'appelle la
cathode.
-
Le courant généré par cette
pile circule de la cathode (électrode positive) vers l’anode (électrode
négative) à l’extérieur de la pile.
-
Les électrons, responsables
du passage de ce courant dans le circuit électrique (fils et électrodes),
circule de l’électrode de l’anode (électrode négative) vers la cathode
(électrode positive) à l’extérieur du circuit.
-
À l’intérieur de la pile les
porteurs de charges sont les ions.
-
Le courant électrique à
l’intérieur de la pile est dû à la double migration des ions positifs et
négatifs, présents dans les différentes solutions, se déplaçant en sens
inverses.
-
Les cations se déplacent dans
le sens du courant électrique et les anions se déplacent en sens inverse de
celui du courant électrique.
-
Le pont salin : il assure la
jonction électrique entre les solutions contenues dans les deux béchers.
-
Dans le pont salin,
-
Les cations se déplacent dans
le sens du courant électrique : Ils viennent compenser la disparition des ions
M2n+.
-
Les anions se déplacent en
sens inverse de celui du courant électrique : Ils viennent compenser
l’apparition des ions M1n+.
-
Exemple de pile : La pile
Daniell.
-
Polarité de la pile,
réactions aux électrodes et nom des électrodes.
-
À la borne positive, ici
l’électrode de cuivre, les électrons qui arrivent sont consommés par la réaction
Cu2+
(aq)
+
2
e
–
→ Cu (s)
-
Cette électrode est appelée
la Cathode.
-
À la borne négative de la
pile, ici l’électrode de zinc les électrons sont créés par la réaction
Zn (s)
→
Zn2+
(aq)
+
2
e
–
-
Cette électrode est appelée
l’anode.
-
Les termes anode et cathode
pour noter les électrodes d’une pile ou d’un générateur.
-
L’anode
désigne toujours l’électrode où se produit l’oxydation.
-
La
cathode désigne toujours l’électrode où se
produit la réduction.
Réduction |
|
Ox
+
n
e
–
|
|
Oxydation |
-
La
transformation chimique qui correspond au passage de l’oxydant
Ox
à son réducteur conjugué
Red est une réduction. :
-
Une réduction est un gain
d’électrons.
-
La
transformation chimique qui correspond au passage du réducteur
Red
à son oxydant conjugué
Ox est une oxydation :
-
Une oxydation est une perte
d’électrons.
-
Au cours d’une réaction
d’oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur est oxydé
Le pont salin :
-
Rôle du pont salin :
-
La
solution gélifiée de nitrate d’ammonium (NH4+
(aq) + NO3–
(aq)), présente dans le pont salin, assure la jonction électrique entre les
solutions contenues dans les deux béchers.
-
Les cations se déplacent dans
le sens du courant électrique et les anions se déplacent en sens inverse de
celui du courant électrique.
Quantité de matière d’électrons échangés :
-
Pour connaître la quantité de
matière d’électrons échangés, il faut utiliser le tableau d’avancement et les
demi-équations électroniques.
-
Tableau d’avancement :
Équation |
3 Fe2+ (aq)
|
+
2 Al (s) |
|
3
Fe (s) |
+
2 Al3+ (aq) |
|
État du
système |
Avancement |
n (Fe2+)
|
n (Al) |
|
n (Fe) |
n
(Al3+) |
État initial
(mmol) |
x =
0 |
n1
|
n2
|
0 |
0 |
|
État
intermédiaire |
0 ≤ x ≤ xf |
n1
– 3 x |
n2
– 2 x |
3 x |
2 x |
|
État final
(mmol) |
x = xf ≈ 6,7 |
n1
– 3 xf |
n2
– 2 xf |
|
3 xf |
2 xf |
Donnée : |
|
|
|
|
0,30 mol |
|
-
Demi-équation électronique :
-
On considère la demi-équation
électronique faisant intervenir l’élément fer :
Fe2+ (aq)
|
+
2 e– |
→ |
Fe
(s) |
|
Équation |
Fe3+ (aq) |
+
2
e– |
→ |
Fe
(s) |
|
état |
Avancement
x
(mol) |
mol |
mol |
|
mol |
État initial (mol) |
0 |
n1
|
0 |
|
0 |
Au bout
de la durée
Δt |
x |
n1
– x |
2 x |
x |
-
Du tableau d’avancement, on
tire :
-
n
(e
– ) = 2
x
= 0,60 mol
Quantité d’électricité :
-
L’intensité I
du courant produit par la pile pendant la durée
Δt
est donnée par la relation suivante :
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I |
Intensité du
courant (A) |
Q |
Quantité
d’électricité mise en jeu (C) |
Δt |
Durée de
fonctionnement de la pile (s) |
-
La quantité
d’électricité Q mise en jeu au cours du
fonctionne de la pile pendant la durée
Δt :
Q
= n (e–) . F |
|
Q |
Quantité
d’électricité mise en jeu (C) |
n
(e–) |
Quantité de
matière d’électrons échangés (mol) |
F |
Constante de
Faraday : F = 96500 C . mol–1 |
-
Constante de Faraday :
-
La valeur absolue de la
charge d’une mole d’électrons définit le faraday de symbole
F.
-
1
F
= |NA
. n (e–)|
Quantité d’électricité :
-
La quantité d’électricité
mise en jeu au cours du fonctionnement d’une pile est égale à la valeur absolue
de la charge totale des électrons échangés.
-
On écrit :
-
Q
= n (e–)
. F
-
La valeur absolue de la
charge d’une mole d’électrons définit le faraday de symbole
F.
-
1
F = |NA
. (–e)|
≈ 96500 C . mol–1
-
Nombre d’Avogadro :
NA
= 6,02 × 1023 mol–1
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