lc2 Les Deux Sens D Une RéAction Chimique

LC 2
Les deux sens d’une réaction chimique
I / Acides et bases : Rappels
1. Définitions de Br∅nsted
Ces définitions ont été données en 1923 par le chimiste danois Johannes Bronsted. Auparavant un acide était
défini comme un composé chimique ayant une saveur aigre et une base comme ayant une saveur amère !
⇒ Un acide est une espèce chimique capable de libérer un proton H+ selon une réaction du type :
AH = A− + H+.
−
+
ex :
H2CO3 = HCO3 + H
NH4+ = NH3 + H+
HCOOH = HCOO− + H+
⇒ Une base est une espèce chimique capable de fixer un ion H+ selon une réaction du type :
B + H+ = BH+
ex :
HO− + H+ = H2O
CO32− + H+ = HCO3−
NH3 + H+ = NH4+
2. Couples acide / base et réaction associée
Soit AH un acide. Il libère un ion H+ pour devenir A−. L’espèce A− est alors une base puisqu’elle peut
fixer à nouveau l’ion H+ qui vient d’être libéré. A− est appelée base conjuguée de l’acide AH.
Le couple acide / base est noté AH / A−.
A tout couple acide / base on associe une équation de réaction du type : AH = A− + H+.
Celle-ci est parfois appelée demi-équation protonique.
Le signe = rend compte de la possibilité que la réaction s’effectue dans un sens ou dans l’autre.
En général on écrit les demi-équations protoniques dans le sens où elles ont réellement lieu au cours
de la transformation étudiée.
3. Transformation acidobasique
Une réaction acidobasique n’est envisageable qu’en présence de 2 couples acide/base différents et à
condition d’introduire l’acide d’un couple et la base de l’autre couple.
Ex : réaction entre l’acide éthanoïque et l’ammoniac.
Couples : CH3COOH / CH3COO− et NH4+ / NH3 (sont soulignées les espèces qui jouent le rôle de
réactif : acide éthanoïque CH3COOH et ammoniac NH3)
Demi-équations protoniques :
CH3COOH = CH3COO− + H+
NH3 + H+ = NH4+
Transfert d’un H+
Soit :
CH3COOH + NH3 = CH3COO− + NH4+
Il y a transfert d’un ion H+ de l’acide du premier couple vers la base du second.
4. Couples de l’eau
L’eau intervient dans 2 couples acide/base qui sont : H2O / HO− et H3O+ / H2O.
Remarque : l’ion H+ est appelé ion hydrogène (ou proton) ; l’ion H3O+ est un ion H+ hydraté, on
l’appelle ion oxonium. L’ion HO− est l’ion hydroxyde.
Elle peut donc jouer un rôle d’acide ou de base dans certaines transformations.
Une telle espèce est appelée ampholyte.
Autre exemple d’ampholyte : l’ion hydrogénocarbonate : HCO3− qui intervient comme acide du
couple : HCO3−/CO32− et comme base du couple H2CO3 / HCO3−
II / Notion de pH d’une solution aqueuse
1. Définition
Le pH est lié à la concentration molaire des ions oxonium H3O+ par les relations :
pH= − log ⎡H3O+ ⎤
⎣
⎦
+
−pH
ou sa réciproque : ⎡⎣H3O ⎤⎦ = 10
Remarques :
ƒ
⎡H3O+ ⎤
⎦
C0
En réalité, pour des raisons d’homogénéité des unités on doit définir pH= − log ⎣
⎡
où
+⎤
H3O
⎦ n’a pas d’unité, le pH non plus. On utilisera en
C0 = 1 mol.L-1. Comme le rapport ⎣
C0
pratique la définition « simplifiée » du pH écrite plus haut, qui donne les mêmes valeurs.
ƒ
Cette définition n’est valable que pour des solutions diluées
([H3O+] < 10-1 mol.L-1 et [HO−] < 10-1 mol.L-1)
ƒ
La valeur du pH varie avec la température. On indique à quelle température a été relevé un
pH.
ƒ
A 25°C, une solution neutre a un pH = 7,0.
Donc [H3O+] = 10-7 mol.L-1.
ƒ
Si pH < 7, alors
ƒ
De même, si pH > 7 on montre que [H3O+] < 10-7 mol.L-1
- pH > -7
10-pH > 10-7 car la fonction 10x est croissante.
[H3O+] > 10-7 mol.L-1
[H3O+] > 10-7 mol.L-1
[H3O+] = 10-7
[H3O+] < 10-7 mol.L-1
pH
0
acide
7
neutre
basique
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III / La réaction entre un acide et l’eau est-elle toujours totale ?
Les valeurs utilisées dans ce paragraphe proviennent du TPC 3 (relation entre pH et concentration pour les acides)
Lorsqu’on dissout un acide dans l’eau, une transformation chimique se produit entre l’acide et l’eau. La molécule
d’eau joue alors nécessairement le rôle d’une base.
1. Cas de l’acide chlorhydrique
Considérons la solution S3 du TP : CA = 5,0.10-4 mol.L-1 ; VA = 50 mL et pHmesuré = 3,3.
a) Quelle est la réaction de mise en solution du soluté dans l’eau ?
Lorsqu’on prépare une solution d’acide chlorhydrique, on met en solution un soluté gazeux : le
chlorure d’hydrogène HCl (expérience du jet d’eau vue en 1ère )
Le chlorure d’hydrogène se dissocie alors dans l’eau selon : HCl(g) → H+ + Cl−
Puis les ions formés s’hydratent, en particulier H+ selon : H+ + H2O(l) = H3O+
Finalement la réaction de HCl avec H2O s’écrit : HCl(g) + H2O(l) = H3O+ + Cl−(aq)
b) Bilan de matière
Pour savoir si la réaction écrite précédemment est totale nous allons comparer la quantité de matière
de soluté introduit (HCl) et la quantité de produit formé (H3O+ par exemple).
ƒ
Quantité de HCl introduit
La solution étudié a une concentration en soluté apporté CA. C’est aussi la concentration
initiale de HCl avant qu’il n’ait réagit avec l’eau.
Par conséquent : n(HCl)ini = CA×VA = 5.10-4 × 50.10-3 = 2,5.10-5 mol.
ƒ
Quantité d’ions H3O+ formés :
On a accès à [H3O+] par la relation : [H3O+] = 10-pH = 10-3,3 = 5.10-4 mol.L-1.
D’où n(H3O+)final = [H3O+] ×VA = 5.10-4 × 50.10-3 = 2,5.10-5 mol.
ƒ
Conclusion : n(HCl)ini = n(H3O+)final donc toute les molécules de soluté HCl ont été
transformées en H3O+ et Cl−. La réaction étudiée est totale.
ƒ
Un acide qui réagit de façon totale avec l’eau est appelé acide fort. Toutes les molécules
d’acide sont transformées et par conséquent la concentration en soluté de cet acide (CA)
devient sa concentration en ions oxonium [H3O+]. Pour ces acides on peut alors écrire pH = −
log CA. C’est ce qui a été vérifié en TP.
2. Cas de l’acide éthanoïque
Considérons la solution S’3 du TP : CA = 5,0.10-4 mol.L-1 ; VA = 50 mL et pHmesuré = 4.
a) Réaction de mise en solution du soluté dans l’eau :
CH3COOH(aq) + H2O(l) = CH3COO−(aq) + H3O+
b) Bilan de matière :
ƒ
Quantité de soluté CH3COOH introduit :
n(CH3COOH)ini = CA×VA = 5.10-4 × 50.10-3 = 2,5.10-5 mol.
ƒ
Quantité d’ions H3O+ formés :
[H3O+] = 10-pH = 10-4 mol.L-1.
D’où n(H3O+)final = [H3O+] ×VA = 1.10-4 × 50.10-3 = 5.10-6 mol.
ƒ
Conclusion : n(CH3COOH)ini > n(H3O+)final donc toute les molécules de soluté n’ont pas été
transformées en H3O+ et CH3COO−. La réaction étudiée n’est pas totale.
ƒ
Un acide qui réagit de façon limitée avec l’eau est appelé acide faible. Toutes les molécules
d’acide ne sont pas transformées.
Le pH d’une de ses solutions est supérieur au pH d’une solution de même concentration d’un
acide fort. C’est ce qui a été vérifié en TP.
IV / Avancement final et avancement maximal
Pour rendre compte des situations où la réaction n’est pas totale, on dresse un tableau d’avancement particulier dans
lequel une nouvelle ligne vient s’insérer. Celle-ci correspond à l’état final dans lequel arrive le milieu réactionnel qui
n’a pas atteint son avancement maximal puisque la réaction n’est pas totale.
1. Cas général d’un acide AH qui réagit avec l’eau
A−
H3O+
avancement
AH
Etat initial
0
n0
Solvant
0
≈0
Etat transitoire
x
n0 − x
"
x
x
xf ou xéq
n0 − xf
"
xf
xf
xmax
n0 − xmax = 0
"
xmax
xmax
Etat final
expérimental
Etat final
théorique
+
H2O
=
+
L’état final expérimental est un état d’équilibre puisque la réaction s’arrête d’évoluer du fait de
l’existence d’un équilibre entre la réaction dans le sens direct et la réaction inverse.
On note indifféremment son avancement dans cet état xf (f pour final) ou xéq (éq pour équilibre).
Dans cet état le réactif limitant n’a pas totalement disparu donc n0 − xf ≠ 0 .
L’état final théorique est l’état qu’atteindrait le système chimique si la transformation était
totale, donc si le réactif limitant était totalement consommé. D’où n0 − xmax = 0
L’étude de l’état final théorique permet de calculer l’avancement maximum : xmax = n0.
L’étude de l’état final expérimental permet de calculer l’avancement final xf.
En effet, d’après le tableau n(H3O+)f = xf. Or n(H3O+) = [H3O+] ×VA = 10- pH×VA
Par conséquent xf = 10- pH×VA
La connaissance du pH permettra donc d’obtenir l’avancement final.
2. Exemple d’une solution d’acide éthanoïque (solution S’3 du TP)
On a n0 = CA×VA = 5.10-4×50.10-3 = 2,5.10-5 mol
H2O
= CH3COO− +
H3O+
2,5.10-5
Solvant
0
≈0
x
2,5.10-5 − x
"
x
x
xf ou xéq
2,5.10-5− xf
"
xf
xf
xmax
2,5.10-5 − xmax
=0
"
xmax
xmax
avancement
CH3COOH
Etat initial
0
Etat transitoire
Etat final
expérimental
Etat final
théorique
xmax = 2,5.10-5 mol
CA = = 5,0.10-4 mol.L-1
VA = 50 mL
pHmesuré = 4.
+
et xf = 10- pH×VA = 10-4×50.10-3 = 5.10-6 mol.
On constate que l’avancement final n’est que de 5.10-6 mol alors qu’il devrait atteindre sa valeur
maximum de 2,5.10-5 qui est 5 fois plus élevée.
Puisque xf < xmax on peut conclure que la réaction n’est pas totale.
V / Etat d’équilibre d’un système chimique
1. Equilibre dynamique d’un système chimique
Lorsqu’une réaction a lieu entre deux espèces A et B pour former C et D selon A + B → C + D, il
arrive souvent que C et D puissent réagir également pour redonner A et B selon C + D → A + B.
Le système contenant à la fois A, B, C et D est le siège de 2 réaction simultanées et concurrentes
traduites par l’écriture : A + B = C + D.
Même lorsque l’avancement final xf est atteint et que le système n’évolue plus à l’échelle
macroscopique, les deux réactions ont toujours lieu mais elles se compensent car elles ont alors la
même vitesse.
On dit que le système a atteint son état d’équilibre.
Remarques :
- Si l’on ajoute une certaine quantité d’un des réactifs (A ou B), la réaction est favorisée dans le
sens direct (→) puisqu’en augmentant la concentration des réactifs on accélère la réaction. Cet
ajout va alors déplacer l’équilibre vers une quantité plus importante de produits C et D.
- A contrario, si l’on ajoute un peu d’un des produits (C ou D) on favorise la réaction dans le
sens inverse (←) puisqu’on augmente la concentration des réactifs de la réaction inverse. Cet
ajout va alors déplacer l’équilibre vers une quantité plus importante de réactifs A et B.
2. Taux d’avancement final τf
Il est défini par τ f =
xf
xmax
donc 0 ≤ τf ≤ 1.
On l’exprime parfois en pourcentage : τ f =
xf
× 100
xmax
Exemple de la solution d’acide éthanoïque S’3 du TP : xmax = 2,5.10-5 mol
donc τ f =
5.10−6
2,5.10-5
× 100
et xf = 5.10-6 mol
= 20 %
Cela signifie que seulement 20 % des molécules d’acide éthanoïque ont été transformées pour donner
leur base conjuguée et H3O+.
Pour un acide fort on aura toujours τf = 100 %.
Exercices d’application : P. 96 ex n° 11, 16, 17, 18, 21