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Une réaction : limitée et dans les deux sens

Par Mathieu le 27/11/2010 Ressources > Physique-Chimie > Terminale S > Les Bases de la Réaction Chimique

1]Introduction au pH et rappel sur les acides et les bases

1.1]Acides et bases.

-Echange d’un proton H+ hydraté -> H+ (aq) ->  H3O+

-Un acide est capable de céder un H+(aq)

Exemple avec l’acier éthanoïque acétique : CH3COOH, sa base conjugué est : CH3COO-

1.2]Couples A /B

Acide éthanoïque :

CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+

Les couples présents sont : CH3COOH/ CH3COO- et H3O+/ H2O

Acide méthanoïque :

HCOOH + H2O = HCOO- + H3O+

Les couples présents sont : HCOOH/ HCOO- et  H3O+/ H2O

1.3]Définition du pH

Mesure du taux d’acidité d’une solution ;

pH = -log[H3O+]          [H3O+] = 10-pH

Ex :

[H3O+] = 5,5.10-2 mol.L-1         pH = 1,26

pH = 2,82        [H3O+] = 10-2,82 = 1,51.10-3 mol.L-1

Différent moyen de mesuré un pH :

-Indicateurs colorés,

-mesure approximation : papier pH,

-pH mètre : mesure précise à deux chiffres.

2]Avancement final : xf

2.1] Etat d’équilibre

[CH3COOH]10-410-310-2
pHmesuré4,33,93,4
[H3O+] (mol.L-1)5.10-51,3.10-44.10-4

CH3COOH + H2O = CH3 – COO- + H3O+

[H3O+] < [CH3COOH]    -> La réaction n’est pas totale.

Réaction 1 :

CH3COOH + H2O = CH3 – COO- + H3O+

Réaction 2 :

CH3COO- – COO- + H3O+ = CH3COOH + H2O

Ces deux réactions opposées se font de manière spontanée : la réaction s’effectue dans les deux sens et tend vers un état d’équilibre dynamique où elles se compensent. A l’équilibre  les concentrations n’évoluent plus.

De ce fait on écrit :

Etat

CH3COOH

+

H2O

=

CH3 – COO-

+

H3O+

t=0 (x=0)

n0CH3COOH

Solvant

0

0

tequ

t=tf (xf)

n0 – xf = 5.10-5mol

solvant

xf = 5.10-5mol

xf = 5.10-5mol

Pour [CH3COOH] =  10-4 mol.L-1

Vs = 1L

n0CH3COOH = C * Vs = 10-4 mol

D’après le tableau xf = nH3O+ = [H3O+] * Vs = 5.10-5 mol.L-1

Le taux d’avancement (voir 2.2) est T = xf / xmax = 5.10-5 / 10-4

2.2]Le taux d’avancement

T (lettre tau) = xf / xmax       On peut l’exprimer en %

T = 1 -> 100%

T < 1 -> Réaction partielle, équilibre.

2.3]Influence de la dilution et de la nature de l’acide.

-Lorsque la concentration initiale diminue, le taux de réaction T augmente, plus la réaction avance.

-A concentration égale, le taux de réaction diffère suivant la nature de l’acide.

2.4]Explication du déplacement d’équilibre :

Ex : CH3COOH + H2O = CH3 – COO- + H3O+

La réaction nécessite des chocs efficaces entre les réactifs.

Quand t = 0, la concentration en réactifs est importante.

->La réaction démarre vite.

T, la concentration de produit augmente.

->Cette réaction inverse s’accélère

Lorsque les deux réactions de compensent exactement c’est-à-dire que les deux vitesses sont identiques, l’équilibre est atteint, et les concentration des différentes espèces restent constantes

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