Chapitre 7 : La réaction chimique Les objectifs de connaissance :

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1 Chapitre 7 : La réaction chimique Les objectifs de connaissance :
Décrire l’évolution d’un système chimique à l’aide de la notion d’avancement ; Identifier le réactif limitant d’une transformation chimique ; Connaître et savoir utiliser la loi de Beer-Lambert. Les objectifs de savoir-faire : Construire un tableau traduisant l’évolution d’un système chimique ; Mesurer l’absorbance d’une solution avec un spectrophotomètre ; Déterminer la concentration (doser) d'une espèce colorée à partir d'une courbe d'étalonnage. Thème : OBSERVER Domaine : Matières colorées

2 Voir TP : « La réaction chimique »
1. Transformation et réaction chimique 1.1. Évolution d’un système chimique Définitions : On nomme transformation chimique, le passage d’un système chimique de son état initial à son état final ; On associe à la transformation chimique d’un système un modèle qui rend compte, à l’échelle macroscopique, de son évolution : c’est la réaction chimique ; L'équation d'une réaction est la description d'une réaction chimique par une écriture symbolique : La flèche indique le sens de la transformation chimique Symboles des produits de la transformation, séparés par des signes « + » Symboles des réactifs séparés par des signes « + » A RETENIR : Lors d’une transformation chimique, les éléments chimiques sont conservés ; L’équation de réaction symbolise une transformation chimique aussi bien au niveau moléculaire que molaire.

3 1.2. Stœchiométrie Définition : La stœchiométrie d’une réaction chimique est la relation de proportionnalité qui existe entre les quantités de matière consommées des réactifs ainsi qu’entre les quantités de matière formées des produits, lors d’une transformation chimique. Exemple :  La consommation de 1 mole de I2 et de 2 moles de S2O32– entraîne la formation de 2 moles de I et de 1 mole de S4O32– ;  La consommation de x moles de I2 et de 2x moles de S2O32– entraîne la formation de 2x moles de I et de x moles de S4O32–.  Le diiode et l’ion thiosulfate réagissent (en mol) dans des proportions de 1 pour 2 et l’ion iodure et l’ion tétrathionate sont simultanément formés dans des proportions de 2 pour 1. Exercice : n°12 p91

4 2. Comment décrire l’évolution d’un système ?
2.1. Avancement Définition : Les quantités de matière des espèces chimiques présentes dans le système au cours de la transformation chimique s’expriment à l’aide d’une grandeur, notée x, qui s’exprime en mole (symbole : mol) et que l’on identifie à un avancement. Elle est définie par : Remarques : (voir TP n°8 : « La réaction chimique ») Dans l’état initial (t = 0), x = 0 mol ; L'avancement maximal xmax est obtenu quand l’état final est atteint. 2.2. Tableau d’avancement On a l’habitude d’étudier le déroulement d’une transformation chimique en étudiant son avancement à l’aide d’un outil, un tableau appelé tableau d’avancement (ou tableau d’évolution) :

5 Propriétés du tableau :
Lorsque les réactifs sont mis dans des proportions stœchiométriques, ils disparaissent totalement à la fin de la réaction ; Lorsque l’un des réactifs est mis en défaut et qu’il disparaît totalement au cours de la transformation chimique, on l’appelle réactif limitant. C’est lui qui fait cesser la réaction chimique. Exercice : n°7 p90 Exemple : Réaction entre le diiode (l2 (aq)) et l’ion thiosulfate S2O32 : (voir TP « La réaction chimique »)

6 2.3. Avancement maximal Définition : L’avancement maximal xmax de la réaction est la plus petite valeur de x pour laquelle la quantité de matière de l’un des réactifs devient nulle.

7 ET / OU L’avancement maximal xmax de la réaction est tel que :
Les quantités de matière initiales des réactifs étaient dans les mêmes proportions que les nombres stœchiométriques : Les quantités de matière respectent la stœchiométrie de la réaction.  A la fin de la transformation chimique, les réactifs ont totalement disparu et l’état final n’est constitué que des produits de la réaction.

8 Remarque : Exemple : Supposons que l'on réalise une transformation chimique en mettant en présence 1.104 mol de diiode et 4.104 mol d’ions thiosulfate. f Exercices : n°9 p90, n°16 p92

9 2.4. Interprétation graphique
Il s’agit de tracer les courbes :  La première droite qui coupe l’axe des abscisses détermine l’avancement maximal (xmax). Remarque : dans le cas de proportions stœchiométriques, les deux droites n(A) = f1(x) et n(B) = f2(x) coupent l’axe des abscisses au même point  les quantités de matière des deux réactifs s’annulent simultanément. Exemple  : Supposons que l'on réalise une transformation chimique en mettant en présence 1.104 mol de diiode et 4.104 mol d’ions thiosulfate.

10 f Calculons la valeur de xmax telle que la quantité de matière des réactifs s’annule : Interprétation graphique :

11 ( 103 mol) Exemple  : Supposons que l'on réalise une transformation chimique en mettant en présence 1.104 mol de diiode et 2.104 mol d’ions thiosulfate.

12 f Calculons la valeur de xmax telle que la quantité de matière des réactifs s’annule :  On est dans le cas d’un mélange stœchiométrique. Interprétation graphique :

13 3.1. Couleur d’une molécule colorée
Exercice : n°11 p91 3. Comment déterminer la concentration d’une espèce chimique colorée en solution ? 3.1. Couleur d’une molécule colorée

14 Absorption des radiations lumineuses par une solution bleue
La couleur d’une molécule est due à l’absorption majoritaire des radiations complémentaires de sa couleur perçue : Le cercle chromatique permet de déterminer les radiations les plus absorbées en connaissant la couleur perçue (et vice-versa) : Une substance qui laisse passer l’ensemble du spectre de la lumière blanche apparaît incolore ; Une substance de couleur jaune-orangée absorbe les radiations correspondant aux couleurs bleue et violette. 3.2. Absorbance (Voir TP « Comment déterminer l’état final d’une transformation chimique ? ») Définition : L’absorbance A est une grandeur positive sans dimension (sans unité) liée à l’intensité de la lumière de longueur d’onde  absorbée par une espèce en solution. Absorption des radiations lumineuses par une solution bleue

15 Remarques : La valeur de l’absorbance est d’autant plus grande que la lumière est absorbée   plus une solution est concentrée et plus l’absorbance est grande : la couleur de la solution semble plus foncée ; La valeur de l’absorbance est nulle si la lumière n’est pas absorbée. 3.3. Spectre d’absorption d’une solution Définition : La courbe A = f (), représentant l’absorbance A, d’une substance en solution, en fonction de la longueur d’onde  s’appelle le spectre d’absorption de la substance. Un spectrophotomètre permet de réaliser des mesures d’absorbance, pour une solution colorée donnée, à différentes longueurs d’onde. (Voir TP « Comment déterminer l’état final d’une transformation chimique ? »)

16 Le spectre d’absorption permet de déterminer la longueur d’onde max correspondant à l’absorbance maximale Amax de la solution : cette radiation correspond à la couleur complémentaire de la solution.  Pour réaliser des mesures d’absorbance, on règle généralement le spectrophotomètre sur cette longueur d’onde max car, l’absorbance étant la plus grande, l’incertitude sur la mesure est minimale. Exemples :  Spectre d’absorption d’une solution aqueuse de permanganate de potassium : Les mesures d’absorbance pour les solutions de permanganate de potassium se feront à  = 520 nm, car l’absorbance est maximale à cette longueur d’onde.

17  Spectre d’absorption d’une solution aqueuse de diiode :
Pour mesurer l’absorbance d’une solution de diiode avec la meilleure précision, il faut régler le spectrophotomètre sur la longueur d’onde : λmax ≈ 420 nm. Remarque : Si plusieurs espèces colorées sont présentes dans la solution alors l’absorbance de la solution est la somme des absorbances de chacune des espèces : A = A1 + A2 + … 3.4. Loi de Beer-Lambert Pour des solutions suffisamment diluées, l’absorbance est proportionnelle à la concentration de l’espèce colorée. La relation entre l’absorbance A et la concentration molaire de l’espèce chimique en solution qui absorbe la lumière est donnée par la loi de Beer-Lambert.

18 Définition : ℓ Remarques : Le coefficient d’extinction molaire  dépend de la nature de l’espèce chimique, du solvant utilisé, de la température et de la longueur d’onde de la radiation utilisée pour mesurer l’absorbance de la solution ; Par simplification, la loi de Beer-Lambert peut s’écrire :

19  Le coefficient k dépend alors de la nature de l’espèce chimique, du solvant utilisé, de la température, de la longueur d’onde de la radiation utilisée pour mesurer l’absorbance de la solution ET de la longueur de la cuve. La loi de Beer-Lambert est additive : si plusieurs espèces colorées sont présentes dans la solution alors l’absorbance de la solution est la somme des absorbances de chacune des espèces : A = 1  ℓ  c1 + 2  ℓ  c2 + … 3.5. Dosage spectrophotométrique par étalonnage Définition : Doser une espèce chimique en solution, c’est déterminer avec précision la quantité de matière de cette espèce chimique dans un volume donné de solution ( déterminer sa concentration molaire). Principe : (Voir TP n°9 : « Comment déterminer l’état final d’une transformation chimique ? »)

20  Choix de la longueur d’onde de travail : pour avoir une meilleur précision sur la mesure d’absorbance, on règle le spectrophotomètre à la longueur d’onde max, correspondant au maximum d’absorption de l’espèce chimique.  Construction de la courbe d’étalonnage : on mesure l’absorbance A de la solution contenant l’espèce chimique à doser, à la longueur d’onde choisie, puis on trace la courbe A = f (c), représentant l’absorbance A de plusieurs solutions de l’espèce chimique colorée à doser (dont les concentrations sont connues) en fonction de la concentration molaire c de l’espèce chimique dans ces différentes solutions. On obtient une droite d’étalonnage (droite modélisée passant par l’origine) de coefficient directeur :   ℓ (loi de Beer-Lambert).  Détermination de la concentration de la solution inconnue : à partir de la droite d’étalonnage on reporte la valeur de l’absorbance de l’espèce chimique à doser et on détermine sa concentration.

21 Exercices : n°18 p92, n°20 p93 + n°13 p91 (pour les plus courageux)