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OBSERVER, COULEURS ET IMAGES

Chapitre 6 :

Solutions colorées

et réactions chimiques

Solutions colorées - 1ère S - coursdesciences.free.fr – Jérémy Tellier

1ère S / PHYSIQUE-CHIMIE

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I. Grandeurs physiques

Quelques notions utiles :

• L’espèce chimique que l’on dissout dans un liquide est appelé soluté. Le liquide

utilisé est appelé solvant. Au final on obtient une solution (si le solvant est l’eau,

c’est une solution aqueuse).

• Masse volumique μ = m / V

avec μ en grammes par litre (g.L-1), V en litres (L) et m en grammes (g).

• Densité : la densité d’un liquide (par rapport à l’eau) est le rapport entre la masse

d’un volume V de ce liquide sur la masse du même volume V d’eau. On peut

donc la calculer à l’aide des masses volumiques : d = μ / μeau ; d n’a pas d’unité.

• Solubilité : correspond à la masse de solide que l’on peut dissoudre dans un

volume V de liquide (ensuite la solution est saturée, le solide ne se dissout plus) :

s = mmax /V avec s en g.L-1, mmax en g et V en L.



I. Grandeurs physiques

Quelques notions utiles :

• Deux liquides sont dit miscibles si on peut les mélanger quelles que soient les

proportions : ils forment une seule phase liquide homogène.

• Concentration massique :

Cm = m / V avec Cm en g.L-1, m en g et V en L

C’est le rapport de la masse de solide introduite sur le volume de la solution.

• Concentration molaire :

C = n / V avec C en mol.L-1, n en mol et V en L

C’est le rapport de la quantité de matière sur le volume de la solution.

• Quantité de matière :

n = m / M avec n en mol, m la masse en g et M la masse molaire moléculaire

(voir tableau périodique) en g.mol-1.



II. Absorbance et loi de Beer-Lambert

Introduction :

Plus une solution colorée est concentrée, plus sa couleur sera intense. Exemple avec

des solutions de permanganate de potassium :

(A gauche, la solution la plus concentrée)

Une échelle de teinte est un ensemble de solutions de la même espèce chimique

colorée mais avec différentes concentrations. Ainsi on obtient différentes couleurs

dans des tubes à essais que l’on place dans l’ordre de leur concentration, puis on

peut comparer la couleur d’une solution de concentration inconnue afin d’estimer sa

concentration.

L’échelle de teinte est obtenue par dilution successives d’une solution mère colorée.




Absorbance :

Une solution colorée va se comporter vis-à-vis de la lumière comme un filtre (voir

chapitres précédents) : ainsi certaines radiations lumineuses vont être absorbées.

Une solution colorée absorbe les radiations correspondant aux couleurs

complémentaires de sa couleur, voir étoile des couleurs :

Une solution de permanganate est violette,

donc elle absorbe le vert.




L’absorbance est une grandeur sans unité qui permet e mesurer la capacité d’un

liquide à absorber une radiation lumineuse de longueur d’onde λ définie.

On la mesure à l’aide d’un spectrophotomètre. L’absorbance d’une solution dépend

principalement :

- de sa concentration ;

- de la longueur d’onde λ.

Plus la quantité de lumière absorbée est grande plus l’absorbance est élevée.

Lumière incidente de

longueur d’onde λ Solution colorée

Lumière transmise




Les mesures d’absorbances permettent de réaliser des spectres d’absorption des solutions colorées : ce

sont des graphiques représentant l’absorbance en fonction de la longueur d’onde de la lumière incidente.

Loi de Beer-Lambert

L’absorbance et la concentration d’une solution sont liées par la relation :

A = ε x l x C

avec A l’absorbance de la solution (sans unité), l la distance parcourue par la lumière dans la solution (en

cm, en général on utilise des cuves de 1 cm de côté afin de faciliter le calcul), ε le coefficient

d’extinction molaire (en L.mol-1.cm-1) et C la concentration en mol.L-1.

L’absorbance est donc proportionnelle à la concentration (car ε x l constante pour une

longueur d’onde donnée) donc A = k x C.

Rq. : la loi de Beer-Lambert est valable uniquement pour de faibles concentrations (< 0,01mol.L-1).

On devra donc dans la plupart des cas réaliser des dilutions.




Dosage d’une solution par étalonnage

En mesurant pour une longueur d’onde donnée (celle où l’on sait qu’on aura une

absorbance maximale) l’absorbance de différentes solutions de concentrations

connues, on peut obtenir une courbe d’étalonnage A = f(C). C’est une droite passant

par l’origine car absorbance et la concentration sont proportionnelles.




Puis on mesure l’absorbance de la solution de concentration inconnue et on la

reporte sur le graphique afin de lire la concentration.

Exemple avec la droite d’étalonnage précédente : quelle serait la concentration

d’une solution ayant une absorbance de 0,34 ?

On lit graphiquement une

concentration de 0,0005 mol.L-1.

Attention toutefois de se rapporter à

la concentration de la solution mère

si on avait procédé à des dilutions.



III. Réaction chimique

Définitions

• Système chimique : c’est l’ensemble des espèces chimiques contenues dans un

liquide ou un gaz.

• La transformation chimique : passage d’un état initial à un état final, évolution

du système, on a disparition de tout ou partie des espèces initialement présentes

appelées réactifs et apparition de nouvelles espèces appelées produits.

• La réaction chimique modélise la transformation. Pour la représenter, on utilise

une équation-bilan :

α A + β B γ C + δ D

A et B réactifs, C et D produits, α, β, γ, δ coefficients stœchiométriques (nombres entiers)

Les réactifs et produits sont représentés avec leurs formule (exemple H2O, CH4)

ainsi qu’avec leurs états (solide, liquide, gaz ou en solution aqueuse).




Ecrire et équilibrer une équation chimique

Nous avons vu dans la partie précédente qu’il y avait devant les différentes espèces

des coefficients stœchiométriques. Ceux-ci permettent d’indiquer que α moles de A

vont réagir avec β moles de B pour former γ moles de C et δ moles de D.

Equilibrer une réaction chimique signifie indiquer les coefficients stœchiométriques

permettant de respecter les lois de conservation :

- conservation des éléments chimiques (s’il y a 3 éléments carbone dans les

réactifs, on retrouvera 3 éléments carbone dans les produits) ;

- conservation des charges électriques.

Lors d’une expérience, certaines espèces peuvent être présentes mais ne pas

intervenir dans la réaction chimique, ce sont des espèces spectatrices que l’on

indique pas dans l’équation bilan.




Exemples d’équation bilan

Combustion du carbone :

C + O2 CO2 (combustion complète) 2C + O2 2CO (combustion incomplète)

Remarque : dans les équations ci-dessus ne sont pas précisés les états des différentes espèces.

Fe3+(aq) + HO-

(aq) Fe(OH)3(s)

Pour les états : (s) solide ; (l) liquide ; (g) gaz ; (aq) solution aqueuse.

3Ag+ + PO43-Ag3PO4

On trouve 3 Ag à gauche de la flèche, 3 Ag à droite, 1 P à gauche, 1 P à droite, 4 O à gauche, 4 O à

droite. Et 3 charges + et 3 charges - à gauche soit 0 charge au total et 0 charge à droite.



IV. Avancement et réactif limitant

Afin de décrire l’évolution d’un système les chimistes ont créée une grandeur

appelée avancement, noté x (en moles), qui permet de suivre l’évolution des

quantités de matière des réactifs et des produits.

A l’état initial x = 0 et à l’état final x atteint sa valeur maximale qu’on note xmax.

Afin de suivre au mieux l’évolution d’un système chimique on utilise un tableau

d’avancement :

Dans le tableau d’avancement sont indiquées les quantités de matières en moles.

α A + β B γ C + δ D

Etat initial x = 0 n(A)i n(B)i 0 0

Etat intermédiaire x n(A)i – α x n(B)i – β x x x

Etat final x = xmax n(A)i - α xmax n(B)i – β xmax xmax xmax



IV. Avancement et réactif limitant

Comment déterminer le réactif limitant ?

Comme son nom l’indique, le réactif limitant est celui qui « limite » la réaction,

c’est-à-dire celui qui ne sera plus disponible comme réactif en premier.

Si le réactif A est limitant alors n(A)i – α xmax = 0 soit xmax = n(A)i / α

Si le réactif B est limitant alors n(B)i – β xmax = 0 soit xmax = n(A)i / β

Finalement xmax = minimum (𝑛 𝐴 𝑖

α; 𝑛 𝐵 𝑖

β)



Exercice de synthèse

On fait réagir 0,5 mole de zinc solide avec 0,7 mole d’ions Ag+. Cette réaction

forme des ions Zn2+ et de l’argent solide.

1. Ecrire l’équation bilan de la réaction

2. Faire un tableau d’avancement

3. Déterminer le réactif limitant

4. Compléter le tableau d’avancement



Corrigé de l’exercice

1. Zn(s) + 2 Ag+(aq) Zn2+

(aq) + 2 Ag(s)

- Les réactifs sont à gauche (espèces présentes au début de la réaction)

- Les produits sont à droite (espèces formées au cours de la réaction)

- Une flèche entre produits et réactifs symbolise la transformation

- On indique en indice à côté de chaque espèces l’état physique dans lequel il se trouve (aq, s, l, g)

- On équilibre la réaction : on trouve bien 1 élément zinc à gauche / 1 élément zinc à droite | 2

éléments Ag à gauche / 2 éléments Ag à droite | 2 charges + à gauche / 2 charges + à droite

- Rappel : quand le coefficient stœchiométrique est 1 on ne l’indique pas.




Zn(s) + 2 Ag+(aq) Zn2+

(aq) + 2 Ag(s)

Etat initial x = 0 0,5 0,7 0 0

Etat intermédiaire x 0,5 - x 0,7 – 2x x 2x

Etat final x = xmax 0,5 - xmax 0,7 – 2xmax xmax 2xmax

2.




Zn(s) + 2 Ag+(aq) Zn2+

(aq) + 2 Ag(s)

Etat initial x = 0 0,5 0,7 0 0

E.I. x 0,5 - x 0,7 – 2x x 2x

Etat final x = xmax

0,5 – xmax = 0,5 – 0,35 =

0,15

0,7 – 2xmax = 0,7 – 2x0,35 =

0

xmax =

0,35

2xmax =

0,70

3. Pour déterminer le réactif limitant :

Si Zn est le réactif limitant : 0,5 – xmax = 0 soit xmax = 0,5 mol

Si Ag+ est le réactif limitant : 0,7 – 2xmax = 0 soit 2xmax = 0,7 et xmax = 0,35 mol

On prend le minimum des 2 donc xmax = 0,35 et les ions Ag+ sont le réactif limitant.

4. Connaissant xmax, on peut maintenant reprendre le tableau d’avancement.

Soutien scolaire Besançon Solutions colorées - 1ère S - coursdesciences.free.fr – Jérémy Tellier

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