Partie III : Chimie (Ch.7) Ch. 6 : Evolution spontané d’un système chimique

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6 : Evolution spontané d’un système chimique 1.

Etat final d’une transformation 2. 3. 1. Etat d’équilibre d’une transformation Un système hors équilibre : la pile Réaction totale Etat final d’une transformation 1.1. Transformation totale A + B → C + D Les réactions totales sont des réactions qui se poursuivent jusqu’à l’élimination complète du réactif introduit en défaut.

Ces réactions sont caractérisées par une flèche simple (→) entre les réactifs et les produits. REACTIFS PRODUITS Exercice 1 : On fait réagir 0,50 mol de gaz carbonique avec 0,60 mol d’ammoniac.

La transformation chimique a pour équation bilan : 1.

Equilibrer l’équation bilan de cette réaction totale dans le tableau d’avancement. 2.

À l’aide de ce tableau, déterminer la quantité de toutes les espèces présentes à la fin de réaction ainsi que la valeur de xf. Etat du système Avancement initial x=0 intermédiaire x ……………… CO2 + NH3 → ……………… ………… CO(NH2)2 + ……………… H2O xf = xmax = final 3.

Préciser le nom du réactif limitant. 4.

Calculer la masse d’urée CO(NH2)2 formée. A retenir : • Une réaction chimique est dite totale si elle ne s’achève qu’après la disparition complète du réactif limitant (ou en défaut). • Si tous les réactifs disparaissent en même temps à la fin de la réaction, on dit que les réactifs ont été introduits dans les proportions stoechiométriques.

Il n’y a alors pas de réactif en excès car, d’une certaine manière, tous les réactifs sont en défaut. • Pour une réaction totale, l’état d’avancement final correspond à l’état d’avancement maximal : 1.2. xf = xmax Notion d’équilibre chimique Réaction partielle De nombreuses réactions aboutissent à un équilibre chimique entre les réactifs et les produits car les produits formés par la réaction peuvent réagir entre eux pour redonner les réactifs de départ. On parle alors de réaction non-totale, partielle ou encore limitée. Ces réactions se caractérisent par une double flèche ( ) entre les réactifs et les produits. A + B C + D REACTIFS PRODUITS Exemple : On verse un acide AH dans de l’eau.

On observe la réaction suivante : AH + H2O → A + H3O – – MELANGE INITIAL + + AH + H2O Mais, sitôt les espèces A et H3O formées, elles réagissent entre elles pour redonner les espèces de départ selon l’équation : – A + H3O + → AH + H2O – A + H3O MELANGE FINAL • Lorsque le système chimique n’évolue plus au niveau macroscopique, la réaction a atteint l’état final caractérisé par l’avancement xf. Les deux réactions antagonistes se produisent alors à la même vitesse. À l’état final d’une réaction partielle, on retrouve tous les produits et tous les réactifs de l’équation bilan.

Aucun réactif n’a complètement disparu, pourtant le système n’évolue plus. 1 / 4 - TERMINALE SPECIALILITÉ A – + H3O + A – + H3O + AH + H2O + A noter : • A – + H3O + AH + H2O On observe donc ces deux transformations simultanément, ce qui conduit à un état d’équilibre défini par la force des acides et des bases mis en présence.

Cet état d’équilibre est représenté par l’équation bilan : AH + H2O AH + H2O n (mol) H2O AH - + A ou H3O t (s) Partie III - Chapitre 6 Exercice 2 : La synthèse de l’ammoniac est une transformation non totale modélisée par la réaction d’équation : N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) On introduit n1 = 2,5 mol de diazote et n2 = 6,0 mol de dihydrogène dans un réacteur.

Au bout d’une certaine durée, des capteurs indiquent que la situation n’évolue plus dans le réacteur : la transformation est terminée. 3 Après mesures, on relève qu’il s’est formé 0,090 m d’ammoniac gazeux.

Dans les conditions de l’expérience, on a VM = 30 L/mol. 1.

À l’aide de la seule donnée du tableau d’avancement, compléter complètement ce dernier. Etat du système Avancement initial x=0 intermédiaire x + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 1,5 mol xf = final 2. 3. 4. 5. 6. N2 (g) Quel réactif a été entièrement consommé ? En supposant que la réaction ait été totale, quelle aurait été la valeur de l’avancement maximal xmax ? Quelle est la raison probable qui fait que cette réaction n’est pas totale ? xf Déterminer le tau d’avancement final τ de la réaction sachant qu’il a pour expression : τ = xmax Quelle aurait été la valeur de τ si la réaction avait été totale ? A retenir : • Par définition, le tau d’avancement final τ est égal à : • Pour une réaction totale : τ = 1,0 • Pour une réaction partielle : τ < 1,0 τ= xf xmax Pour aller plus loin… 2. En réalité, la véritable formule qui fait du QR une grandeur adimensionnelle est : Etat d’équilibre d’une transformation 2.1. Quotient de réaction QR = Considérons la réaction en solution aqueuse de l’ion ferrique Fe – bromure Br d’équation bilan : 2 Br – (aq) + 2 Fe 3+ (aq) Br2 (aq) + 2 Fe 3+ avec l’ion QR = Π [ produits ]Coef .

Stoe Π [réactifs ]Coef .

Stoe Π a (réactifs ) Coef .

Stoe Coef .

Stoe avec a l’activité d’une entité. L’activité a d’une entité (par exemple Br2) est égale à : 2+ (aq) a ( Br2 ) = γ Br2 A chaque instant entre le moment où l’on fait le mélange réactionnel et le moment où l’on arrive à l’équilibre (état final), on peut calculer une grandeur QR(t), appelée quotient de réaction, qui renseigne sur l’état d’avancement de la réaction. A retenir : Π a ( produits ) [ Br2 ] C0 avec C 0 la concentration de référence égale à 1 mol/L par convention. En effet, au sein d'une solution les interactions d'ordre électrostatique entre les différentes espèces amoindrissent leur potentiel de réactivité.

Il faut par conséquent corriger le terme de concentration par un coefficient γ ≤ 1, nommé coefficient d'activité. Quand les solutions sont relativement diluée, γ ≈ 1 et donc : avec Π l’opérateur « produit » [ Br2 ] C0 • Le quotient de réaction est une grandeur sans unité (adimensionnelle) a ( Br2 ) ≈ • Quand le réactif ou le produit est un solide ou le solvant lui-même, on considère que sa concentration pour le calcul du QR est égale à la 0 concentration de référence C valant par définition à 1,0 mol/L. Dans l’exemple du cours, on aura alors un QR adimensionnel : 2 2+  [ Br2 ]   [ Fe ]    ×  0   0  C   C  QR = 2 2  [ Br − ]   [ Fe3+ ]   0  ×   0   C   C  1 Dans l’exemple de la réaction entre le fer et le brome, on aura alors : QR = En d’autres termes, les valeurs de la concentration et de l’activité sont identiques. [ Br2 ]1 × [ Fe 2+ ]2 [ Br − ]2 × [ Fe 3+ ]2 Exercice 3 : Dans les exemples ci-dessous, déterminer l’expression la plus simple du quotient de réaction et calculer sa valeur : -3 – 1.

Solution aqueuse contenant 1,2⋅10 mol/L d’ions hydroxyde HO et 4,5⋅10 2+ – réaction d’équation bilan : Fe (aq) + 2 HO (aq) Fe(OH)2 (s) -3 -3 -4 mol/L d’ions ferreux Fe 2+ dans laquelle on observe la -3 2.

Solution aqueuse contenant 5,2⋅10 mol/L d’acide méthanoïque, 1,8⋅10 mol/L d’ions méthanoate et 1,8⋅10 mol/L d’ions oxonium + + H3O dans laquelle on observe la réaction d’équation bilan : HCOOH(aq) + H2O(L) HCOO (aq) + H3O (aq) 2 / 4 - TERMINALE SPECIALILITÉ Partie III - Chapitre 6 Exercice 4 : -3 -1 On mélange V1 = 20 mL de solution aqueuse d’iodure de potassium de concentration C1 = 1,0∙10 mol∙L avec un volume V2 = 15 mL -3 -1 d’une solution aqueuse de chlorure de fer III à C2 = 2,0∙10 mol∙L . – – 3+ 1.

Ecrire l’équation de la réaction qui se produit entre l’ion iodure I du couple I2 / I et l’ion fer III du couple Fe 2.

Etablir un tableau d’avancement. -6 3.

Déterminer la valeur du quotient de réaction QR pour un avancement x = 4,0∙10 mol. 2.2. 2+ / Fe . Constante d’équilibre K(T) On considère une solution aqueuse ne contenant que de l’acide méthanoïque HCOOH et de l’ammoniac NH3 et dans laquelle on a : [HCOOH]0 = [NH3]0 = 1,0 mol/L.

La réaction suivante va avoir lieu uniquement dans le.... »