I les transformations chimiques ne sont pas toujours totales, exemple des réactions acido-basiques








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Economiser la matière

(3ème partie) Chapitre 2
A Existence des réactions non totales
I Les transformations chimiques ne sont pas toujours totales, exemple des réactions acido-basiques
(*) En quoi est-ce un problème ?

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  1. Mise en évidence

Notes : les transformations ayant lieu dans ce TP sont toutes très rapides.

Les espèces réactives (acide éthanoïque , acide nitrique HNO3(l) , ion ammonium NH4+) sont des acides donc réagissent avec l’eau suivant la réaction dont une équation est la suivante :

AH(…) + H2O(l)  A-(aq) + H3O+(aq) ou BH+(aq) + H2O(l)  B + H3O+(aq)


  1. Protocole n°1 et prévisions

Verser de l’eau dans une fiole jaugée de 500 mL pour la remplir à moitié. Placer la fiole sur une balance. Introduire dans la fiole 0,30 g d’acide éthanoïque pur avec un compte-gouttes. Homogénéiser et ajuster au trait de jauge avec l’eau. Cette préparation est réalisée par le professeur. Mesurer le pH de la solution obtenue noté pH1.

  • (*) Quelle serait la concentration en acide éthanoïque dans la fiole si aucune réaction n’avait lieu ? Cette concentration est appelée concentration « apportée », c’est celle qui est inscrite sur les flacons au laboratoire.

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  • (*) Donner l’équation de la réaction ayant lieu instantanément dans la fiole.

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  • (*) Remplir le tableau d’avancement de la réaction pour les états EI, un E intermédiaire et l’EF en supposant la réaction totale (laisser vierge l’avant dernière ligne). On prendra comme volume réactionnel V les 500 mL de départ comme s’ils n’avaient pas été perturbés par les prises de volume.

Equation chimique

avancement

CH3COOH(aq) + H2O (l)  …………… + H3O+(aq)

EI

xi =



solvant

0

≈ 0

E inter

x




solvant
















solvant







EF si réaction totale

xmax
















  • (*) Déterminer le réactif limitant et l’avancement maximal de la réaction si tout l’acide avait réagi noté xmax obligatoirement.

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  • (*) En déduire la valeur attendue de la concentration en H3O+ dans l’EF si la réaction était totale.

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  • (*) Ecrire, de même, les équations de réaction de l’acide nitrique puis des ions ammoniums avec l’eau. Et en déduire la valeur attendue de la concentration en H3O+ dans l’EF si la réaction était totale sachant que leurs concentrations apportées est la même que celle de l’acide éthanoïque.

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En déduire le pH final attendu si la réaction était totale en remplissant les trois premières lignes vierges du tableau suivant.


Acide mis en jeu

Acide éthanoïque

Acide nitrique

Ions ammonium

Acide éthanoïque

Acide nitrique

Formule

















Concentration apportée

C0 = 1,0.10-2 mol.L-1

C0 = 1,0.10-2 mol.L-1

C0 = 1,0.10-2 mol.L-1

C1 = 1,0.10-3 mol.L-1

C1 = 1,0.10-3 mol.L-1

xmax
















Concentration finale en H3O+ attendue si réaction totale
















pH final attendu si réaction totale
















pH final réel
















Concentration finale réelle en H3O+
















xf
















Taux d’avancement final noté f = …

















Pour vérifier ces valeurs, on utilise une mesure de pH qui fournit une information sur l’état final réel de la réaction.

La mesure du pH est une nouvelle méthode permettant d’obtenir l’avancement d’une réaction. Elle est utilisable si ……………. ………………………………………………………………………………… On passe du pH mesuré à l’avancement par le raisonnement suivant :



Déterminer le pH final réel pour les trois premières colonnes et en déduire la concentration finale réelle en H3O+(aq) puis l’avancement final réel xf. Détailler les calculs pour l’acide éthanoïque :

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Déterminer le « taux d’avancement final » pour les trois cas et indiquer ce qu’il signifie sur l’exemple de l’acide éthanoïque.

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Que peut-on dire, avec les conditions initiales utilisées (C0 = 1,0.10-2 mol.L-1), des trois réactions précédentes ?

2) Conclusion
II Acide fort, acide faible, base forte, base faible
1) Mise en évidence

Proposer un protocole afin de remplir les deux dernières colonnes du tableau à partir des solutions à votre disposition

Note très importante : lorsqu’une réaction chimique a lieu, l’EF dépend de l’EI dans le cas général. Une dilution par un facteur f de l’EI n’engendre pas forcément une dilution par le même facteur f dans l’EF (vrai uniquement si réaction ……………….). Mais que la dilution soit faite dans l’EI ou en cours ou en fin de réaction, le résultat dans l’EF sera le même : tout se passe comme si la dilution avait été faite dans l’EI puis que la réaction avait eu lieu jusque dans l’EF.



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Remplir les deux dernières colonnes du tableau.

Que peut-on dire de l’acide nitrique ?

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Que peut-on dire de l’acide éthanoïque ? Et des ions ammonium ?

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III Quelques réactions
1) Réaction entre un acide fort et une base forte

  1. Rappel

Acide fort :

Base forte :


  1. Résultat fondamental

La réaction entre un acide fort et une base forte est ………………………….


  1. Conséquence : bilan de matière dans l’état final

Etat

avancement




EI

















EF ………….

















EF si …………

















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2) Réaction entre un acide fort et l’eau

  1. Bilan de matière dans l’état final (voir en début de chapitre)

On note c la concentration apportée en acide fort

Etat

avancement




EI

















EF ………….

















EF si …………

















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  1. pH dans l’état final c’est-à-dire pH d’une solution d’acide fort

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3) Réaction entre une base forte et l’eau

  1. Bilan de matière dans l’état final

On note c la concentration apportée en base forte. Exemple et équation :

Les bases, quand elles sont ioniques, sont souvent apportées par dissolution de sels (ou cristaux) ioniques.


Etat

avancement




EI








solvant







EF ………….






= cV- xf

solvant


= xf


= xf

EF si …………






= cV- xmax

solvant


= xmax


= xmax

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  1. pH dans l’état final c’est-à-dire pH d’une solution de base forte

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