TD C.2 : La réaction chimique

TD C.2 : La réaction chimique
Chimie
Données utiles
Élément
C
Masse molaire (g/mol) 12,0
O
H
Ca
Cl
P
Cu
16,0
1,0
40,1
35,5
31,0
63,5
Applications de cours
Application 1 : équilibrer une équation de réaction
Déterminer les coefficients stœchiométriques pour les réactions suivantes (si le coefficient est 1,
on ne le note pas).
C 6 H 12 O6+
O 2=
CO 2+
•
Oxydation du glucose :
•
Attaque acide du plomb (oxydation) :
•
Demi-équation de réduction des ions dichromate :
Cr 2 O 72(aq)
+
H +(aq )+
e-=
H +(aq)+
3+
Cr (aq
)+
Pb(s )=
H 2O
2+
Pb(aq)
+
H 2(aq)
H 2 O (l )
(Remarque : cette demi-équation de réaction d'oxydo-réduction n'est qu'un intermédiaire ; un
artifice pour décomposer une réaction globale réelle. C'est le seul cas de figure où l'on peut
trouver des électrons e « seuls » dans une équation.)
•
Cu 2 S+
•
NH 3+
Cu O=
O 2=
Cu+
NO+
S O2
H2O
Application 2 : tableau d'avancement d'une réaction
Considérons l’oxydation du dioxyde de soufre par le dioxygène supposée totale dans les
conditions opératoires (P et T fixées, transformation en phase gazeuse).
A. On part d’un mélange équimolaire (= mêmes quantités de matière des réactifs): 1 mol de
SO2 et 1 mol de O2.
1. Équilibrer l'équation chimique :
. . . SO2 + . . . O2 → . . . SO3
2. Dresser le tableau d’avancement à l'état initial et à l’instant t.
3. En déduire l’avancement maximal de la réaction ξmax , le réactif limitant et l'état final à l'aide du
tableau.
B. On part cette fois-ci d'un mélange stœchiométrique (= quantités de matière des réactifs
proportionnelles à leur coefficient stœchiométrique) :
Quel est l'état final du système pour un tel mélange et une réaction supposée totale ?
ATS GC Laxou
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Application 3 : quotient de réaction et réaction limitée
Réaction limitée de dissociation de l’acide éthanoïque avec l’eau : CH3COOH(aq) + H2O
CH3COO−(aq)+ H3O+(aq)
(l)
=
1. Donner l’expression du quotient de réaction.
2. La constante de réaction de cet équilibre est K = 1,58.10 -5. Déterminer la composition de la
solution à l'équilibre pour une concentration initiale [CH 3COOH]i = 1,00.10-2 mol/L (et
[CH3COO−]i = [H3O+]i = 0 mol/L).
Application 4 : prévision d'un sens d'évolution et d'un équilibre final
Dans un erlenmeyer, on ajoute : 10 mL d’une solution de sulfate de fer (III) Fe 2(SO4)3 de
concentration en soluté apporté 0,020 mol/L, 10 mL d’une solution de sulfate de fer (II) FeSO 4 de
concentration en soluté apporté 0,020 mol/L, 20 mL d’une solution de sulfate de cuivre (II) CuSO 4
de concentration en soluté apporté 0,10 mol/L et 5,0 g de poudre de cuivre.
1. Écrire l’équation de la réaction susceptible de se produire entre le cuivre et les ions Fe 3+. Les
espèces produites sont des ions Fe2+ et Cu2+.
2. Calculer le quotient de réaction initial associé après avoir calculé les quantités de matière dans
l'état initial.
3. La constante d’équilibre associée à cette équation est K = 3,8.10 40. Quel est le sens d’évolution
spontané de la réaction ?
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4. Étant donnée la valeur de K, quelle hypothèse peut-on faire ? En déduire la composition du
système dans l'état final.
Exercices de TD
0 Rythme de la respiration
Montrer par des raisonnements d'ordre de
grandeur que la dégradation de la nourriture
ingérée chaque jour (qui finit sous forme de
glucose) fixe un rythme minimal à notre
respiration.
La réaction d'oxydation du glucose par notre
organisme est C 6 H 12 O 6+x O 2 = y CO 2+ z H 2 O .
00 Temps de fermentation
L'acheteur d'un kit pour réaliser une bière
« maison » souhaite connaître le temps de
première fermentation de son moût.
Il a suivi la recette et introduit dans un grand
seau : 15 L d'eau, de la levure, une boite
d'arômes (malt d'orge, houblon, …), 1075 g de
sucre. Il a ensuite refermé le seau comme
indiqué, surmonté d'un barboteur (voir
photos). Le barboteur est rempli d'eau
jusqu'aux traits, et agit comme le siphon d'un
évier : l'air extérieur ne peut pas entrer dans le
seau, mais le gaz créé par la fermentation peut
s'échapper.
Après
quelques
heures
d'activation,
la
fermentation commence et on entend les bulles
s'échapper du barboteur : blop-blop-blop !
L'apprenti brasseur doit attendre la fin de cette
fermentation pour passer aux étapes suivantes
(clarification, mise en bouteille). Impatient, il
aimerait connaître le temps nécessaire à cette
fermentation. Il compte environ 2 bulles à la
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seconde. Après quelques recherches, il trouve
que la réaction de fermentation est :
C 6 H 12 O6=2C 2 H 5 OH +2 CO 2 .
Estimer le temps de première fermentation et
le degré volumétrique d'alcool de la bière
obtenue (1° vol = 1% du volume du mélange
occupé par de l'éthanol).
Une vidéo sur le site : www.mathphysatsgc.fr.
1 Équations chimiques à équilibrer
MgCl 2 =Mg 2+ +Cl Na 2 SO 4 =Na + +SO 2−
4
K 3 PO 4 =K ++PO 3−
4
Fe 2 (SO 4)3 =Fe3+ +SO 2−
4
+
2+
CuO+H 3 O =Cu + H 2 O
CO 2+H 2 O= H 3 O + +CO 32−
Zn+H 3 O +=Zn2+ +H 2 +H 2 O
CaCO3 +H 3 O + =Ca2+ +CO 2+ H 2 O
P 2 O 5+H 2 O=H 3 O + +PO 3−
4
2 Synthèse du glucose
1. Les plantes, grâce à la présence de la
chlorophylle, absorbent l’énergie lumineuse
nécessaire pour effectuer la synthèse du
glucose C6H12O6 à partir du dioxyde de carbone
et de la vapeur d’eau, tout en rejetant du
dioxygène. Écrire l’équation chimique de cette
réaction.
2. Chaque année, 70 milliards de tonnes de
carbone sont ainsi fixées par les plantes vertes.
a. Quelle masse de dioxyde de carbone est
éliminée de l’atmosphère ?
b. Quel volume de dioxygène, mesuré dans les
conditions normales de température et de
pression (T = 0°C et P = 1bar) est libéré par
cette réaction ?
3 Bilans de matière
On considère l’équation chimique suivante :
Fe 2 O3 +3C=3CO+2Fe
On
réalise
la
transformation
chimique
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correspondante, à partir des quantités de
matière initiales : 0,5 mol d’oxyde de fer et
1,7 mol de carbone.
1. Construire le tableau d'avancement de la
transformation.
2. Quel est le réactif limitant ?
3. Faire le bilan de matière à l’état final, si l’on
suppose que la réaction est totale.
4 Accident d’un camion
Un camion transportant 10 bonbonnes de 30
litres d’acide chlorhydrique, en solution à 20%
en
masse,
de
masse
volumique
ρ = 1,098 kg/L, s’est renversé et les
bonbonnes se sont cassées. On veut
neutraliser l’acide répandu sur la chaussée
avec de la chaux CaO, qui réagit avec l’acide
chlorhydrique
selon
l’équation
:
CaO+2 HCl =CaCl 2+H 2 O .
Combien faut-il en apporter sur les lieux de
l’accident ? (on fera le calcul pour la quantité
totale d’acide chlorhydrique, même si une
partie de celui-ci s’est probablement infiltrée
dans la terre ou dans les égouts...).
5 Oxydation de l’aluminium
On étudie la transformation chimique totale
d’équation : 4 Al (s) +3O 2 (g) =2 Al 2 O 3 (s) . Dans
l’état initial : ni(Al) = 16 mol, ni(O2) = 9 mol.
1. Établir un tableau d’avancement.
2. Quel est le réactif limitant ? En déduire
l’avancement maximal de la transformation.
3. Préciser le bilan de matière final.
6
Oxydation des ions iodure par le
peroxyde d’hydrogène
L’équation chimique de la réaction considérée
comme totale s’écrit :
H 2 O 2+2 H + +2 I − =I 2+2 H 2 O .
Calculer
les
concentrations
finales
des
différentes espèces lorsque l’on effectue le
mélange suivant :
• 20 mL de H2O2 à 0,1 mol.L−1
2−
+
• 20 mL de H2SO4 à 0, 1 mol.L−1 ( SO 4 +2 H )
• 20 mL de KI à 0, 1 mol.L−1 (K+ + I −)
7 Constante d’équilibre
Les ions cadmium Cd2+ réagissent avec le fer
métallique pour donner du cadmium métallique
et des ions ferreux Fe2+ selon l’équation :
2+
Cd (aq)
+ Fe(s)=Fe 2+
(aq) +Cd (s)
1. Détermination de la constante d’équilibre :
On ajoute de la poudre de fer en excès à une
solution de chlorure de cadmium, (Cd2+ +
2Cl−), de concentration 1,00.10−2 mol/L.
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Lorsque
le
système
n’évolue
plus,
la
concentration en ions ferreux est égale à
9,60.10−3 mol/L.
Donner l’expression de la constante d’équilibre,
puis déterminer sa valeur.
2. Utilisation de la constante d’équilibre :
On mélange v1 = 20 mL de la solution de
chlorure de cadmium à c1 = 1,0.10−2 mol/L et
v2 = 20 mL d’une solution de chlorure de
ferreux, (Fe2+ + 2Cl−), à c2 = 2,0.10−2 mol/L et
on y introduit de la poudre de fer et de la
grenaille de cadmium.
a. Quelle est la valeur du quotient de réaction
dans l’état initial du système ?
b. Quelle sera sa valeur lorsqu’il n’évoluera
plus ?
c. Déterminer la valeur de l’avancement de
réaction dans l’état final.
8 Coloration rouge sang de l’ion FeSCN2+
On peut caractériser les ions fer III Fe 3+ par la
coloration rouge sang de l’ion FeSCN 2+ que l’on
obtient lorsqu’on ajoute une solution de
thiocyanate de potassium KSCN à une solution
d’ion fer III.
1. Écrire l’équation de la réaction modélisant
cette transformation.
2. Exprimer la constante d’équilibre K T associée
à cette équation.
3. On ajoute 100 mL d’une solution d'ions Fe 3+
−1
(aq) de concentration molaire c = 0,01 mol.L
−
et 0,001 mol d’ion SCN (aq) (sans variation
sensible du volume). Déterminer la quantité
d’ion Fe3+(aq) de la solution dans l’état
d’équilibre sachant que KT = 160.
9 Dissolution du phosphate de calcium
Ca3(PO4)2
On introduit une masse m = 8,0 g de
phosphate de calcium solide dans un volume
V=50,0 mL d'eau distillée. Après agitation, on
obtient une solution saturée et il reste une
masse m' = 0,7g de ce solide non dissous.
1. Donner l'équation de la réaction de
dissolution du phosphate de calcium dans
l'eau.
2. Déterminer la quantité de matière initiale de
phosphate de calcium introduite dans l'eau.
3. Dresser le tableau d'avancement de la
réaction.
4. Déterminer l'avancement final de la
transformation.
5. Déterminer le taux d'avancement final de la
réaction.
6. Calculer la concentration molaire finale des
ions phosphate et des ions calcium.
4/4

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