Transformations Chimiques Lente ou Rapides

Transformations Chimiques Lente ou Rapides
I. Transformations redox
1) Action de l'ion permanganate MnO4- sur l’acide oxalique (= acide éthanedioïque)
O
O
\\
//
C–C
Acide Oxalique
/
\
OH
OH
Ions MnO4(Acidifiés)
=>
+ Acide Oxalique
<= Au bout d’un
certain temps :
Solution incolore
2) Couples redox mis en jeu
L’ion MnO4- est oxydant. Il se transforme en l’ion Mn2+ (incolore)
L’acide oxalique est un réducteur. Son oxydant associé est le CO2
=> Couple MnO4- / Mn2+
Couple CO2/ C2H2O4
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (X2)
C2H2O4 = 2CO2 + 2H+ +2e(X5)
5 C2H2O4(aq) + 2 MnO4-(aq) + 6 H+(aq) => 2 Mn2+(aq) + 10 Mn2+(aq) +10 CO2(aq) + 8H2O(l)
3) Rappels sur l’oxido-reduction
Réduction
Ox + n e- =====> Red
<=====
Oxydation
Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.
Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.
Une réaction redox met en jeu un transfert d’électrons du red1 d’un couple 1 vers
l’Ox 2 d’une couple 2.
A Red 1 + b Ox2 => c Ox1 + d Red2
4) Autres exemples
Action des ions MnO4- sur une solution de SO2
=> Couple MnO4- / Mn2+
Couple SO42- / SO2
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (X2)
SO2 + 2H2O = SO4 + 4H+ + 2 e(X5)
=> Voir TP dosage d’une solution de SO2
II. Classification cinétique des réactions
1) réactions rapides (ou instantanées)
- réactions de précipitation
Ex : Ag+(aq) + Cl-(aq) => AgCl(s)
- réaction de combustion
Ex : C + O2 => CO2
Toutes les réactions de dosages doivent être rapides
ð Evolution du système très rapide qui se faire de façon instantanée
2) Réactions lentes
a) réactions entre l'ion MnO4- et l'acide oxalique
b) réactions entre les ions thiosulfate et les ions H3O+
(« Coucher de Soleil » au rétroprojecteur)
=> En petite quantité le soufre colloïdal (très divisé) qui se forme diffuse des faibles
longueurs d'ondes (bleu violet).
La lumière transmise est plutôt rouge.
Plus le Soufre apparaît, moins la lumière est diffusée.
c) Conclusion: le produit de la réaction n'apparait pas immédiatement mais après
quelques secondes.
3) Transformations infiniments lentes
Certaines réactions sont très lentes voire infiniment lentes. Si le système chimique
n'évolue plus, on dit qu'il est stable
III. Facteurs Cinétiques
1) facteurs cinétiques
a) réaction entre les ions I- et l'eau oxygénée H2O2
H2O2 + 2 I- + 2 H3O+ = I2 + 4 H2O
Expérience:
1
2
3
Volume de IA 0,2 mol.L-1
10 mL
20 mL
30 mL
[I-] mol.L-1
2.10-2
4.10-2
6.10-2
Volume de
H3O+
A 1 mol.L-1
10 mL
10 mL
10 mL
[H3O+] mol.L-1
0.1
0.1
0.1
Volume d'eau
30 mL
20 mL
10 mL
Volume de
H2O2
50 mL
50 mL
50 mL
[H2O2] mol.L-1
5.10-3
5.10-3
5.10-3
Au bout d'un temps t la teinte brune qui la présence de I2 est de plus prononcée dans
le bécher 3 que dans le bécher 2 que dans le bécher 1. H2O2 étant réactif limitant, la
quantité de I2 formée sera identique dans les 3 béchers.
La vitesse de formation de I2 augmente avec la concentration initiale
b) interprétation
Pour qu'une réaction se fasse, il faut qu'y ait contact entre les réactifs et la
probabilité de contact augmente avec la concentration.
Plus la réaction avance, plus les réactifs se raréfient et plus la vitesse diminue.
Application : - pour accélérer une réaction on augmente la concentration
- pour ralentir une réaction on diminue la concentration
2) Influence de la Température
On recommence l'expérience du 1) mais au lieu de varier [I-] on fait varier la
Température
- Si la température augmente, la vitesse de formation des produits ou de disparition
des réactifs augmente
- Si la température diminue, la vitesse de formation des produits ou de disparition
des réactifs diminue
- les chocs entre molécules ou ions ne sont pas toujours efficaces, il leur faut une
certaine énergie.
- la proportion d'entités énergiquement "agitées" croit de façon importante avec la
température
Application:
- On accélère une réaction en chauffant
- On ralentit ou bloque une réaction en refroidissant
- Les dégradations des aliments sous l'action de micro-organismes
sont ralenties au réfrigérateur
- Température + concentration = Trempe