A partir des couples oxydant/réducteur Cu²⁺/Cu et Ag⁺/Ag on peut envisager deux transformations dont les réactions peuvent être schématisées par les équations suivantes :  

Cu+ 2Ag⁺= 2Ag+ Cu²⁺ (1) ; Cu²⁺+ 2Ag= 2Ag⁺+ Cu (2)

Les constantes d'équilibres de ces réactions sont K₁ = 2,1 10¹⁵ et K₂ = 4,8 10^-16.

A / transformation chimique spontanée par transfert direct d'électrons :

Un élève réalise l'expérience dont le protocole est donné ci-dessous :
- Verser dans un bécher un volume V₁ = 50 mL de solution de sufate de cuivre (II) de concentration molaire c₁ = 1 mol/L et un volume V₂ = 50 mL d'une solution aqueuse de nitrate d'argent de concentration molaire c₂ = 0,5 mol/L. La solution de sulfate de cuivre est bleue, celle de nitrate d'argent incolore.

- Plonger un fil d'argent et ajouter 3 g de poudre de cuivre de couleur rouge. Agiter et filtrer la solution obtenue ; observer sa couleur.
L'élève note dans son compte rendu " on observe un dépôt gris et une intensification de la coloration bleue".

1. Parmi les deux réactions possibles quelle est celle associée à la transformation chimique du système.
2. Rappeler le critère d'évolution spontanée.
3. Calculer le quotient de réaction initial puis, en appliquant ce critère, montrer que le sens d'évolution prévu est compatible avec les observations de l'élève.

B / Constitution et fonctionnement de la pile cuivre argent en circuit fermé :

On dispose : d'un fil de cuivre, d'un fil d'argent, d'une solution de sulfate de cuivre (II) de volume V₁ = 50 mL et de concentration molaire c₁ = 1 mol/L, d'une solution de nitrate d'argent de volume V₂ = 50 mL et de concentration molaire c₂ = 1 mol/L, d'un papier imbibé de nitrate de potassium pouvant constituer un pont salin.

1. Faire un schéma de la pile.
2. On observe dans le circuit extérieur le passage d'un courant électrique de l'électrode d'argent vers l'électrode de cuivre.
   - Préciser les ens de circulation des électrons sur le schéma précédent et la polarité des électrodes.
   - Ecrire les équations des réactions modélisant les transformations ayant lieu à chaque électrode.
   - Ecrire l'équation de la réaction associée à la transformation ayant lieu dans la pile.
   - La pile cuivre argent en fonctionnement est-elle un système dans l'état d'équilibre ou hors équilibre. Justifier en utilisant le critère d'évolution spontanée.

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. .

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corrigé

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Cu+ 2Ag⁺= 2Ag+ Cu²⁺ .

On peut prévoir le sens d'évolution spontanée d'un système en comparant le quotient de réaction Q_r et la constante d'équilibre K de la réaction envisagée :

Q_r =K, le système est en équilibre.

Q_r <K, le système évolue dans le sens direct.

Q_r >K, le système évolue dans le sens inverse

Q_r,i = [Cu²⁺]_i / [Ag⁺]_i² =½C₁ / (½C₂)² = 0,5/0,25² = 8.

K₁ = 2,1 10¹⁵ ; Q_r,i <K₁ , évolution dans le sens direct, gauche vers la droite.

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Cu--> Cu²⁺ + 2e^- oxydation ( anode)

Ag⁺ + e^---> Ag réduction à la cathode

Cu+ 2Ag⁺= 2Ag+ Cu²⁺ .

Q_r,i = [Cu²⁺]_i / [Ag⁺]_i² = C₁ / C₂² = 1.

K₁ = 2,1 10¹⁵ ; Q_r,i <K₁ , évolution dans le sens direct, gauche vers la droite.

[Cu²⁺] augmente au cours du temps ; [Ag⁺] diminue ; Q_raumente et se rapproche de K

La pile est un système hors équilibre.

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Deux étudiants préparent 8 ampoules identiques. Ils introduisent dans chaque ampoule 0,1 mol d'éthanol et 0,1 mol d'acide éthanoïque. Les ampoules sont fermées hermétiquement et placées dans une étuve à température constante ( 100°C) à une date initiale ( t=0).
A une date t donnée, ils sortent une ampoule de l'enceinte, la refroidissent rapidement et effectuent un dosage de l'acide éthanoïque restant avec une solution titrée d'hydroxyde de sodium en présence de phénolphtaléine.

durée (heure)	4	5	9	15	32	60	83	150
acide restant (mmol)	74	69	59	53	44	31	39	35

Dans les questions qui suivent, on appelle n0 la quantité d’acide éthanoïque et la quantité

1. Ecrire l'équation de la réaction associée à l'estérification qui se produit dans chaque ampoule. Nommer l'ester formé.
2. Pourquoi refroidit-on les ampoules avant dosage.
3. A l'aide d'un tableau d'avancement de la réaction qui a lieu dans chaque ampoule:
   - Déterminer l'avancement maximal x_m.
   - Calculer l'avancement final x_f dans chaque ampoule.
4. définir le taux d'avancement final t. Pour chaque ampoule calculer ce taux d'avancement final.
5. Tracer la courbe t =f(t). A partir de l'allure de la courbe , énoncer deux propriètés de la transformation étudiée.
6. Tracer sur le même graphe, l'allure de la courbe qui serait obtenue si l'expérience était réalisée à une température plus élevée. Justifier.