Exercices C7 Critère d’évolution spontanée d’un système chimique

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1 Exercices C7 Critère d’évolution spontanée d’un système chimique
CORRECTION Exercices C7 Critère d’évolution spontanée d’un système chimique

2 EXERCICE 1 Amérique du Nord 2005
1. Fe2+(aq) + 2 e – = Fe(s) réduction des ions Fe2+ Zn(s) = Zn2+(aq) + 2 e – oxydation du métal Zn = cV1 AN: = 1,0010-110010-3 = 1,0010-2 mol = c V2 AN: = 1,0010-120010-3 = 2,0010-2 mol

3 EXERCICE 1 Amérique du Nord 2005
3. AN : Q r, i = = 2,00 L'histogramme correspondant à l'état initial est celui de la figure 2 (état E2). On retrouve les quantités de matière calculées au 2).

4 EXERCICE 1 Amérique du Nord 2005
4. Si Qr,i < K, alors le système chimique évolue spontanément dans le sens direct de l'équation, si Qr,i = K, le système est dans l'état d'équilibre, pas d'évolution de sa composition, si Qr,i > K, le système évolue spontanément dans le sens inverse de l'équation. Ici Qr,i = 2,00 << K = 1,401011  évolution dans le sens direct : formation de Zn2+ et de Fe.

5 EXERCICE 1 Amérique du Nord 2005
5. Qr,1 = = AN : Qr,1 = = 5 de même : Qr,3 = AN : Qr,3 = = 1,0 Au cours de la transformation, le quotient de réaction évolue de façon à tendre vers K. Ici, Qr va augmenter (évolution en sens direct) : Q r > Q r, i (= 2,00). Seul Qr,1 est compatible avec ces données. L'état E1 est le seul état qui constitue un état intermédiaire entre l'état initial et l'état final.

6 EXERCICE 1 Amérique du Nord 2005
6.1. (n(Zn)f = n(Zn)i - xf = 0,100 – 0,010 = 0,090 mol n(Zn2+)f = n(Zn2+)i + xf = 0, ,010 = 0,030 mol n(Fe)f = n(Fe)i + xf = 0, ,010 = 0,110 mol

7 EXERCICE 1 Amérique du Nord 2005
6.2. [Fe2+(aq)]f = 0 mol.L–1 [Zn2+(aq)]f = = = 0,10 mol.L–1 Figure 4 : Etat d'équilibre ions fer (II) ions zinc (II) Concentrations en mol.L – 1 0,2 0,1

8 EXERCICE 2 Polynésie sept 2003
1.

9 EXERCICE 2 Polynésie sept 2003
Ag+ (aq) + Cu (s) = 2 Ag (s) + Cu2+(aq) 2.2. 2.3. Qr, i < K  : d’après le critère d'évolution, le système évolue dans le sens direct de l'équation (formation d’ions Cu2+(aq) et de Ag(s)) . Au cours de la transformation des ions Cu2+ apparaissent, la coloration bleue de la solution se renforce. D'autre part, un dépôt gris de métal argent se forme. Ag (s) Cu(s) [Cu2+] i [Ag2+] i ETAT INITIAL

10 EXERCICE 2 Polynésie sept 2003
2.4. «  lorsque le système a atteint son état d’équilibre … »  [Ag+]éq  0 : on peut considérer que le réactif limitant, c'est à dire Ag+, est totalement consommé. La transformation peut être considérée comme totale.

11 EXERCICE 3 Asie juin 2006 1. HCOOH (aq) + C6H5COO –(aq) = HCOO – (aq) + C6H5COOH AN : K = 104,2–3,8 = 100,4 = 2,5

12 EXERCICE 3 Asie juin 2006 2.1. AN : Qr,i = 0,25 Qr,i < K : d'après le critère d'évolution spontanée, le système chimique évolue dans le sens direct.

13 EXERCICE 3 Asie juin 2006 2.2. « pour que le système soit en équilibre » Le système est en équilibre si Qr = Qr,éq = K. Pour obtenir l'équilibre dès la mise en contact des espèces chimiques, il faudrait Qr,i = K.

14 EXERCICE 4 étude d’une réaction d’estérification par un titrage
1. On cherche à bloquer cinétiquement la réaction (trempe). 2. CH3COOH(aq) + HO –(aq) = CH3COO – (aq) + H2O(l) A l’équivalence, les réactifs sont introduits dans les proportions stoechiométriques donc (nCH3COOH)titré = (nHO-)versé à l’éq = cB VE On n’a titré que 2 mL sur les 50 mL de solution : la quantité d’acide acétique restant dans le mélange (S) est donc 25 fois plus grande: nCH3COOH = 25 cBVE AN : nacide = 251,04,510-3  1,110-1 mol

15 EXERCICE 4 étude d’une réaction d’estérification par un titrage
3.1. La quantité d’acide restant au bout d’1h est celle trouvée par titrage, donc x = n0 - nacide AN : x = 0,334 – 0,11 = 0,22 mol

16 EXERCICE 4 étude d’une réaction d’estérification par un titrage
3.2.

17 EXERCICE 4 étude d’une réaction d’estérification par un titrage
4. La quantité d’acide restant est : nCH3COOH = 25 cBVE AN : nacide = 251,012,110-3  3,010-1 mol L’avancement de la réaction d’estérification est donc : x = n0 - nacide AN : x  0,30 – 0,30  0 donc Qr  Qr, éq Le système n’a pas atteint l’état d’équilibre car la cinétique est plus lente à température ambiante (température plus faible que celle du bain marie).