SUIVI ET MODELISATION DE L’EVOLUTION D’UN SYSTEME
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OBJECTIFS
À partir de données expérimentales, identifier le transfert d’électrons entre deux réactifs et le
modéliser par des demi-équations électroniques et par une réaction d’oxydo-réduction
Établir une équation de la réaction entre un oxydant et un réducteur, les couples oxydant-
réducteur étant donnés
Mettre en œuvre des transformations modélisées par des réactions d’oxydo-réduction
Décrire qualitativement l’évolution des quantités de matière des espèces chimiques lors d’une
transformation
Établir le tableau d’avancement d’une transformation chimique à partir de l’équation de la
réaction et des quantités de matière initiales des espèces chimiques
Déterminer la composition du système dans l’état final en fonction de sa composition initiale pour
une transformation considérée comme totale
Déterminer l’avancement final d’une réaction à partir de la description de l’état final et comparer
à l’avancement maximal
Déterminer la composition de l’état final d’un système et l’avancement final d’une réaction.
Capacité numérique : Déterminer la composition de l’état final d’un système siège d’une
transformation chimique totale à l’aide d’un langage de programmation (python)
: Acquis : En cours d’acquisition : non acquis
RESSOURCES (Les ressources sont accessibles sur Pronote et le site www.phymie2.jimdofree.com)
Vidéo 1 : Réaction chimique
Activité : Notion d’avancement
TP4 : Les réactions d’oxydoréduction
TP5 : Suivi d’une transformation chimique
TRAVAIL A FAIRE
Consulter les ressources
Compléter la trace écrite (Cours chapitre 2)
S’exercer sur les exercices d'automatisation et d'analyse (pour les plus avancés : parcours autonome)
Faire un résumé du chapitre sous forme de carte mentale
Réaliser le projet demandé
Apprendre le cours régulièrement
Faire des exercices avant le DS
CONSTITUTION DE LA MATIERE CHAPITRE 2
Plan de travail
SUIVI ET MODELISATION DE L’EVOLUTION D’UN SYSTEME
EXCERCER SES COMPETENCES (livre)
Correction des exercices sur Pronote
Parcours commun Parcours autonome
1-Exercices
d'automatisation
Ex1
Ex2
Ex3
Ex4
Ex5
Ex6
Ex7
Ex8
Ex9
Ex10
Ex11
Ex12
Ex13
Ex14
2-Exercices d'analyse
Ex15
Ex16
Ex17
Ex18
Ex19
Ex20
Ex21
Ex22
Ex23
Ex24
Ex25
Ex26
Ex27
Ex28
3- Exercices
d’approfondissement ou de
révision
Ex29
Ex30
Ex31
Ex32
Ex33
PROJET
Biopiles !
CHRONOLOGIE
1
I. EVOLUTION D’UN SYSTEME CHIMIQUE
1. Transformation chimique
➢ Les espèces chimiques qui constituent un système peuvent réagir entre elles. Le système peut donc évoluer au
cours du ……………... Cette évolution peut s’observer ou être invisible.
➢ Lorsqu’un système évolue au cours du temps, il passe d’un état ………….. noté ……….. à un état ……… noté
…………... On parle d’état final lorsque le système …………….
➢ Si la composition chimique de l’état final est différente de celle de l’état initial, on dit qu’il y a eu une
……………………………………………………...
➢ Les …………….. sont les espèces consommées pendant la transformation chimique (il peut rester des réactifs en
fin de réaction s’ils n’ont pas tous été consommés), les ……………….. sont les espèces formées et les
……………………..sont les espèces présentes dans l’état initial et qui ne participent pas à la réaction chimique.
➢ Toute réaction chimique peut être décrite par une ………………… de réaction, qui traduit la loi de …………..
des éléments ainsi que la loi de conservation de la ………………………………….. grâce à des coefficients
……………………………….., nombres entiers placés devant le symbole des réactifs et des produits.
Exemple : S2O8
2- (aq) + I-(aq) → I2(aq) + SO42-(aq)
2. Stœchiométrie d'une réaction chimique
Pour l'équation de réaction précédente, on peut dire que : la disparition de ………. mol de S2O82-
(aq) s'accompagne simultanément
de la disparition de …………..mol de I-(aq) , ainsi que de la formation de …… mol de I2(aq) et de …….. mol de SO4
2-(aq) .
II. EXEMPLE DE TRANSFORMATION CHIMIQUE : LA REACTION D’OXYDOREDUCTION
THEME CONSTITUTION DE LA MATIERE CHAPITRE 2
Cours
SUIVI ET MODELISATION DE L’EVOLUTION D’UN SYSTEME
Les quantités de matière de réactifs qui disparaissent et de produits qui apparaissent respectent les
…………………………. indiquées par la stœchiométrie de l'équation bilan.
Comment « équilibrer » l'équation d'une réaction chimique :
1. Commencer par ajuster les coefficients stœchiométriques des éléments qui n'apparaissent que
dans un seul réactif ET dans un seul produit
2. Ajuster ensuite les coefficients stœchiométriques des autres éléments chimiques.
3. Vérifier la conservation de la charge électrique globale des réactifs et des produits.
Une réaction d’oxydoréduction consiste en un transfert …………………………………. entre deux espèces chimiques.
Elle met en jeu à la fois une oxydation (……………. d’électrons) et une réduction (…………. d’électrons)
2
1. Couple oxydant/réducteur
Exemples : Le métal cuivre peut céder …… électrons pour former l'ion cuivre …………………. : c'est un ………………
L'ion argent Ag+ peut accepter un électron pour former le métal argent … : c'est un …………….
À tout oxydant correspond un réducteur ……………….. et réciproquement : on parle de ……………………………….
L'oxydant et le réducteur d'un couple sont liés par une demi-équation d'oxydoréduction (ou demi-équation
électronique) où le signe = indique que la transformation peut avoir lieu dans les deux sens.
Exemples :
Couple Cu2+(aq)/Cu(s) : Couple Fe3+
(aq)/Fe2+(aq) :
2. Ecriture d’une demi-équation rédox :
Méthode et application au couple MnO4-(aq) / Mn2+
(aq) :
1. Écrire l'oxydant et le réducteur de part et d'autre du signe =
2. Ajuster la stœchiométrie des éléments chimiques autres que l’oxygène et l’hydrogène
3. Assurer la conservation de l’élément oxygène avec des molécules d’eau (solvant)
4. Assurer la conservation de l’élément hydrogène avec des ions hydrogène H+(aq) (en milieu acide)
5. Assurer la conservation de la charge électrique avec des électrons :
3. Réaction d’oxydoréduction :
Le nombre d'électrons gagnés par l'oxydant est égal au nombre d'électrons cédés par le réducteur. Ainsi, ……….
électron n’apparaît dans l'équation de la réaction.
L'équation d'une réaction d'oxydoréduction s'écrit donc en combinant les demi-équations associées aux deux
couples Ox/Red en présence, de façon à égaliser le nombre d'électrons cédés et captés.
Exemple : Quand on plonge une lame de cuivre dans une solution contenant des ions argent, on observe au bout de
quelques instants la coloration du milieu ainsi que l'apparition d'un dépôt brillant sur la lame de cuivre.
La réaction met donc en jeu les couples
Une réaction d'oxydoréduction a lieu lorsque le ………………………… d'un couple transfère un ou plusieurs
électrons à ……………………………….. d'un autre couple.
➢ Une réaction d'oxydoréduction est donc la combinaison d'une oxydation et d'une réduction.
.
Un ……………………………… est une espèce susceptible de ………………….. (ou accepter) un ou plusieurs ……………………….
Un ………………………… est une espèce susceptible de ……………………. (ou donner) un ou plusieurs ……………………………...
Le passage de l'oxydant à son réducteur est une …………………………. : elle correspond à un ……………. d'électron.
Le passage du réducteur à son oxydant est une ………………………….. : elle correspond à une …………… d'électron
L'écriture d'une demi-équation rédox respecte les lois de …………………………………………………… des éléments et de
la charge électrique.
3
III. AVANCEMENT D’UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE
1. Avancement
2. Avancement final et avancement maximal
3. Tableau d'avancement
On peut représenter l’évolution des quantités de matière de réactifs et de produits au cours d'une transformation à
l’aide d’un tableau d’avancement :
Equation S2O82- (aq) + 2I- (aq) I2 (aq) + 2 SO4
2- (aq)
Etat du système Avancement
(en mol) Quantité de matière (en mol)
Etat initial x = 0 n0(S2O82-)
Etat intermédiaire x n0(S2O82-) - x
Etat final x = xmax
Généralement, on remplit la deuxième ligne d'un tableau d'avancement grâce aux données de l'énoncé qui indique (directement
ou pas) quelle quantité de réactifs ont été utilisés.
• Quantité de matière n d'une espèce solide dont on connait la masse m apportée :
• Quantité de matière n d'une espèce en solution dont on connait la concentration C et le volume V apporté :
• Quantité de matière n d'une espèce gazeuse dont on connait le volume V apporté :
4. Bilan de matière
Il faut pour cela exploiter la …………… ligne du tableau d'avancement (généralement donnée par l'énoncé), ainsi que
…………………. ligne.
Définition : L'avancement …….. d'une réaction chimique est une grandeur qui permet de suivre l'évolution
des quantités de matière de réactifs et de produits au cours de la transformation. Il s'exprime en ………..
À l'état initial, les réactifs sont mis en contact mais la réaction n'a pas débuté : x =
À l'état final, le système cesse d'évoluer : x =
Un bilan de matière précise la ……………………………….. du système chimique dans son état ……………….. et dans son
état …………………… Il est toujours effectué en ……………………………………………………… et s'exprime donc en ……………….
Une transformation totale est une transformation chimique qui s’arrête du fait de la consommation
…………… d’un de ses réactifs.
Le réactif ………………………… (ou en défaut) est celui qui est alors entièrement consommé. L’avancement final
est alors égal à une valeur maximale xmax nommée avancement maximal :
Les autres réactifs qui n’ont alors pas été entièrement consommés sont dits ………………………..
4
Application : Si dans l'exemple précédent, l'énoncé nous donne : n0(S2O82-) = 1,7 mol et n0(I
-) = 3,2 mol
Hypothèse S2O82- est le réactif limitant :
Hypothèse I- est le réactif limitant :
Le bilan de matière à l'état final est donc :
5. Le mélange stœchiométrique
Soit la réaction d’équation :
𝑎 𝐴 + 𝑏 𝐵 → 𝑐 𝐶 + 𝑑 𝐷
Dans le cas d’une transformation totale et pour un mélange stœchiométrique, les quantités finales des réactifs sont
……………….. Seuls les produits de la réaction et éventuellement les espèces spectatrices sont présents à l’état final.
Détermination de la valeur de xmax
Pour déterminer la valeur de l'avancement maximal xmax , il faut exploiter plusieurs hypothèses sur la
nature du réactif limitant. On calcule donc les valeurs de xmax qui annuleraient les quantités de chaque
réactif. xmax correspond alors à la plus ……………….... de ces valeurs, car la quantité finale d'un réactif ne
peut pas être négative. Le réactif associé à la valeur de xmax retenue correspond alors au réactif limitant.
Un mélange initial est dit stœchiométrique si les quantités initiales des réactifs sont dans les proportions des
nombres stœchiométriques de l’équation de la réaction :
1
Un boulanger se lance dans la vente de sandwichs. Afin d’améliorer la gestion du stock d’ingrédients, son fils
chimiste l’observe pendant une journée. Avec 1 baguette (B) et 2 tranches de jambon (J), il prépare 3 sandwichs (S).
➢ Les ingrédients sont considérés comme des réactifs, consommés au fur et à mesure de la journée.
➢ Les sandwichs sont considérés comme des produits, fabriqués tout au long de la journée.
Tant que le boulanger possède assez d’ingrédients, il réalise la recette que l’on peut symboliser par l’écriture :
1 B + 2 J → 3 S
La quantité de sandwichs fabriqués dans la journée dépend de :
- La recette (= équation chimique),
- La quantité de baguette et de jambon qui était présente initialement dans la boulangerie (= quantité initiale de
réactifs).
Question 1 : ÉTAT INITIAL : Le boulanger possède 40 baguettes (B), 70 tranches de jambon (J). Il n’a encore
fabriqué aucun sandwich (S). Compléter UNIQUEMENT LA LIGNE 1 du tableau ci-dessous (p.2)
Question 2 : À 11 h du matin : Le boulanger a préparé 3 sandwichs. Il a réalisé une fois la recette de préparation
des sandwichs. L’avancement x est égal à 1. Compléter UNIQUEMENT LA LIGNE 2 du tableau, en indiquant
les quantités de baguette et de jambon qui lui restent en stock.
Question 3 : À 11 h 10 : Le boulanger exécute une deuxième fois la recette, fabriquant ainsi 3 sandwichs de plus.
L’avancement x est égal à 2. Compléter UNIQUEMENT LA LIGNE 3 du tableau.
Question 4 : À une certaine heure : Il s’agit maintenant de généraliser, afin de ne pas remplir une ligne à chaque
fois que la recette est réalisée.
Pour les tranches de jambon, à chaque fois que la recette est réalisée une fois, ce sont deux tranches qui sont
consommées. Si la recette est réalisée x fois, ce seront 2x tranches qui seront consommées. Au début, il y avait 70
tranches de jambon. Lorsque la recette aura été réalisée x fois, il restera 70 – 2x tranches.
Compléter UNIQUEMENT LA LIGNE 4 du tableau.
Question 5 : Le boulanger se demande quel ingrédient viendra à manquer en premier, stoppant ainsi la fabrication
de sandwichs. Dans ce cas, l’avancement est maximal. On le note xmax. Donner dans les deux cas suivants la
valeur de xmax
1ère hypothèse : le pain vient à manquer en premier
2ème hypothèse : le jambon vient à manquer en premier
CONSTITUTION DE LA MATIERE CHAPITRE 2
Activité – NOTION D’AVANCEMENT D’UNE REACTION CHIMIQUE
Analogie avec la fabrication de sandwichs
2
a. Compléter : « La quantité initiale de baguettes permettrait de réaliser …….. fois la recette. La quantité initiale de
jambon permettrait de réaliser …….. fois la recette.»
b. Quel est l’ingrédient qui viendra à manquer en premier ? En déduire la valeur de l’avancement maximal qu’il faut
retenir. ………………………………………………………………………………………………………
Compléter la ligne 5 du tableau.
c. Faire une phrase indiquant les quantités de chacun des ingrédients restants, et la quantité de sandwichs produite.
………………………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………………….
d. Quel est le réactif limitant ? le réactif en excès ?....................………………………………………………………..
Equation de la réaction 1 B + 2 J → 3 S
Etat du système Avancement Quantités
1 Etat initial x = 0
2 à 11h00 x = 1
3 à 11h10 x = …
4 à une certaine heure x
5 Etat final (un des
ingrédients a disparu) xmax = …..
e. Imaginez que le boulanger décide d’arrêter la fabrication de ses sandwichs avant qu’un des deux ingrédients soit
épuisé. Soit xf = 25 l’avancement final de la transformation. Remplir le nouveau tableau ci-dessous :
Equation de la réaction 1 B + 2 J → 3 S
Etat du système Avancement Quantités
1 Etat initial x = 0 40 70 0
4 à une certaine heure x
5
Etat final (le boulanger décide
d’arrêter même s’il reste
des deux ingrédients)
xf= …..
f. La transformation est-elle totale ? L’avancement final est-il égal à l’avancement maximal ?
……………………………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………………………………..
3
BILAN
Associer à chaque élément de la colonne de gauche celui qui lui correspond dans la colonne de droite
Fabrication de sandwich
Transformation chimique
Éléments nécessaire à la fabrication ●
● Avancement maximal
Éléments fabriqués ●
● Nombre stœchiométrique
Nombre d'étapes de fabrication ●
● Produits
Élément qui nécessite l'arrêt de la fabrication ●
● Avancement
Nombre maximal possible d'étapes de fabrication ●
● Réactifs
Quantité de chaque élément nécessaire à une étape de fabrication ●
● Réactif limitant
EXERCICES
Compléter les tableaux d'avancement (équilibrer l'équation avant de compléter et de calculer xmax)
1. Combustion du carbone
équation de la réaction C(s) + O2(g) → CO2(g)
Etat du système Avancement en mol Quantités
Etat initial x = 0 8 10 0
En cours de
transformation x
Etat final xmax = ……..
Calculs de xmax :
✓ Dans une transformation chimique, les réactifs en présence donnent naissance à des produits.
✓ Le réactif qui s'épuise en premier est appelé ……………………………………………….
✓ Le nombre d’« étapes de fabrication » s'appelle ………………………………………………….
✓ Il est maximal lorsque la transformation ne peut plus se poursuivre. La réaction est …………………...
✓ Lorsque l’avancement final est …………………. à l’avancement maximal alors la réaction n’est pas totale
4
2. Combustion du butane
équation de la réaction C4H10(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
Etat système Avancement en mol
Quantités
Etat initial x = 0 5 70 0 0
En cours de
transformation x
Etat final xmax = ……..
Calculs de xmax
3. Réaction entre les ions argent et le cuivre métallique
équation de la réaction Cu(s) + Ag+(aq) → Cu2+(aq) + Ag(s)
Etat système Avancement en mol
Quantités
Etat initial x = 0 1 3 0 0
En cours de
transformation x
Etat final xmax = ……..
Calculs de xmax
Une solution d'hydroxyde de sodium, appelée aussi soude, et plus particulièrement les ions hydroxyde HO- permettent
de mettre en évidence, par formation d'un précipité, la présence d'ions métalliques.
Ion métallique testé Couleur de
la solution Réactif
Couleur, formule
et nom du précipité Équation de la réaction
cuivre II : Cu2+ Hydroxyde de sodium
fer II : Fe2+ Hydroxyde de sodium
fer III : Fe3+ Hydroxyde de sodium
I. NOTION D’OXYDANT ET DE REDUCTEUR
Dans un tube à essais, introduire une pointe de spatule de poudre de fer ……...….
Y ajouter environ 2 mL d’une solution de sulfate de cuivre II ( …...…… + …...…… ).
Boucher et agiter vigoureusement puis laisser reposer. Observer.
Filtrer le mélange puis ajouter quelques gouttes d’une solution d’hydroxyde de sodium ( ……...….+ ……...…. )
dans le filtrat obtenu . Observer.
1. Noter vos observations.
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2. Faire l'inventaire des espèces chimiques présentes à l'état initial.
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3. Quelle(s) espèce(s) chimique(s) a (ont) été consommée(s) ?
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4. Quelle(s) espèce(s) chimique(s) a (ont) été formée(s) ?
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5. Écrire l'équation de la réaction chimique qui a eu lieu en respectant les lois de conservation
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6. Lors du contact de la solution de sulfate de cuivre II avec la poudre de fer, l'élément cuivre a-t-il capté ou cédé des
électrons ? On dit que l'ion cuivre est un oxydant. En proposer une définition.
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7. L'élément fer a-t-il capté ou cédé des électrons ? On dit que le fer est un réducteur. En proposer une définition.
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8. La réaction qui se produit est appelée réaction d'oxydoréduction. Quel type de particule est échangée au cours
d'une réaction d'oxydoréduction ?
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CONSTITUTION DE LA MATIERE CHAPITRE 2
TP4 : LES REACTIONS D’OXYDOREDUCTION
II. NOTION DE COUPLE OXYDANT/REDUCTEUR ET DE REACTION D’OXYDOREDUCTION
Dans un tube à essais, introduire une pointe de spatule de poudre de cuivre ……...….
Y ajouter 2 mL d’une solution de nitrate d’argent ( ……...…. + ……...…. ).
Agiter longuement puis laisser reposer. Observer.
Filtrer le mélange puis ajouter quelques gouttes d’une solution d’hydroxyde de sodium ( ……...….+ ……...…. )
dans le filtrat obtenu . Observer.
1. Noter vos observations et en déduire quelles espèces chimiques ont été consommées et formées au cours de cette
transformation.
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2. Écrire l'équation de la réaction chimique qui a eu lieu.
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3. Les atomes de cuivre sont-ils ici des oxydants ou des réducteurs ? Les ions argent sont-ils ici des oxydants ou des
réducteurs ?
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4. Déduire des expériences précédentes quelle forme de l'élément cuivre est un oxydant et quelle forme de l'élément
cuivre est un réducteur.
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5. On dit que ces espèces forment un couple oxydant/réducteur. En proposer une définition puis donner la demi-
équation rédox que l'on peut associer à un couple Ox/Red.
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6. Donner les trois couples Ox/Red mis en jeu dans les expériences précédentes et donner les demi-équations rédox
correspondantes.
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7. Préciser la définition donnée précédemment d'une réaction d'oxydoréduction.
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I. SUIVI DE LA QUANTITE DE MATIERE D’UN PRODUIT
On étudie la réaction entre le magnéisum métallique Mg(s) et l’acide chlorhydrique (H
+(aq) + Cl
-(aq))
MANIPULATION :
Mesurer la masse de votre morceau de magnésium (au laboratoire pour plus de précision)
Retourner l’éprouvette graduée remplie d’eau sur le cristallisoir et adapter le tube à
dégagement sous l’éprouvette.
Verser de l’acide chlorhydrique (C = 1,0 mol.L-1
) dans le tube à essai pour le remplir à environ 2/3
Déposer un morceau de magnésium (longueur 3,0 cm) sur le haut du tube incliné, en évitant tout contact entre le
magnésium et l’acide chlorhydrique
Adapter le tube à dégagement sur le tube à essai
Démarrer la réaction en basculant le tube tout en déclenchant le chronomètre lorsque le morceau de magnésium
tombe dans l’acide chlorhydrique
Relever toutes les 20 secondes le volume de dihydrogène dégagé V(H2) de t = 0s à t = 300s. Notez vos mesures
dans un fichier Excel en colonnes
TRAVAIL A FAIRE :
Dans une autre colonne calculer la quantité de matière n(H2) formé
Tracer le graphique n(H2) = f(t)
La réaction est-elle terminée ?
Déterminer la quantité finale nf(H2)
II. LA REACTION EST-ELLE TOTALE ?
TRAVAIL A FAIRE :
Construire un tableau d’avancement et prévoir l’avancement maximal xmax
La réaction est-elle totale ? Justifier
Donnée : M(Mg) = 24,3 g.mol-1
CONSTITUTION DE LA MATIERE CHAPITRE 2
TP5 : SUIVI D’UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE
III. EVOLUTION DES QUANTITES DE MATIERE ET PREVISION DE L’ETAT FINAL A
L’AIDE D’UN LANGUAGE DE PROGRAMMATION
1. Composition de l’état final d’un système chimique siège d’une transformation chimique totale
MANIPULATION :
Ouvrir edupython
Ouvrir le fichier etat_final_argent_cuivre.py
Exécuter le programme en l’état. La boite de dialogue vous demande de choisir des
quantités de matière initiales de réactifs. Choisir n0(Cu) = 1mol et n0(Ag+) = 3mol
Comprendre le fonctionnement du programme et notez vos résultats ci-dessous
Modifier le programme pour l’adapter à la réaction étudiée lors de ce TP
Exécuter le programme et notez vos résultats ci-dessous
RESULTATS
2. Evolution des quantités de matière
MANIPULATION :
Ouvrir edupython
Ouvrir le fichier evolution_argent_cuivre.py
Exécuter le programme en l’état. Comprendre le programme
Modifier le programme pour l’adapter à la réaction étudiée lors de ce TP
Sauvegarder et imprimer votre graphique
Dans tous les exercices, on donnera la formule littérale puis on fera l’application numérique
Dans tous les exercices, on donnera le nombre correct de chiffres significatifs
EXERCICES D’AUTOMATISATION
Ex 1 – Identifier des couples oxydant / réducteur
Compléter les demi-équations redox données ci-dessous et préciser le couple oxydant / réducteur correspondant :
Ex 2 – Reconnaitre un oxydant et un réducteur
Des piles au magnésium équipent certain gilets de sauvetage mais aussi des torpilles. Le magnésium métallique Mg(s)
réagit avec les ions hydrogène H+(aq) d’une solution d’acide chlorhydrique selon la réaction d’équation :
1. Le magnésium est-il réduit ou oxydé ?
2. Les ions hydrogène ont-ils été réduits ou oxydés ?
3. Identifier l’oxydant et le réducteur qui réagissent
4. Quels sont les couples oxydant / réducteur mis en jeu ?
Ex 3 – Identifier des espèces conjuguées
1. Définir un couple oxydant / réducteur
2. On donne les espèces chimiques suivantes :
a) Identifier les espèces conjuguées et donner les couples oxydant / réducteur correspondants
b) Ecrire leur demi-équations d’oxydoréduction
Ex 4 – Identifier des demi-équations redox
1. Vérifier les équations données ci-dessous puis les corriger si nécessaire :
2. Ecrire les couples oxydant / réducteur correspondants
3. Le passage de l’ion S2O32-(aq) à l’ion S4O6
2-(aq) correspond-il à une oxydation ou une réduction ?
Ex 5 – Etablir des demi-équations redox
1. Etablir les demi-équations redox des couples Ox/Red donnés ci-dessous :
2. L’eau H2O peut-elle être réduite en dioxygène ?
Ex 6 – Etudier une réaction d’oxydoréduction
Les ions argent, Ag+(aq), réagissent avec le plomb métallique, Pb(s) pour donner un dépôt d’argent métallique, Ag(s)
et des ions plomb (II), Pb2+(aq)
1. Montrer que c’est une réaction d’oxydoréduction
2. Donner les couples Ox/Red mis en jeu et leurs demi-équations redox
3. Etablir l’équation de la réaction étudiée
CONSTITUTION DE LA MATIERE CHAPITRE 2
EXERCICES
Ex 7 – Etudier des réactions d’oxydoréduction
On donne les couples oxydant / réducteur suivants :
1. Ecrire les demi-équations redox correspondantes
2. En déduire l’équation de la réaction entre :
3. Peut-il se produire une réaction d’oxydoréduction entre Cl-(aq) et Al(s) ? Pourquoi ?
Ex 8 – Etablir des demi-équations redox
Etablir les demi-équations redox des couples suivants en présence d’ions hydrogène :
Ex 9 – Compléter un tableau d’avancement
Les ions cuivre (II) Cu2+(aq) réagissent avec les ions hydroxydes HO-
(aq) pour former un précipité bleu foncé
d’hydroxyde de cuivre (II) Cu(OH)2 (s).
Compléter le tableau d’avancement ci-dessous en utilisant l’avancement x, l’avancement maximal xmax et les valeurs
des quantités initiales :
Equation Cu2+ (aq) + 2HO- (aq) Cu(OH)2 (s)
Etat du système Avancement
(en mol) n(Cu2+) n(OH-) n(Cu(OH)2)
Etat initial x = 0 5,0 8,0 0,0
Etat intermédiaire x
Etat final x = xmax
Ex 10 – Utiliser un tableau d’avancement
Les ocres du Roussillon sont composées, entre autres de silice, d’argile et d’un pigment minéral coloré, l’oxyde de fer
(III) de formule brute Fe2O3 (s). Ce solide peut être obtenu en faisant réagir à chaud, du métal fer avec du dioxygène.
L’équation de la réaction est donnée dans le tableau d’avancement ci-dessous. On suppose la réaction totale
1. Quel est le réactif limitant ?
2. Compléter le tableau d’avancement en utilisant les valeurs des quantités initiales et les grandeurs x, xmax et n0(O2).
3. Il se forme 2,0 mol de Fe2O3 (s). Quelle est la valeur de xmax ?
4. En déduire la valeur de la quantité initiale n0(O2)
5. Quel est la quantité de fer Fe(s) dans l’état final ?
Equation 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s)
Etat du système Avancement
(en mol) n(Fe ) n(O2) n(Fe2O3)
Etat initial x = 0 10,0 0,0
Etat intermédiaire x
Etat final x = xmax 0,0
Ex 11 – Exploiter un tableau d’avancement
On donne le tableau d’avancement de la réaction (totale) entre le métal magnésium, Mg (s) et le dioxygène O2 (g) :
Equation 2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)
Etat du système Avancement
(en mmol) n(Mg) n(O2) n(MgO)
Etat initial x = 0 10 4 0
Etat intermédiaire x 6 2 4
Etat final x = xmax 2 0
1. En déduire le réactif limitant
2. En déduire la valeur de l’avancement maximal
3. Déterminer la quantité finale d’oxyde magnésium MgO (s)
Ex 12 – Identifier un réactif limitant
On considère l’état final d’un système chimique pour lequel les quantités des deux réactifs R1 et R2 exprimés en mol,
sont données ci-dessous :
R1 : 9,0 – 3xmax et R2 : 8,0 – 2xmax
1. Déterminer les deux valeurs possibles de xmax
2. Quelle est la valeur de l’avancement maximal xmax ?
3. Identifier le réactif limitant
Ex 13 – Analyser des graphes
L’hydroxyde d’aluminium Al(OH)3 (s) est un solide blanc
qui peut être obtenu lors de la réaction entre les ions
aluminium Al3+(aq) et les ions hydroxyde HO-
(aq).
L’équation de la réaction est :
Al3+(aq) + 3 HO-
(aq) Al(OH)3 (s)
Les graphes a et b ci-contre montrent l’évolution des
quantités de ces ions en fonction de l’avancement x,
pour deux systèmes chimiques différents :
1. Pour chaque système chimique, déduire des graphes
- Les quantités de matière dans l’état initial
- L’avancement maximal
- Le(s) réactif(s) limitant(s)
2. L’un des deux systèmes correspond-il à un mélange stœchiométrique ? Si oui, lequel ?
Ex 14 – Savoir si un mélange initial est stœchiométrique
Les phosphates de calcium sont des solides blanchâtres qui composent la partie minérale des os et des dents. Le
précipité de phosphate de calcium Ca3(PO4)2 (s) est un solide blanc obtenu en faisant réagir les ions calcium Ca2+(aq)
avec les ions phosphates PO43-
(aq) selon l’équation :
3 Ca2+(aq) + 2 PO4
3-(aq) Ca3(PO4)2 (s)
1. Les mélanges initiaux suivants sont-ils stœchiométriques ?
- 3 mol de Ca2+(aq) et 2 mol de PO4
3-(aq)
- 2 mol de Ca2+(aq) et 3 mol de PO4
3-(aq)
- 4 mol de Ca2+(aq) et 6 mol de PO4
3-(aq)
2. La relation de stœchiométrie s’écrit-elle :
𝑛0(Ca2+)
3=
𝑛0(𝑃𝑂43−)
2 ou
𝑛0(Ca2+)
2=
𝑛0(𝑃𝑂43−)
3 ou 2𝑛0(Ca2+) = 3𝑛0(𝑃𝑂4
3−)
EXERCICES D’ANALYSE
Ex 15 – Réaliser une pile
Matériel et réactifs chimiques disponibles :
- Plaques de nickel Ni(s), de fer Fe(s)
- Tube en U rempli de solution gélifiée de nitrate d’ammonium NH4+(aq) + NO3
-(aq)
- Béchers
- Sulfate de zinc (II) Zn2+(aq) + SO42-(aq)
- Sulfate de fer (II) Fe2+(aq) + SO42-(aq)
- Nitrate de nickel Ni2+(aq) + 2NO3-(aq)
1. Reconnaitre les couples oxydant / réducteur présents
2. Comment construire une pile en utilisant les espèces proposées ?
3. Faire le schéma de la pile
Ex 16 – Utiliser la polarité d’une pile
On considère la pile zinc-argent ci-contre :
1. Déterminer le sens du courant, la nature des
porteurs de charge et leur sens de déplacement
à l’extérieur de la pile et à l’intérieur de la pile
2. Ecrire l’équation de la réaction se produisant au
niveau de chaque électrode
Ex 17 – Etablir l’état final d’un système
En présence d’ions hydroxyde HO- (aq) les ions fer (III) Fe3+
(aq) forment un précipité rouille d’hydroxyde fer (III)
Fe(OH)3 (s). Initalement, 6,0 mmol d’ions fer (III) réagissent avec 12,0 mmol d’ions hydroxyde
1. Ecrire l’équation de la réaction avec les nombres stœchiométriques entiers les plus petits possibles
2. Etablir le tableau d’avancement de la réaction
3. Calculer la valeur de l’avancement maximale xmax et en déduire le réactif limitant
4. Calculer les quantités de matière dans l’état final en supposant que la réaction est totale
Ex 18 – Déterminer une quantité de réactif
En présence d’ions hydroxyde HO-(aq), les ions fer (II) Fe2+
(aq), réagissent pour former un précipité vert d’hydroxyde
de fer Fe(OH)2 (s).On suppose la réaction totale. Les ions fer (II) constituent le réactif limitant et leur quantité initiale
est égale à 5,0 mmol.
1. Compléter le tableau d’avancement suivant :
Equation Fe2+ (aq) + 2HO- (aq) Fe(OH)2 (s)
Etat du système Avancement
(en mmol) n(Fe2+) n(OH-) n(Fe(OH)2)
Etat initial x = 0
Etat intermédiaire x
Etat final x = xmax
2. Déterminer l’avancement maximal xmax
3. Calculer la quantité initiale d’ions hydroxyde, n0(HO-), qui correspondrait au mélange stœchiométrique
Ex 19 – Construire un tableau d’avancement
Un mélange est constitué de 0,60 mol de poudre d’aluminium, Al (s) et de 0,30 mol de poudre de soufre S (s) est
enflammé. Il se forme du sulfure de d’aluminium Al2S3 (s) selon la réaction d’équation :
2 Al (s) + 3 S (s) Al2S3 (s)
Construire et compléter le tableau d’avancement associé à la réaction supposée totale
Ex 20 – Comparer les avancements final et maximal
Le métahnol CH4O réagit avec l’acide méthanoique CH2O2
pour former un ester, le méthanoate de méthyle C2H4O2 et de
l’eau H2O. On suppose que cette transformation est totale. Le
tableau d’avancement de la réaction etudiée est alors :
Le graphique ci-dessous donne l’évolution de la quantité
d’ester formé au cours du temps
1. Déterminer graphiquement la valeur de l’avancement final xf. Justifier
2. Calculer la valeur de l’avancement maximal xmax en s’aidant du tableau d’avancement
3. Comparer xf.et xmax. Commenter la phrase soulignée dans l’énoncé
Ex 21 – L’arbre de Diane
Dans un tube à essais, on verse un volume V= 5,0 mL de solution de nitrate d’argent, Ag+(aq) + NO3
-(aq) de
concentration molaire en ions argent C = 0,20 mol.L-1. On immerge partiellement un fil de cuivre. La masse de la
partie immergée est égale à m = 0,52 g. Le fil de cuivre se recouvre progressivement d’un gris d’argent métallique,
appelé arbre de Diane et la solution bleuit. L’équation de la réaction qui a lieu entre les ions argent et le métal
s’écrit : 2 Ag+(aq) + Cu(s) 2 Ag(s) + Cu2+
(aq)
1. Calculer en mmol les quantités initiales des réactifs
2. Construire un tableau d’avancement et déterminer le réactif limitant
3. Déterminer la quantité puis la masse d’argent déposé sur la partie immergée du fil de cuivre en fin de réaction
Données : M(Ag) = 107,9 g.mol-1 et M(Cu) = 63,5 g.mol-1
Ex 22 – Les saphirs
Les saphirs sont des pierres précieuses constituées de cristaux d’oxyde d’aluminium. Des impuretés, à l’état de traces,
leur donnent leur couleur (titane et fer pour le bleu, vanadium pour le violet, chrome pour le rose, fer pour le jaunet et
le vert). L’oxyde d’aluminium Al2O3 (s) peut être obtenu en faisant réagir à chaud du métal aluminium Al(s) de masse
molaire M = 27g.mol-1 avec du dioxygène O2 (g). Au cours d’une réaction chimique, une masse m(Al) d’aluminium a
totalement réagi dans un excès de dioxygène. Il se forme 0,25 mol d’oxyde d’aluminium.
1. Ecrire l’équation de réaction
2. Construire le tableau d’avancement
3. A partir de la quantité finale d’oxyde d’aluminium formée, déterminer l’avancement maximal xmax
4. En déduire la quantité d’aluminium correspondante
5. Calculer la masse m(Al) d’aluminium consommée
Ex 23 – Décomposition d’un solide par chauffage
L’hydrogénocarbonate de sodium NaOHCO3 (s) est un solide blanc. Par chauffage, il se décompose selon l’équation :
2 NaOHCO3 (s) Na2O (s) + 2 CO2 (g) + H2O (l)
Une masse initiale m = 2,2 g d’hydrogénocarbonate de sodium est totalement décomposé par chauffage
1. Calculer la valeur de la quantité initiale n0(NaOHCO3)
2. Construire le tableau d’avancement de la réaction et en déduire la valeur de l’avancement maximale
3. Calculer les quantités des produits dans l’état final
Calculer la masse d’oxyde de sodium formé
Ex 24 – Les feux d’artifice
Ex 25 – Un mélange qui s’enflamme
Ex 26 – L’acide citrique
Ex 27 – Réaction entre le métal magnésium et
l’acide chlorhydrique
Ex 28 – Combustion complète du propane
EXERCICES D’APPROFONDISSEMENT
Ex 29 – Comment protéger la coque d’un bateau de la corrosion ? (d’après bac 2013)
Questions préalables :
1. Un bateau possède une coque en acier, donc composée essentiellement de fer. Ecrire la demi-équation de
l’oxydation du fer métallique en considérant uniquement les couples du doc3.
2. Citer en justifiant la réponse les métaux susceptibles de protéger la coque en acier d’un bateau. Pourquoi l’anode
utilisée est-elle qualifiée de « sacrificielle »
Problème : On désire protéger pendant une année la coque en acier d’un bateau par une anode sacrificielle en zinc. La
surface de coque immergée dans l’eau de mer vaut S = 40 m2. Une anode sacrificielle sur une coque de ce bateau doit
être remplacée quand elle a perdu 50% de sa masse. Quelle est la masse totale d’anode sacrificielle en zinc qu’on doit
répartir sur la coque pour la protéger pendant une année ? Exercer un regard critique sur la valeur trouvée
Donnée : masse molaire du zinc : M(Zn) = 65,4 g.mol-1
Ex 30 – Réaction entre l’acide oxalique et les ions permanganate
Une solution incolore d’acide oxalique de formule H2C2O4 (aq) est mélangée à une solution violette de permanganate
de potassium en milieu acide. La seule espèce colorée du système étudié est l’ion permanganate MnO4- (aq) de couleur
violette. Dans l’état initial, la couleur de la solution est violette puis rose puis incolore dans l’état final.
Initialement on a mélangé un volume V1 = 20,0 mL de solution d’acide oxalique à la concentration C1 = 0,50 mol.L-1
avec un volume V2 = 5,0 mL d’une solution acidifiée de permanganate de potassium de concentration C2 = 0,40
mol.L-1 en ion permanganate. L’acide est en excès et l’eau constitue le solvant de la solution. On suppose la
transformation totale. Le tableau d’avancement de la réaction est donné ci-dessous :
Equation 2 MnO4- (aq) + 5 H2C2O4 (aq) + 6 H+
(aq) 2 Mn2+ (aq) + 10 CO2 (g) + 8 H2O (l)
Etat du
système
Avancement
(en mol) n(MnO4
-) n(H2C2O4) n(H+) n(Mn2+) n(CO2) n(H2O)
Etat initial x = 0 n2 n1 excès
Etat
intermédiaire x excès
Etat final x = xmax excès
1. Quel est le réactif limitant ?
2. Calculer les quantités n1 et n2 en mol
3. Compléter littéralement le tableau d’avancement et déterminer le réactif limitant
4. Justifier que la couleur finale prise la solution est cohérente avec la nature du réactif limitant
Ex 31 – ions permanganate
Les ions permanganate, violets, réagissent sur des ions fer II en milieu acide pour les transformer en ions fer III.
L’équation associée est : MnO4–(aq)+ 5 Fe2+(aq)+ 8 H+(aq) → Mn2+(aq) + 5 Fe3+(aq) + 4 H2O(l)
La transformation est supposée totale Aux concentrations utilisées, seuls les ions permanganates sont notablement
colorés. Dans un bécher, on introduit V1= 10,0 mL de solution de sulfate de
fer II de concentration C1=0,055 mol.L-1et V=5mL d’acide sulfurique, dans
lequel C(H+) = 1,0 mol.L-1.
On ajoute V2= 4,0 mL de solution de permanganate de potassium (C2=0,025
mol.L-1).
Le mélange devient incolore.
1. Faire le bilan des espèces présentes à l’état initial. Calculer les quantités
de matière de celles qui participent à la réaction. Quelle espèce n’est plus
présente à l’état final ?
2. Construire le tableau d’avancement de la réaction et trouver les quantités
de matière des espèces présentes à l’état final.
3. Construire un graphique représentant les variations des quantités de
matières d’ions fer II et d’ions MnO4– en fonction de l’avancement
Ex 32 – sodium
Le sodium réagit avec l'eau. Il se forme des ions Na+, des ions OH- ainsi que du dihydrogène. La réaction est totale
1. Écrire l'équation de la réaction chimique correspondant à cette réaction et vérifier que les nombres
stœchiométriques sont ajustés.
2. Cette réaction dangereuse est effectuée avec 0,23g de sodium seulement que l'on introduit dans 1,0Ld'eau. Quelles
sont les quantités de matière des réactifs en présence ?
3. Dresser un tableau d'avancement pour cette réaction et en déduire le réactif limitant.
4. Quelle est la quantité de matière d'eau restant dans l'état final ? Que peut-on dire du volume final de la solution
aqueuse obtenue ?
5. Déterminer le volume de dihydrogène dégagé.
6. Déterminer les concentrations finales en ions Na+et OH-.
Données :
M(Na)=23,0g.mol-1; M(H)=1,0g.mol-1; M(O)=16,0g.mol-1 ; Volume molaire d’un gaz dans les conditions de
l’expérience : Vm= 24,3 L.mol-1
Ex 33 – Argent
On dispose d'un volume V0=10mL d'une solution de nitrate d'argent dont la concentration en ion Ag+ est
C0=5,0.10-2 mol.L-1. On ajoute un volume V d'une solution de carbonate de sodium dont la concentration en ions
carbonate CO32- est C=0,20 mol.L-1. Il se forme un précipité de carbonate d'argent. La réaction est totale.
1. Sachant que cette espèce chimique est globalement neutre, quelle est sa formule ?
2. Écrire l'équation de la réaction de précipitation.
3. Les proportions initiales sont-elles stœchiométriques si le volume V est de 2,0 mL ?
4. Dans ces conditions, à l'aide d'un tableau d'avancement de cette réaction chimique, déterminer les ions présents
dans la solution à l'état final.
5. Quel devrait être le volume V pour être dans les conditions stœchiométriques ?
Ex 34 – Cloches
Le bronze des cloches, est un alliage cuivre-étain dont la composition en étain lui donne cette sonorité si recherchée.
Un échantillon de bronze de cloche de masse m = 2,70 g en étain (Sn) est traitée avec V = 100,0 mL d’acide
chlorhydrique (H30+ + Cl-) à C = 2,00 mol.L-1 à 20°C. On observe un dégagement de dihydrogène de volume V = 545
mL. Seul l’étain est attaqué selon l’équation bilan « non équilibrée » ci-dessous :
... Sn (s) + ... H3O+ (aq) → … Sn 2+ (aq) + … H2 (g) + … H2O (l)
1. Equilibrer (compléter) l’équation bilan de la réaction notée ci-dessus
2. Calculer les quantités de matière des réactifs présents à l’état initial
3. Représenter le tableau d’avancement de la réaction
4. Déterminer l’avancement maximal de la réaction et vérifier que l’étain est bien le réactif limitant
5. Calculer les quantités de matières des espèces à l’état final
6. Calculer la valeur du volume de dihydrogène formé en fin de réaction afin de vérifier qu’il est bien de V = 545mL
7. Calculer les concentrations finales en ions H3O+ et en ions Sn 2+
Données : M (Sn) = 118,7 g.mol-1 ; Vmolaire = 24,0 L.mol-1 à 20°C
Ex 35 – Suivi d’une réaction lente
Ex 36 – Etude d’une réaction d’oxydoréduction par
spectrophotométrie