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Terminale S Lycée Alcide d’Orbigny Transformations chimiques lentes et rapides

Terminale S Lycée Alcide d’Orbigny Transformations chimiques lentes et rapides I - Rappels d’oxydoréduction 1. Définitions  Un « oxydant » est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.  Un « réducteur » est une entité chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons.  Deux entités chimiques forment un couple « oxydant / réducteur » si l’on peut passer de l’une à l’autre en échangeant un ou plusieurs électrons. 2. Notation Le couple « Ox / Red » est un couple « oxydant / réducteur » si et seulement si l’on peut écrire une demi-équation du type : − + = ne Ox d Re Une réaction d’oxydo-réduction est une réaction qui met en jeu deux couples « oxydant / réducteur », notés Ox1 / Red1 et Ox2 / Red2  Couple 1 : − + = e n Ox d Re 1 1 1 n1 électrons sont libérés  Couple 2 : 2 2 2 d Re e n Ox = + − n2 électrons sont captés Equation de la réaction : 2 1 1 2 2 1 1 2 d Re n Ox n Ox n d Re n +  →  + 3. Exemples  Le couple Cu2+/Cu est un couple redox. Il réagit avec le couple Zn2+/Zn. Cu2+ + 2e- = Cu Zn = Zn2+ + 2e- + + + →  + 2 2 Zn Cu Zn Cu Chapitre n°1 : transformations chimiques lentes et rapides Page 1 / 9 Terminale S Lycée Alcide d’Orbigny  Le couple + − 2 4 Mn / MnO (ion permanganate et ion manganèse) est un couple redox. Il réagit aussi avec le couple redox Fe3+/Fe2+ mais seulement en milieu acide, c’est-à-dire en présence de l’ion H+ O H 4 Mn e 5 H 8 MnO 2 2 4 + = + + + − + − + − + = + 2 3 F e e F e (× 5) O H 4 Mn Fe 5 H 8 MnO Fe 5 2 2 3 4 2 + + →  + + + + + − + 4. Dosages d’oxydoréduction Principe du dosage Un dosage sert à déterminer la concentration molaire d’une solution à l’aide d’une autre solution de concentration connue appelée solution « titrante ».  On verse la solution « titrante » petit à petit dans la solution à doser : elle est donc au départ le réactif limitant.  L’équivalence correspond au mélange stœchiométrique des réactifs.  Après l’équivalence, la réaction n’a plus lieu : le réactif limitant est alors le réactif de concentration inconnue. On peut repérer l’équivalence par différentes méthodes :  un changement de couleur = dosage colorimétrique.  un changement de pH = dosage pHmétrique.  un changement de conductivité de la solution = dosage conductimétrique. Exemple On a dosé en TP 10 mL d’une solution de diiode (I2) de concentration inconnue par une solution de thiosulfate de sodium (2Na+ + S2O3 2-) de concentration C = 0,04 mol.L-1 L’équivalence a été repérée par changement de couleur (décoloration du diiode) pour un volume versé VE = 6,7 mL de solution titrante. Equation de la réaction de dosage : − − − +  →  + 2 6 4 2 3 2 2 O S I 2 O S 2 I A l’équivalence, les réactifs ont été introduits en proportions stœchiométriques donc : 2 ) n ( ) n ( i O S i I 2 3 2 2 − = donc 2 V . C V C E O S I I 2 3 2 2 2 − = d’où 2 2 3 2 2 I E O S I V 2 V . C C − = 1 3 3 I L . mol 0134 , 0 10 . 10 2 10 . 7 , 6 04 , 0 C 2 − − − = × × = II - Facteurs cinétiques (document élèves) Chapitre n°1 : transformations chimiques lentes et rapides Page 2 / 9 Exercices de révisions sur l’avancement Terminale S Lycée Alcide d’Orbigny 1. Exemples de transformations rapides et lentes On considère une transformation chimique comme rapide à partir du moment où l’on ne peut pas suivre son évolution, ni à l’œil nu, ni avec nos instruments de mesure.  toutes les explosions sont des transformations rapides ( O 2H O 2H 2 2 2  →  + )  les réactions de précipitation ( AgCl Cl Ag -  →  + + )  les réactions acido-basiques ( O H OH O H 2 - 3 →  + + )  certaines réactions d’oxydo-réduction, une minorité seulement. Au contraire, une transformation sera considérée comme lente si elle peut être suivie au cours du temps, soit à l’œil nu soit grâce à des instruments de mesure.  la plupart des réactions d’oxydo-réduction (comme celle vue en TP de la formation du diiode), ou les réactions de formation de dépôts métalliques à partir de cations métalliques étudiées en 1°S.  les réactions de fermentation.  les réactions biochimiques. 2. Existence de facteurs cinétiques (voir TP)  La température On a vu en TP que la réaction de formation du diiode par action de l’eau oxygénée H2O2 sur les ions iodure I- pouvait être accélérée en augmentant la température. De la même manière, la vitesse de la réaction de formation de l’ammoniac NH3 à partir de diazote N2 et de dihydrogène H2 dépend de la température et de la pression du milieu réactionnel. La température est donc un facteur cinétique, elle influe sur la vitesse d’une réaction. Un changement de température peut permettre de relancer une réaction bloquée ou trop lente, mais aussi de ralentir ou d’arrêter une réaction dangereuse. Applications - conservation des aliments ou des cellules biologiques au froid (4°C, -18°C ou –196°C) - cuisson des aliments dans un autocuiseur (plus de 100°C). - trempe d’un mélange = refroidissement instantané d’un mélange réactionnel pour bloquer la réaction à un moment donné.  La concentration des réactifs Chapitre n°1 : transformations chimiques lentes et rapides Page 3 / 9 Terminale S Lycée Alcide d’Orbigny On a vu aussi en TP que la concentration initiale des réactifs influait aussi sur la vitesse d’une réaction. La réaction est plus rapide lorsque les réactifs sont plus concentrés au départ…  Autres facteurs cinétiques Il existe d’autres facteurs (que nous n’avons pas encore mis en évidence) mais qui peuvent accélérer ou ralentir une transformation chimique : - pression dans le milieu réactionnel - présence ou non de catalyseurs. - lumière (photosynthèse, chlorure d’argent…) III - Méthodes de suivi temporel d’une transformation chimique lente (document élèves) 1. Suivi par dosages successifs Une première méthode consiste à prélever, à intervalles de temps réguliers, une partie du mélange réactionnel et à doser une de ses espèces afin de déterminer l’avancement de la réaction et de connaître ainsi l’ensemble de la composition du mélange (voir TP n°2 : décomposition catalysée de l’eau oxygénée). H2O2 ½ O2 H2O n(H2O2)0 0 excès n(H2O2)t = n(H2O2)0 – x(t) ½ x excès A t = 0 et ensuite toutes les 5 minutes, on prélève un peu d’eau oxygénée et on effectue son dosage par une solution de permanganate de potassium acidifiée. On détermine ainsi la concentration en eau oxygénée de la solution à l’instant t et, connaissant la concentration initiale de cette solution, on peut en déduire l’avancement x(t) de la réaction à cet instant. Remarque La réaction continue entre le moment où l’on prélève dans le mélange réactionnel et le moment où l’on effectue le dosage :  dans le cas d’une réaction très lente, on pourra négliger cet intervalle de temps si l’on effectue le dosage peu de temps après le prélèvement.  dans le cas d’une réaction assez rapide, il faudra bloquer la réaction aussitôt après le prélèvement, par exemple en mettant un glaçon dans la quantité prélevée (l’ajout d’eau ou d’un glaçon ne changera pas les résultats du dosage puisque la quantité de matière à doser ne change pas lors d’ajout d’eau). Après avoir déterminé la composition du mélange en différents instants, on trace généralement une courbe représentant l’évolution temporelle des concentrations du système réactionnel : Chapitre n°1 : transformations chimiques lentes et rapides Page 4 / 9 Exercices sur les réactions lentes et rapides Terminale S Lycée Alcide d’Orbigny 2. Suivi par mesures physiques Il existe différents types de mesures physiques qui permettent de suivre l’évolution d’un système chimique au cours du temps :  La spectrophotométrie Une solution colorée est une solution qui, éclairée en lumière blanche, absorbe une partie du spectre de la lumière blanche. La couleur de la solution résulte de la superposition des radiations non absorbées par la solution. Par exemple, une solution noire absorbe toutes les radiations, alors qu’une solution incolore n’en absorbe aucune. Une solution orangée absorbe les radiations violettes, bleues, vertes… L’absorbance A(λ) est un nombre sans unité dépendant de la nature de l’espèce colorée, de la longueur uploads/Finance/ 01-cinetique.pdf