LC07 : Evolution spontannée d’un système chimique

Extraits du BO: Lien du PDF

Plan possible

Intro

On a vu qu’en A/B, certaines réactions ne sont pas quantitatives. On a défini la constante d’acidité K_a pour déterminer l’avancement final du système. Cette leçon se veut un peu plus générale, et va étendre ce raisonnement à une plus grande gamme de réactions chimiques

I Etat final d’un système

1) Réaction équilibrée

On sait que par exemple, la réaction H₃O⁺+HO^- donne 2H₂O est quantitative, l’avancement final est quasiment l’avancement max.

Maintenant, si on regarde la réaction CH₃COOH avec l’eau, on voit qu’elle n’est pas quantitative. On parle d’état d’équilibre.

Def : état d’équilibre : les réactifs et les produits sont dans la solution à l’état final. Pourquoi définir ça? On va trouver une propriété générale aux états d’équilibre.

2) Quotient réactionnel

On def Q avec les activités, les activités pour un soluté et solvant. Pourquoi on fait ça?

Manip : plusieurs solutions de CHCOOH de 0.05M à 1M, on mesure grace à condictivité et tableau d’avancement Q. Conductimètre car + précis, ne pas agiter dans la mesure car sinon courants de convection. Donc on agite, on arrête, on mesure. Ici, K=… On s’y attendait, la réaction c’est Ka

En fait on note cette constant K° et elle dépend de T. Pour les acides sur l’eau, c’était K_a, mais c’est généralisable à toute réaction équilibrée. On connaît l’état final d’un système, on doit alors pouvoir prédire le sens d’évolution en fonction des conditions initiales.

3) Evolution spontannée

En fonction de Q initial<>K°, on prédit évolution directe ou indirecte,…

On peut appliquer ces raisonnements en pratique, avec la pile de Daniell

II Application à la pile Daniell

1) Principe de fonctionnement

On s’appuie sur la réaction Cu/Zn. Manip : deux béchers, plaque Zn dans Cu²⁺ et l’inverse (concentrations de 0.1M). On les relie par pont salin (on verra pourquoi). A priori, la réaction en combinant les demies équations rédox est Cu²⁺+ Zn= Cu+Zn²⁺

Donc on peut soit avoir formation de cuivre, soit de zinc. Pour ça, on va déterminer le sens de parcourt des électrons.

Manip : deux piles en série, avec une led et on voit qu’elle s’allume dans un sens et pas l’autre.

2) Interprétation

K=10³⁴ dans le sens de la réduction du cuivre. On calcule Qi, effectivement va dans la bon sens. Animation pour voir qui est consommé et qui est produit, vidéo 4:05 :

http://pccl.fr/physique_chimie_college_lycee/lycee/terminale_TS/daniell.htm

3) Partie tampon . Evolution vers létat final

Subtilité, la réaction est quantitative, mais l’équilibre peut être rompu si l’avancement est plus grand que la quantité initiale en Zn ! Voir diapo

Slides : Lien du PDF