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Évolution spontanée d'un système chimique — Résumé de cours

1ère Année Collège — Atlasmaths.ma

Cours complet

Contenu du cours

Le critère est purement comparatif :

Q_{r, i} < K

→ sens direct,

= K

→ immobile,

> K

→ sens inverse. Tout l'exercice consiste à calculer correctement

Q_{r, i}

1. Rappel : réaction d'oxydoréduction et couples redox

Une réaction d'oxydoréduction (réaction redox) résulte d'un transfert d'électrons entre deux couples oxydant/réducteur $O x_{1} / R e d_{1}$ et $O x_{2} / R e d_{2}$ . Chaque couple est associé à une demi-équation électronique : $O x_{1} + n_{1} e^{-} ⇌ R e d_{1}$ et $O x_{2} + n_{2} e^{-} ⇌ R e d_{2}$ , où $n_{1}$ et $n_{2}$ sont les nombres d'électrons échangés. En combinant ces deux demi-équations pour éliminer les électrons, on obtient l'équation bilan de la réaction, écrite avec les plus petits coefficients stœchiométriques entiers possibles.

2. Potentiel standard d'oxydoréduction et classification électrochimique

Chaque couple $O x / R e d$ est caractérisé par une grandeur appelée potentiel standard d'oxydoréduction, noté $E^{\circ}$ , exprimé en volts (V) et défini à 25 °C pour des espèces dans leur état standard. Il se mesure à l'aide d'une pile associant le couple étudié à l'électrode standard à hydrogène, de potentiel nul par convention. En classant les couples par $E^{\circ}$ croissant, on obtient l'échelle des potentiels standards (classification électrochimique), qui permet de comparer la force des oxydants et des réducteurs.

3. Comparaison du pouvoir oxydant et du pouvoir réducteur

Plus le potentiel standard $E^{\circ}$ d'un couple est élevé, plus son oxydant $O x$ est fort et plus son réducteur conjugué $R e d$ est faible ; inversement, un couple de faible $E^{\circ}$ possède un réducteur fort. Cette classification qualitative ne suffit toutefois pas à prévoir rigoureusement le sens d'évolution d'un système : il faut un critère thermodynamique quantitatif.

4. Quotient de réaction $Q_{r}$ d'un système redox

Pour l'équation bilan associée à deux couples, écrite dans un sens choisi (sens direct) $n_{2} O x_{1} + n_{1} R e d_{2} ⇌ n_{2} R e d_{1} + n_{1} O x_{2}$ , on définit le quotient de réaction :

$Q_{r} = \frac{[ R e d _{1} ] ^{n_{2}} [ O x _{2} ] ^{n_{1}}}{[ O x _{1} ] ^{n_{2}} [ R e d _{2} ] ^{n_{1}}}$

Les espèces solides pures (métaux, précipités) et le solvant (eau) n'apparaissent pas dans l'expression de $Q_{r}$ : seules les espèces dissoutes interviennent, avec leurs concentrations en mol/L. Calculé avec les concentrations initiales du système, ce quotient est noté $Q_{r, i}$ .

5. Constante d'équilibre $K$ associée à l'équation

Lorsque le système chimique atteint son état d'équilibre, le quotient de réaction prend une valeur particulière, indépendante de la composition initiale et ne dépendant que de la température : la constante d'équilibre $K$ , associée à l'équation de la réaction considérée. On a donc, à l'équilibre, $Q_{r, e q} = K$ . Plus $K$ est grande devant 1, plus la réaction, dans le sens direct de l'équation, est avancée à l'équilibre.

6. Relation entre $K$ et les potentiels standards des couples

Pour une réaction d'oxydoréduction, la constante d'équilibre se relie aux potentiels standards $E_{1}^{\circ}$ et $E_{2}^{\circ}$ des deux couples mis en jeu par la relation, valable à 25 °C :

$lo g K = \frac{n ( E _{1}^{\circ} - E _{2}^{\circ} )}{0 , 06}$

où $n$ est le nombre d'électrons échangés dans l'équation bilan simplifiée (soit $n = ppcm (n_{1}, n_{2})$ ) et $0, 06 V$ une valeur approchée, à 25 °C, de $\frac{R T ln 10}{F}$ . Si $E_{1}^{\circ} > E_{2}^{\circ}$ , alors $K ≫ 1$ : la réaction directe (couple 1 oxydant, couple 2 réducteur) est favorisée.

7. Critère d'évolution spontanée d'un système chimique

Le sens d'évolution spontanée d'un système chimique hors équilibre est déterminé en comparant le quotient de réaction initial $Q_{r, i}$ à la constante d'équilibre $K$ de la réaction envisagée. Trois cas se présentent :

Si $Q_{r, i} < K$ : le système évolue spontanément dans le sens direct (sens 1, celui de l'écriture de l'équation).
Si $Q_{r, i} > K$ : le système évolue spontanément dans le sens indirect (sens 2, sens inverse de l'équation).
Si $Q_{r, i} = K$ : le système est déjà à l'état d'équilibre ; il n'évolue plus macroscopiquement.

Ce critère thermodynamique est général : il s'applique à toute transformation chimique, en particulier aux réactions d'oxydoréduction étudiées ici.

8. Application : prévision du sens d'évolution et fonctionnement d'une pile

Pour prévoir le sens d'évolution spontanée d'un système à deux couples redox : écrire l'équation bilan et calculer $K$ à partir des potentiels standards, calculer $Q_{r, i}$ à partir des concentrations initiales, puis comparer les deux. Ce critère justifie le fonctionnement spontané d'une pile : en fonctionnement (générateur), le système évolue dans le sens direct ( $Q_{r, i} < K$ ), avec oxydation au pôle négatif (anode), réduction au pôle positif (cathode), et circulation des électrons du pôle $-$ vers le pôle $+$ dans le circuit extérieur.

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Critère d'évolution appliqué à une pile Zinc-Cuivre

On associe les couples $C u^{2 +} / C u$ ( $E_{1}^{\circ} = 0, 34 V$ , $n_{1} = 2$ ) et $Z n^{2 +} / Z n$ ( $E_{2}^{\circ} = - 0, 76 V$ , $n_{2} = 2$ ) pour constituer une pile Daniell. Les concentrations initiales sont $[C u^{2 +}]_{i} = 1, 0 \times 1 0^{- 2} mol.L^{- 1}$ et $[Z n^{2 +}]_{i} = 1, 0 \times 1 0^{- 1} mol.L^{- 1}$ .

Équation bilan (sens direct) : $C u^{2 +} (a q) + Z n (s) ⇌ C u (s) + Z n^{2 +} (a q)$ , avec $n = 2$ (le cuivre et le zinc étant solides, ils n'apparaissent pas dans $Q_{r}$ ).

Constante d'équilibre : $lo g K = \frac{2 ( 0 , 34 - ( - 0 , 76 ))}{0 , 06} = \frac{2 , 20}{0 , 06} \approx 36, 7$ , soit $K \approx 5 \times 1 0^{36}$ .

Quotient initial : $Q_{r, i} = \frac{[ Z n ^{2 +} ] _{i}}{[ C u ^{2 +} ] _{i}} = \frac{1 , 0 \times 1 0 ^{- 1}}{1 , 0 \times 1 0 ^{- 2}} = 10$ .

Conclusion : $Q_{r, i} = 10 ≪ K \approx 5 \times 1 0^{36}$ , le système évolue spontanément dans le sens direct : le zinc est oxydé (anode, pôle $-$ ) et les ions cuivre (II) sont réduits (cathode, pôle $+$ ), ce qui correspond bien au fonctionnement observé de la pile Daniell en générateur.

Exemple résolu 2 : Réaction entre les ions fer (III) et étain (II)

On mélange une solution contenant des ions $F e^{3 +}$ (couple $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ , $E_{1}^{\circ} = 0, 77 V$ , $n_{1} = 1$ ) et une solution contenant des ions $S n^{2 +}$ (couple $S n^{4 +} / S n^{2 +}$ , $E_{2}^{\circ} = 0, 15 V$ , $n_{2} = 2$ ), avec $[F e^{3 +}]_{i} = 0, 10 mol.L^{- 1}$ , $[S n^{2 +}]_{i} = 0, 10 mol.L^{- 1}$ , $[F e^{2 +}]_{i} = [S n^{4 +}]_{i} = 1, 0 \times 1 0^{- 2} mol.L^{- 1}$ .

Équation bilan : $2 F e^{3 +} (a q) + S n^{2 +} (a q) ⇌ 2 F e^{2 +} (a q) + S n^{4 +} (a q)$ , avec $n = ppcm (1, 2) = 2$ .

Constante d'équilibre : $lo g K = \frac{2 ( 0 , 77 - 0 , 15 )}{0 , 06} = \frac{1 , 24}{0 , 06} \approx 20, 7$ , soit $K \approx 5 \times 1 0^{20}$ .

Quotient initial : $Q_{r, i} = \frac{[ F e ^{2 +} ] _{i}^{2} [ S n ^{4 +} ] _{i}}{[ F e ^{3 +} ] _{i}^{2} [ S n ^{2 +} ] _{i}} = \frac{( 1 , 0 \times 1 0 ^{- 2} ) ^{2} \times 1 , 0 \times 1 0 ^{- 2}}{( 0 , 10 ) ^{2} \times 0 , 10} = \frac{1 , 0 \times 1 0 ^{- 6}}{1 , 0 \times 1 0 ^{- 3}} = 1, 0 \times 1 0^{- 3}$ .

Conclusion : $Q_{r, i} = 1, 0 \times 1 0^{- 3} ≪ K \approx 5 \times 1 0^{20}$ , le système évolue spontanément dans le sens direct : les ions $F e^{3 +}$ oxydent les ions $S n^{2 +}$ , formant $F e^{2 +}$ et $S n^{4 +}$ .

🔑 Formules clés à retenir

الصيغ الأساسية

$O x + n e^{-} ⇌ R e d$ — نصف المعادلة الإلكترونية لمزدوجة مؤكسد/مختزل ؛ $n$ = عدد الإلكترونات المتبادلة.
$E = E^{\circ} + \frac{0 , 06}{n} lo g \frac{[ O x ]}{[ R e d ]}$ — علاقة نرنست عند 25 °C لمزدوجة بسيطة.
التصنيف الكهركيميائي : كلما كانت $E^{\circ}$ أكبر، كان $O x$ مؤكسدا أقوى وكان $R e d$ (المقترن) مختزلا أضعف.
$n_{2} O x_{1} + n_{1} R e d_{2} ⇌ n_{2} R e d_{1} + n_{1} O x_{2}$ — معادلة الحصيلة (في المنحى المباشر) التي تجمع مزدوجتين $O x_{1} / R e d_{1}$ ( $n_{1}$ e $^{-}$ ) و $O x_{2} / R e d_{2}$ ( $n_{2}$ e $^{-}$ ).
$Q_{r} = \frac{[ R e d _{1} ] ^{n_{2}} [ O x _{2} ] ^{n_{1}}}{[ O x _{1} ] ^{n_{2}} [ R e d _{2} ] ^{n_{1}}}$ — خارج التفاعل (الأنواع المذابة فقط، مع استبعاد الأجسام الصلبة والمذيب).
$Q_{r, e q} = K$ — ثابتة التوازن هي قيمة خارج التفاعل عند التوازن.
$lo g K = \frac{n ( E _{1}^{\circ} - E _{2}^{\circ} )}{0 , 06}$ — العلاقة بين $K$ والجهود المعيارية، عند 25 °C، مع $n = ppcm (n_{1}, n_{2})$ .
معيار التطور التلقائي : $Q_{r, i} < K$ ← المنحى المباشر ؛ $Q_{r, i} > K$ ← المنحى غير المباشر ؛ $Q_{r, i} = K$ ← بلوغ التوازن.
$K ≫ 1$ (عادة $K > 1 0^{4}$ ) : يكون التفاعل، في المنحى المباشر، شبه كلي عند التوازن — وهو ما يفيد في المعايرة.
$K ≪ 1$ (عادة $K < 1 0^{- 4}$ ) : يكون التفاعل، في المنحى المباشر، محدودا جدا ؛ والمنحى غير المباشر هو المفضل.
في عمود يشتغل تلقائيا : تأكسد عند الأنود (القطب $-$ )، واختزال عند الكاتود (القطب $+$ )، مع انتقال الإلكترونات من القطب $-$ نحو القطب $+$ في الدارة الخارجية.
$0, 06 V$ عند 25 °C : القيمة التقريبية لـ $\frac{R T ln 10}{F}$ ( $R$ = ثابتة الغازات الكاملة، $F$ = ثابتة فاراداي).

⚠️

Astuces & Pièges à éviter

Les erreurs classiques — à lire avant les exercices !

الأخطاء الشائعة الواجب تفاديها

الخلط بين $Q_{r}$ و $K$ : تحسب $Q_{r}$ بالتراكيز عند لحظة معينة (بدئية غالبا، $Q_{r, i}$ )، بينما $K$ ثابتة خاصة بالمعادلة وبدرجة الحرارة، ولا تبلغ إلا عند التوازن.
نسيان الأسس التناسبية في $Q_{r}$ : يجب رفع كل تركيز إلى قوة معامل النوع في معادلة الحصيلة (مثلا $[F e^{3 +}]^{2}$ إذا كان المعامل 2)، وإلا فسدت المقارنة بـ $K$ كليا.
إدراج الأجسام الصلبة أو المذيب خطأ في $Q_{r}$ : المعادن في الحالة الصلبة (الإلكترودات) والماء (المذيب) لا تظهر في تعبير خارج التفاعل.
الخطأ في منحى معادلة الحصيلة : يجب تحديد المزدوجة 1 (التي يتفاعل مؤكسدها) والمزدوجة 2 (التي يتفاعل مختزلها) بوضوح قبل كتابة $Q_{r}$ وتطبيق صيغة $K$ ، وإلا حصلنا على مقلوب النتيجة المنتظرة.
الخلط بين $n_{1}$ و $n_{2}$ (إلكترونات كل نصف معادلة) و $n$ (الإلكترونات المتبادلة في معادلة الحصيلة) : $n$ هو عموما المضاعف المشترك الأصغر لـ $n_{1}$ و $n_{2}$ ، لا مجموعهما ولا جداءهما بالضرورة.
الاعتقاد بأن $Q_{r, i} < K$ تعني تفاعلا فوريا : المعيار الترمودينامي يتوقع منحى التطور التلقائي، لكنه لا يخبر بالسرعة ولا بالمدة اللازمة لبلوغ التوازن.

🧭

Méthodes types

Pour chaque type de question : la démarche à suivre, étape par étape.

الطريقة 1 : تحديد منحى التطور التلقائي لمجموعة أكسدة-اختزال

الخطوة 1. تحديد المزدوجتين $O x_{1} / R e d_{1}$ و $O x_{2} / R e d_{2}$ الموجودتين وجهديهما المعياريين $E_{1}^{\circ}$ و $E_{2}^{\circ}$ وكذا عددي الإلكترونات $n_{1}$ و $n_{2}$ المتبادلة في كل مزدوجة.

الخطوة 2. كتابة معادلة حصيلة التفاعل في منحى مختار (المنحى المباشر)، بأصغر معاملات تناسبية صحيحة، واستنتاج $n$ ، وهو عدد الإلكترونات المتبادلة في هذه المعادلة.

الخطوة 3. حساب ثابتة التوازن $K$ بواسطة $lo g K = \frac{n ( E _{1}^{\circ} - E _{2}^{\circ} )}{0 , 06}$ .

الخطوة 4. حساب خارج التفاعل البدئي $Q_{r, i}$ انطلاقا من التراكيز البدئية للأنواع المذابة (مع استبعاد الأجسام الصلبة والمذيب).

الخطوة 5. مقارنة $Q_{r, i}$ بـ $K$ والاستنتاج : المنحى المباشر إذا كان $Q_{r, i} < K$ ، والمنحى غير المباشر إذا كان $Q_{r, i} > K$ ، وحالة توازن إذا كان $Q_{r, i} = K$ .

الطريقة 2 : حساب ثابتة التوازن $K$ لتفاعل أكسدة-اختزال انطلاقا من الجهود المعيارية

الخطوة 1. كتابة نصفي المعادلتين الإلكترونيتين واستخراج $E_{1}^{\circ}$ و $n_{1}$ و $E_{2}^{\circ}$ و $n_{2}$ من التصنيف الكهركيميائي.

الخطوة 2. الجمع بين نصفي المعادلتين (بضرب كل واحدة في معامل ملائم) لحذف الإلكترونات والحصول على معادلة الحصيلة الأبسط ما أمكن.

الخطوة 3. تحديد $n$ ، وهو عدد الإلكترونات المتبادلة في هذه المعادلة (وهو في الغالب $n = ppcm (n_{1}, n_{2})$ ).

الخطوة 4. تطبيق $lo g K = \frac{n ( E _{1}^{\circ} - E _{2}^{\circ} )}{0 , 06}$ ثم حساب $K = 1 0^{l o g K}$ .

الطريقة 3 : توقع الاشتغال التلقائي لعمود

الخطوة 1. تحديد مزدوجتي نصفي العمودين وجهديهما المعياريين ؛ فالمزدوجة ذات $E^{\circ}$ الأعلى تقدم مبدئيا المؤكسد الذي سيختزل.

الخطوة 2. كتابة معادلة حصيلة التفاعل المرتبط باشتغال العمود، في المنحى الذي يتفاعل فيه مؤكسد المزدوجة ذات $E^{\circ}$ الأكبر مع مختزل المزدوجة الأخرى.

الخطوة 3. حساب $K$ (الطريقة 2)، ثم $Q_{r, i}$ بالتراكيز البدئية للأيونات في نصفي العمودين.

الخطوة 4. التحقق من أن $Q_{r, i} < K$ : فالتفاعل يتطور فعلا في المنحى المباشر المتوقع، وهو ما يؤكد القطبية المنتظرة (اختزال عند الكاتود $+$ ، وتأكسد عند الأنود $-$ ).

Évolution spontanée d'un système chimique — Fiche d'exercices

1ère Année Collège — Atlasmaths.ma | Écris tes réponses dans les espaces prévus

Exercices interactifs

10 exercices • Lis l'énoncé, écris ta réponse, puis vérifie la correction

Ma progression 0 / 10 corrigés

Exercices Faciles

3 exercices

Réaction entre les ions argent et le cuivre métallique

Facile

Énoncé

On plonge un fil de cuivre dans une solution de nitrate d'argent contenant des ions

A g^{+}

. On donne les couples

A g^{+} / A g

(

E_{1}^{\circ} = 0, 80 V

n_{1} = 1

) et

C u^{2 +} / C u

(

E_{2}^{\circ} = 0, 34 V

n_{2} = 2

). Les concentrations initiales sont

[A g^{+}]_{i} = 5, 0 \times 1 0^{- 2} mol.L^{- 1}

[C u^{2 +}]_{i} = 0, 20 mol.L^{- 1}

. 1) Écrire l'équation bilan de la réaction (sens direct) entre

A g^{+}

C u

. 2) Déterminer

n

, le nombre d'électrons échangés dans cette équation. 3) Calculer la constante d'équilibre

K

associée. 4) Calculer le quotient de réaction initial

Q_{r, i}

. 5) En comparant

Q_{r, i}

K

, prévoir le sens d'évolution spontanée du système et conclure sur ce qui est observé expérimentalement.

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Prévoir le sens d'évolution à partir de Qr,i et K

Facile

Énoncé

On considère la réaction $A (a q) + B (a q) ⇌ C (a q) + D (a q)$ , de constante d'équilibre $K = 10$ . On prépare un système initial où $[A]_{i} = 1, 0$ , $[B]_{i} = 1, 0$ , $[C]_{i} = 0, 50$ et $[D]_{i} = 0, 50$ (mol/L).

1. Calculer le quotient de réaction initial $Q_{r, i}$ de ce système.

2. Comparer $Q_{r, i}$ à $K$ .

3. En déduire le sens spontané d'évolution du système (sens direct ou sens inverse).

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Le critère d'évolution

Facile

Énoncé

On dispose d'un système chimique dont on connaît la constante d'équilibre

K

et le quotient de réaction initial

Q_{r, i}

. 1) Que représente le quotient de réaction initial ? 2) Dans quel sens évolue le système si

Q_{r, i}

est inférieur à

K

? 3) Dans quel sens évolue-t-il si

Q_{r, i}

est supérieur à

K

? 4) Que se passe-t-il si

Q_{r, i}

est égal à

K

Ma réponse

Prof Hicham

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Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Exercices Intermédiaires

4 exercices

Ce qui n'entre pas dans le quotient

Intermédiaire

Énoncé

On considère la réaction

Fe_{(s)} + Cu_{(a q)}^{2 +} ⇌ Fe_{(a q)}^{2 +} + Cu_{(s)}

et l'équilibre

A_{(a q)} ⇌ B_{(a q)} + C_{(a q)}

. 1) Écrire le quotient de réaction du premier système et justifier le traitement des solides. 2) La quantité de fer métallique introduite influence-t-elle le sens d'évolution ? Et la durée de fonctionnement ? 3) Écrire le quotient du second système. 4) On double le volume du second système, les quantités de matière restant inchangées. Comment le quotient est-il affecté, et dans quel sens le système évolue-t-il ? 5) Le critère d'évolution renseigne-t-il sur la durée de l'évolution ?

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Calculer un quotient et conclure

Intermédiaire

Énoncé

Pour la réaction

A + B ⇌ C + D

, de constante

K = 4, 0

, on prépare deux systèmes. Le premier contient

[A]_{i} = [B]_{i} = 0, 40 mol \cdot L^{- 1}

[C]_{i} = [D]_{i} = 0, 20 mol \cdot L^{- 1}

. Le second contient

[A]_{i} = [B]_{i} = 0, 10

[C]_{i} = [D]_{i} = 0, 40 mol \cdot L^{- 1}

. 1) Calculer le quotient de réaction initial du premier système et conclure sur son sens d'évolution. 2) Faire de même pour le second système. 3) On prépare un troisième système ne contenant que des réactifs. Que vaut son quotient initial, et dans quel sens évolue-t-il ? 4) On prépare un quatrième système ne contenant que des produits. Mêmes questions. 5) Dans lequel de ces quatre cas peut-on conclure sans connaître la valeur de

K

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Correction détaillée

Sens d'évolution après ajout d'un réactif

Intermédiaire

Énoncé

Un système chimique $A (a q) + B (a q) ⇌ C (a q) + D (a q)$ , de constante d'équilibre $K = 2, 0$ , est initialement à l'équilibre avec $[A]_{e q} = 0, 40$ , $[B]_{e q} = 0, 50$ , $[C]_{e q} = 0, 40$ , $[D]_{e q} = 0, 50$ (mol/L, on vérifie que $Q_{r, e q} = \frac{0 , 40 \times 0 , 50}{0 , 40 \times 0 , 50} = 1$ ... on prendra ces valeurs comme point de départ, pas nécessairement à l'équilibre initial).

1. Calculer le quotient de réaction $Q_{r}$ pour cette composition initiale, et vérifier qu'elle n'est pas à l'équilibre (comparer à $K = 2, 0$ ).

2. On ajoute, sans changer le volume, une quantité supplémentaire de réactif A, ce qui fait passer $[A]$ à $0, 80 mol \cdot L^{- 1}$ (les autres concentrations restant inchangées juste après l'ajout, avant toute évolution). Calculer le nouveau quotient de réaction $Q_{r}^{'}$ juste après cet ajout.

3. Comparer $Q_{r}^{'}$ à $K$ et en déduire le sens d'évolution du système suite à cet ajout.

4. Cet ajout de réactif A a-t-il rapproché ou éloigné le système de son état d'équilibre par rapport à la situation de la question 1 ? Commenter.

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Oxydation des ions iodure par les ions fer (III)

Intermédiaire

Énoncé

On mélange une solution de chlorure de fer (III) et une solution d'iodure de potassium. On donne les couples

F e^{3 +} / F e^{2 +}

(

E_{1}^{\circ} = 0, 77 V

n_{1} = 1

) et

I_{2} / I^{-}

(

E_{2}^{\circ} = 0, 54 V

n_{2} = 2

). Les concentrations initiales dans le mélange sont

[F e^{3 +}]_{i} = 2, 0 \times 1 0^{- 2} mol.L^{- 1}

[I^{-}]_{i} = 0, 10 mol.L^{- 1}

[F e^{2 +}]_{i} = 1, 0 \times 1 0^{- 3} mol.L^{- 1}

[I_{2}]_{i} = 1, 0 \times 1 0^{- 3} mol.L^{- 1}

. 1) Écrire les deux demi-équations électroniques puis l'équation bilan de la réaction (sens direct) entre

F e^{3 +}

I^{-}

. 2) Calculer la constante d'équilibre

K

de cette réaction. 3) Calculer le quotient de réaction initial

Q_{r, i}

. 4) Prévoir le sens d'évolution spontanée du système et interpréter le résultat.

Ma réponse

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Correction détaillée

Exercices Difficiles

3 exercices

Titrage des ions fer (II) par les ions permanganate

Difficile

Énoncé

Le titrage des ions

F e^{2 +}

par les ions permanganate

M n O_{4}^{-}

en milieu acide est une réaction utilisée en dosage. On donne les couples

M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}

(

E_{1}^{\circ} = 1, 51 V

n_{1} = 5

) et

F e^{3 +} / F e^{2 +}

(

E_{2}^{\circ} = 0, 77 V

n_{2} = 1

). 1) Écrire les deux demi-équations électroniques (celle de

M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}

fait intervenir les ions

H^{+}

et l'eau) puis l'équation bilan de la réaction entre

M n O_{4}^{-}

F e^{2 +}

en milieu acide. 2) Déterminer

n

et calculer la constante d'équilibre

K

de cette réaction. 3) En début de titrage, un mélange présente les concentrations

[M n O_{4}^{-}]_{i} = 1, 0 \times 1 0^{- 3} mol.L^{- 1}

[F e^{2 +}]_{i} = 0, 10 mol.L^{- 1}

[H^{+}]_{i} = 1, 0 mol.L^{- 1}

(milieu acide en large excès, concentration supposée constante) et

[M n^{2 +}]_{i} = [F e^{3 +}]_{i} = 1, 0 \times 1 0^{- 5} mol.L^{- 1}

(traces initiales). Calculer

Q_{r, i}

. 4) Comparer

Q_{r, i}

K

, conclure sur le sens d'évolution et expliquer pourquoi cette réaction est adaptée à un titrage.

Ma réponse

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Correction détaillée

Détermination du sens d'évolution pour une estérification en cours

Difficile

Énoncé

On suit la réaction d'estérification $C H_{3} C O O H + C_{2} H_{5} O H ⇌ C H_{3} C O O C_{2} H_{5} + H_{2} O$ , de constante d'équilibre $K = 4, 0$ , à volume constant $V$ . On part d'un mélange initial de $n_{0} (C H_{3} C O O H) = 2, 0 mol$ et $n_{0} (C_{2} H_{5} O H) = 1, 0 mol$ , sans ester ni eau ajoutée initialement (l'eau formée par la réaction elle-même est prise en compte).

1. Construire le tableau d'avancement en fonction de $x$ , en notant que les deux réactifs ne sont pas en proportions stœchiométriques égales.

2. Écrire l'expression de $Q_{r}$ en fonction de $x$ et $V$ à un instant quelconque (le volume ne se simplifie plus ici puisque le nombre d'espèces au numérateur, 2, est égal à celui du dénominateur, 2 — en réalité il se simplifie quand même, vérifier ce point avant de conclure).

3. On mesure, à un instant donné de la réaction (avant l'équilibre), $n (C H_{3} C O O C_{2} H_{5}) = 0, 60 mol$ . En déduire les quantités de matière des trois autres espèces à cet instant, puis calculer $Q_{r}$ à cet instant.

4. Comparer ce $Q_{r}$ à $K = 4, 0$ et en déduire le sens d'évolution du système à cet instant précis.

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Du critère d'évolution à la polarité d'une pile

Difficile

Énoncé

On réalise une pile en associant les couples

Zn^{2 +} / Zn

Cu^{2 +} / Cu

. L'équation, écrite dans un sens arbitraire, est

Zn + Cu^{2 +} ⇌ Zn^{2 +} + Cu,

de constante

K = 1, 0 \times 1 0^{37}

. Les concentrations initiales valent

[Zn^{2 +}]_{i} = 1, 0 \times 1 0^{- 2}

[Cu^{2 +}]_{i} = 0, 10 mol \cdot L^{- 1}

. 1) Calculer le quotient de réaction initial. 2) En déduire le sens d'évolution spontanée. 3) Quelle électrode s'oxyde, et quelle est donc la polarité de la pile ? 4) Écrire le schéma conventionnel de la pile. 5) Que se passerait-il si l'on imposait le sens inverse à l'aide d'un générateur extérieur ?

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Évolution spontanée d'un système chimique

Évolution spontanée d'un système chimique — Résumé de cours

Cours complet

Contenu du cours

1. Rappel : réaction d'oxydoréduction et couples redox

2. Potentiel standard d'oxydoréduction et classification électrochimique

3. Comparaison du pouvoir oxydant et du pouvoir réducteur

4. Quotient de réaction Qr​ d'un système redox

5. Constante d'équilibre K associée à l'équation

6. Relation entre K et les potentiels standards des couples

7. Critère d'évolution spontanée d'un système chimique

8. Application : prévision du sens d'évolution et fonctionnement d'une pile

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Critère d'évolution appliqué à une pile Zinc-Cuivre

Exemple résolu 2 : Réaction entre les ions fer (III) et étain (II)

🔑 Formules clés à retenir

الصيغ الأساسية

Astuces & Pièges à éviter

الأخطاء الشائعة الواجب تفاديها

Méthodes types

الطريقة 1 : تحديد منحى التطور التلقائي لمجموعة أكسدة-اختزال

الطريقة 2 : حساب ثابتة التوازن K لتفاعل أكسدة-اختزال انطلاقا من الجهود المعيارية

الطريقة 3 : توقع الاشتغال التلقائي لعمود

Évolution spontanée d'un système chimique — Fiche d'exercices

Exercices interactifs

Exercices Faciles

Réaction entre les ions argent et le cuivre métallique

Prévoir le sens d'évolution à partir de Qr,i et K

Le critère d'évolution

Exercices Intermédiaires

Ce qui n'entre pas dans le quotient

Calculer un quotient et conclure

Sens d'évolution après ajout d'un réactif

Oxydation des ions iodure par les ions fer (III)

Exercices Difficiles

Titrage des ions fer (II) par les ions permanganate

Détermination du sens d'évolution pour une estérification en cours

Du critère d'évolution à la polarité d'une pile

Exercices supplémentaires

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Continue ton chapitre là où tu l'as laissé

أسئلة شائعة

لمزيد من المراجعة

4. Quotient de réaction $Q_{r}$ d'un système redox

5. Constante d'équilibre $K$ associée à l'équation

6. Relation entre $K$ et les potentiels standards des couples

الطريقة 2 : حساب ثابتة التوازن $K$ لتفاعل أكسدة-اختزال انطلاقا من الجهود المعيارية