Chap.4 Réactions s'effectuant dans les 2 sens
Introduction
Ce nouveau chapitre ouvre la 2ème partie du programme de chimie, pour répondre à la question :
Une transformation d'un système chimique est-elle toujours totale ?
Les 3 premiers chapitres ont été illustrés par des exemples choisis dans le domaine des réactions d'oxydoréduction.
Les chapitres qui suivent seront l'occasion de revenir sur les réactions acido-basiques.
1. Définitions
1.a. Définitions de Brønsted
Le chimiste danois Johannes Brønsted a formulé en 1923 sa théorie concernant les acides et les bases.
D’après Brønsted, un acide est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de céder un proton H+.
. . . . Exemple : L'acide éthanoïque CH3COOH est un acide.
. . . . De même, les ions ammonium NH4+, oxonium H3O+ ou la molécule d'eau, sont des acides selon Brønsted.
D’après Brønsted, une base est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de capter un proton H+.
. . . . Exemple : L'ion éthanoate CH3COO- est une base.
. . . . De même, les molécules d'ammoniac NH3, d'eau H2O ou les ions hydroxyde HO-, sont des bases selon Brønsted.
A tout acide selon Brønsted correspond une base qui lui est conjuguée. Et inversement, à toute base selon Brønsted correspond un acide qui lui est conjugué.
Un acide et sa base conjuguée forment un couple acide/base (noté A/B).
. . . . Exemples :
. . . . . . . - le couple acide éthanoïque/ion éthanoate : CH3COOH/CH3COO-
. . . . . . . - le couple ion ammonium/ammoniac : NH4+/NH3
. . . . . . . - le couple ion oxonium/eau : H3O+/H2O
. . . . . . . - le couple eau/ion hydroxyde : H2O/HO-
Une réaction acido-basique est une transformation au cours de laquelle il y a un échange de proton entre 2 couples acide/base.
. . . . Equation de la réaction :
acide 1 + base 2 —> base 1 + acide 2
. . . . Exemples :
CH3COOH + H2O —> CH3COO- + H3O+
CH3COOH + NH3 —> CH3COO- + NH4+
NH4+ + HO- —> NH3 + H2O
H3O+ + HO- —> H2O + H2O
1.b. Définition du pH
Le pH (ou potentiel hydrogène) est une grandeur permettant de mesurer l'acidité d'une solution aqueuse, c'est-à-dire sa concentration effective en ions oxonium H3O+.
La définition du pH peut s'exprimer de 2 façons différentes :
pH = - log [H3O+] . . . . ou bien . . . . [H3O+] = 10-pH
. . . . Remarques :
. . . . . . . - Les 2 relations précédentes sont valables pour les solutions aqueuses diluées (ou pas trop concentrées !), telles que [H3O+] < 0,1 mol.L-1.
. . . . . . . - L'ion hydrogène H+ est un ion particulier, parce qu'il est uniquement formé du noyau d'un atome d'hydrogène. Sachant que 99,98% des noyaux d'hydrogène ne sont composés que d'un nucléon (un proton), on peut donc parler de proton H+.
. . . . . . . - En solution aqueuse, l'ion hydrogène H+ s'associe très fortement avec une molécule d'eau (il est solvaté), et forme l'ion oxonium H3O+.
. . . . . . . - L'ion oxonium H3O+ est lui-même solvaté dans l'eau, ce qui peut être noté H3O+(aq).
2. Mesure du pH (cf. T.P.3)
Avant d'utiliser un pHmètre, il faut :
rincer la sonde à l'eau distillée
Avant chaque mesure de pH, pour ne pas fausser le résultat, il faut :
. . . . . . - rincer la sonde à l'eau distillée
. . . . . . - sécher la sonde avec du papier Joseph
3. Transformation chimique non totale
L’expérience montre (cf. T.P.3) que certaines transformations sont totales (ionisation du chlorure d’hydrogène dans l'eau) et que d’autres ne le sont pas (ionisation de l’acide éthanoïque dans l'eau).
En effet, en comparant les valeurs (prévue et expérimentale) du pH d'une solution aqueuse d'acide chlorhydrique, on vérifie que la réaction d'ionisation du chlorure d’hydrogène dans l'eau est totale.
3.a. Cas de la solution aqueuse d'acide éthanoïque
En comparant, de même, les valeurs (prévue et expérimentale) du pH des solutions aqueuses d'acide éthanoïque de concentration donnée, il apparaît que la réaction d'ionisation de l'acide n'est pas totale.
L'expérience montre que 2 réactions opposées se produisent en même temps :
. . . . . .une première réaction d'équation :
CH3COOH(aq) + H20(l) —> CH3COO-(aq) + H30+(aq). . . . . . ( 1 )
. . . . . .et une seconde réaction d'équation :
CH3COO-(aq) + H30+(aq) —> CH3COOH(aq) + H20(l). . . . . . ( 2 )
Les équations (1) et (2) étant opposées (et simultanées), on en déduit que l'ionisation de l'acide éthanoïque dans l'eau ne peut pas être une réaction totale.
Les équations (1) et (2) peuvent être écrites en une seule équation sous la forme :
CH3COOH(aq) + H20(l) = CH3COO-(aq) + H30+(aq). . . . . . ( 3 )
ligne
Cette nouvelle écriture de l'équation traduit l'équilibre obtenu entre l'acide et sa forme conjuguée.
3.b. Généralisation
Un grand nombre d'acide se comporte comme l'acide éthanoïque en solution aqueuse.
Pour chacun d'eux, la réaction avec l'eau n'est pas totale, du fait de 2 réactions opposées et simultanées.
. . . . . .L'équation associée à la transformation peut s'écrire :
AH(aq) + H20(l) = A-(aq) + H30+(aq). . . . . . ( 3' )
Cette équation signifie alors que la transformation n’est pas totale, parce que la réaction peut s'effectuer dans les 2 sens.
3.c. Taux d’avancement final
Lorsqu'une réaction n’est pas totale, son avancement final xf est inférieur à l’avancement maximal xmax.
. . . . Remarques :
. . . . . . . - L'avancement final xf est l'avancement réel en fin de réaction.
. . . . . . . - L'avancement maximal xmax est l'avancement théorique avec disparition du réactif limitant.
On peut alors définir le taux d’avancement final τ par le rapport de l'avancement final sur l'avancement maximal :
τ = `(x_f)/(x_(max))`
ligne
Par définition, le taux d'avancement final est une grandeur sans unité, comprise entre 0 et 1.
3.d. Etat d’équilibre d’un système
Très souvent, les systèmes chimiques sont en équilibre du fait de la présence de réactions s'effectuant en sens contraires.
Un système chimique est en équilibre si la concentration de chaque réactif ou produit reste constante.
Cela ne signifie pas que les transformations ont pris fin.
Bien au contraire, lors de réactions réversibles, l’équilibre provient des vitesses égales dans les 2 sens.
On a alors un équilibre dynamique.
