SUIVI ET MODELISATION DE L’EVOLUTION D’UN SYSTEME

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


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


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


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.

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

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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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


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


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)


(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)


(en mol) n(Fe ) n(O2) n(Fe2O3)

Etat initial x = 0 10,0 0,0


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)


(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)


3-(aq)


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)


(en mmol) n(Fe2+) n(OH-) n(Fe(OH)2)

Etat initial x = 0


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

SUIVI ET MODELISATION DE L’EVOLUTION D’UN SYSTEME

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