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TRANSFORMATIONS LENTES ET RAPIDES

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C 01

Intro : En première S, comme en seconde, les transformations chimiques sont toujours quasi-instantanée. Est-ce toujours le cas ?

1. Rappels d’oxydoréduction 1.1. Définition

L’ensemble de deux espèces chimiques qui peuvent se transformer mutuellement l’une en l’autre par transfert d’électrons est un couple oxydant/réducteur. Un oxydant est une espèce chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons. Un réducteur est une espèce chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons. On peut représenter un couple oxydant/réducteur de deux manières : Soit oxydant/réducteur. Ex : Soit par une demi-équation : ox + n

= red.

Ex : Cu

. 2+ (aq)

+ 2  = Cu (s) −

La demi-équation représentant un couple oxydant/réducteur doit toujours être équilibrée en éléments chimiques et en charges électriques. Le milieu influence la manière d’équilibrer une demi-équation : • en milieu acide, on équilibre en élément oxygène avec des molécules d’eau, puis en élément hydrogène avec des ions hydrogène (caractéristique d’une solution aqueuse acide) et enfin en charges électriques avec des électrons ; • en milieu basique, on équilibre comme en milieu acide mais les ions hydrogène réagissent aussitôt avec les ions hydroxyde pour former de l’eau : l’équation chimique ne doit plus présenter d’ion hydrogène mais des ions hydroxyde et de l’eau. − − + 2+ Exemples : MnO 4(aq) + 5 e + 8 H (aq) = Mn + 4 H 2 O

1.2. Réaction d’oxydoréduction 

Une réaction d’oxydoréduction est caractérisée par un transfert d’électrons entre deux espèces chimiques appartenant à deux couples oxydant/réducteur différents.

 Une réaction d’oxydoréduction fait intervenir deux couples oxydant/réducteur.  Un des deux couples apporte l’oxydant et l’autre apporte le réducteur.  Tous les électrons cédés par le réducteur sont captés par l’oxydant : aucun électron ne doit figurer dans l’équation chimique globale de la réaction.  Une oxydation est une perte d’électrons. (facultatif)  Une réduction est un gain d’électrons. (facultatif) Pour obtenir l’équation chimique d’une réaction d’oxydoréduction : On place les deux demi-équations de manière à ce que les réactifs (un oxydant et un réducteur) soient placés dans le membre de gauche Si le nombre d’électrons est différent dans les deux demi-équations, on multiplie tous les nombres stœchiométriques de manière à ce que les électrons aient les mêmes nombres dans les deux ½ équations L’équation chimique de la réaction résulte de l’addition membre à membre des deux ½ équations. Ox1 + n 1 e − = Red1 (×n 2 ) − Red2 = Ox2 + n 2 e (×n 1 ) n 2 Ox1 + n 1 Red2  → n 2 Red1 + n 1 Ox2 P.PECORELLA

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2.Transformations lentes et rapides 2.1. Transformation rapide

Une transformation rapide se fait en une durée trop courte pour être suivie à l’œil ou avec les instruments de mesure usuels disponibles au laboratoire. 2.1.1. Réaction de précipitation Action de la soude sur une solution de sulfate de fer (II) Équation de la réaction : 2.1.2. Réaction d’oxydoréduction Action de la solution de permanganate de potassium acidifiée sur une solution de sulfate de fer (II) Fe3+ + e − = Fe 2+ (×5) − + − = Mn 2+ + 4 H 2 O Équation de la réaction : MnO 4 + 8 H + 5 e 5 Fe 2+ + MnO −4 + 8 H +  → 5 Fe3+ + Mn 2+ + 4 H 2O 2.2. Transformation lente

Une transformation lente peut être suivie pendant plusieurs secondes, minutes, heures à l’œil ou par les instruments de mesure disponibles au laboratoire. 2.2.1. Réaction de précipitation Action de l’ion picrate (apporté par une solution de picrate de sodium) sur une solution de chlorure de potassium. Rem : ion picrate = ion 2,4,6-trinitrophénolate. Cf. ci-contre. 2.2.2. Réaction d’oxydoréduction Action du cuivre sur une solution de nitrate d’argent (arbre de Diane) Cu 2+ + 2 e − = Cu + − = Ag (×2) Équation de la réaction : Ag + e + 2+ Cu + 2 Ag  → Cu + 2 Ag Dismutation des ions thiosulfate en milieu acide : Équation de la réaction : S2 O32−(aq) + 6 H +(aq) + 4 e − = 2 S (s) + 3 H 2 O (l) 2− S2 O3 (aq) + H 2 O (l) = 2 SO 2 (aq) + 2 H +(aq) + 4 e − 2 S2 O32 −(aq) + 4 H +(aq)  → 2 S + 2 SO 2 (aq) + 2 H 2 O (l) 2− + On peut simplifier par 2, donc : S2 O3 (aq) + 2 H (aq)

 →

S + SO 2 (aq) + H 2 O (l) .

2.3.Transformation infiniment lente

Formation de la rouille, vieillissement du vin, noircissement du précipité de chlorure d’argent à la lumière… 2.4. Transformation oscillante

La réaction de Bray. ( 20 cm3 de A, 20 cm3 de B et 20 cm3 de C + 2 cm3 de D sous agitation magnétique). A : H 2 O 2 à 4,5 M (≈ 40 volumes) ; B : 42,8 g de KIO 3 et 160 cm3 d’acide sulfurique 1 M pour 1 L d’eau ; C : 15,6 g d’acide malonique (propan-1,3-dioïque) et 4,45 g de MnSO 4 pour 1 L d’eau ; D : empois d’amidon (3%) ou thiodène. C’est une oxydation de l’eau oxygénée par les ions iodates.

3. Facteurs cinétiques Étude documentaire des activités préparatoires à traiter soit à la maison, soit pendant le déroulement des expériences. Un facteur cinétique est une grandeur qui modifie la durée nécessaire pour atteindre l’état final d’un système chimique. P.PECORELLA

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3.1. La température

Les transformations chimiques lentes atteignent plus rapidement leur terme lorsque la température est plus élevée. 3.2.La concentration initiale des réactifs

Réaction entre l’acide chlorhydrique et le magnésium (avec traitement informatique) On suit l’évolution de la réaction en mesurant la surpression produite par le dégagement de dihydrogène. Concentration en acide : 0,25 M ; 0,5 M et 1 M. Masse de magnésium : environ 3 cg. Les résultats sont regroupés sur le même graphique par Regressi. Voir document élève On peut comparer le temps mis pour atteindre la moitié de la surpression correspondant au palier final. Plus la concentration en acide est élevée, plus le pallier est atteint rapidement. Réaction entre les ions iodure et le peroxyde d’hydrogène : Eau oxygénée : 0,2 M et 0,6 M (3 flacons de chaque avec 30 mL + 2 mL d’acide sulfurique molaire) Iodure de potassium : 2.10−3M et 6.10−3M (3 flacons de chaque avec 30 mL) Dans des béchers de 100 mL, verser l’eau oxygénée acidifiée. On déclenche le chronomètre en versant en même temps dans les 4 béchers la solution d’iodure de potassium. On regarde la couleur obtenue au bout d’une même durée. On chronomètre la durée pour atteindre l’état final (couleur qui ne change plus). On garde des échantillons comme référence. bécher 1 2 3 4 − 1 0,2 0,6 0,2 0,6 [H 2O2 ] en mol.L 2 ⋅10−3 2 ⋅10−3 6 ⋅10−3 6 ⋅10−3  I −  en mol.L−1 Observation : La solution prend une couleur orange brune par formation de diiode. Plus la couleur est foncée, plus il y a de diiode formé. Plus la concentration des réactifs est grande, plus la couleur de la solution sera foncée. Le bécher 4 atteint son état final avant les autres béchers. Conclusion : Les transformations chimiques lentes atteignent plus rapidement leur terme lorsque la concentration des réactifs est plus élevée. 3.3. L’état de surface d’un réactif solide

Réaction entre le zinc (poudre/grenaille) et l’acide chlorhydrique (flacon élève). Conclusion : Les transformations chimiques lentes faisant intervenir des solides atteignent plus rapidement leur terme lorsque le solide est plus divisé. 3.4. Interprétation microscopique des facteurs cinétiques

Analogie avec la rencontre de deux personnes dans une foule en mouvement. Une plus grande concentration augmente la probabilité de rencontre et une température plus élevée rend le choc plus efficace (analogie avec un accident de voiture suivant la vitesse) 3.5. La trempe chimique

La trempe chimique consiste à ajouter une grande quantité d’eau glacée à un milieu réactionnel. Cela modifie deux facteurs cinétiques : la température et la concentration des réactifs ce qui bloque instantanément la transformation. On peut réaliser une trempe chimique en modifiant l’un des deux facteurs cinétiques seulement.

4. Applications P.PECORELLA

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Ralentir des réactions indésirables : Stocker les aliments ou frais ou les congeler pour ralentir ou stopper les réactions chimiques de décompositions des aliments. Accélérer une réaction chimique : Cuisson des aliments dans un autocuiseur. Synthèses industrielles à températures élevées pour réduire la durée de la réaction donc son coût.

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Tale S

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FACTEURS CINÉTIQUES Influence de la concentration d’un réactif : Réaction entre l’acide chlorhydrique

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∆P / kPa

− (H 3O + + Cl(aq) ) de concentration c et le magnésium Mg.

Évolution de la surpression ∆P en fonction de la concentration

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[H 3O + ] et du temps.

m(Mg) = 28,1 mg et c =1,0 mol.L–1

11

m(Mg) = 27,8 mg et c =0,75 mol.L–1

m(Mg) = 28,4 mg et c = 0,50 mol.L–1

10 9 8

m(Mg) = 29,7 mg et c = 0,40 mol.L–1

7 6 5 4 m(Mg) = 28,4 mg et c = 0,25 mol.L–1 3 2 1

t / min 0

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0,5

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

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3,5

4,0

4,5

5,0

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