🎈 Suivre une réaction grâce à la pression d'un gaz
Comment savoir où en est une réaction sans rien prélever ? En l'écoutant… pousser ! Le gaz qu'elle produit s'entasse au-dessus du liquide et fait grimper la pression. Un capteur, la loi des gaz parfaits, et la courbe de pression devient la courbe d'avancement. Attention quand même : au-delà de 2 000 hPa, le bouchon part en orbite.
🧪 Mode d'emploi : règle les curseurs (à droite, ou sous l'animation sur téléphone), lance avec ▶, observe les mesures et relève les 🎯 défis. Le bouton ⛶ agrandit l'animation, idéal sur téléphone à l'horizontale.
Ce que tu vois
- Chaque point rouge représente environ 10 hPa de pression due au gaz produit : plus il y a de molécules de gaz dans le même volume, plus elles cognent sur les parois, et plus la pression monte.
- La surpression P − P0 est proportionnelle à la quantité de gaz formé, donc à l'avancement x : la courbe P(t) a exactement la même forme que la courbe x(t). C'est pour ça que le graphique a deux graduations.
- La pression monte vite au début, puis de moins en moins vite, et finit par un palier : la réaction s'arrête quand le réactif limitant est épuisé. Le palier donne xmax.
- Le tableau d'avancement se remplit en direct : la ligne « En cours » suit la pression, la ligne « Final » est atteinte au palier.
- Si le bouchon saute, le gaz s'échappe : la pression retombe à P0 alors que la réaction continue. La mesure ne permet plus de connaître x !
Expériences à faire
- Avant de lancer, calcule la pression finale avec P V = n R T, puis vérifie sur le palier. Tombes-tu juste ?
- Garde l'acide en excès et double la masse de magnésium : que devient la surpression finale ? Et si c'est l'acide qui est limitant ?
- Quelle masse de magnésium faut-il pour un mélange stœchiométrique avec 10 mL d'acide à 1 mol/L ? Que se passe-t-il avec 20 mL ?
- Même réaction, même masse : prends un flacon deux fois plus petit (V divisé par 2). La surpression double-t-elle ? Le bouchon tient-il ?
- Choisis « ✏️ Ma réaction » : avec 3 molécules de gaz pour 1 de A (c = 3), la pression monte-t-elle trois fois plus haut ? Et en chauffant à 60 °C, que changent la vitesse et la pression finale ?
La chimie derrière l'animation
- Quantités de matière initiales : n0(solide) = m / M et n0(H+) = c × VA. Pour Mg + 2 H+ → Mg2+ + H2 : n(Mg) = n0(Mg) − x, n(H+) = n0(H+) − 2x, n(H2) = x.
- Avancement maximal : xmax = min( n0(Mg) / 1 ; n0(H+) / 2 ). Le réactif qui donne la plus petite valeur est le réactif limitant.
- Loi des gaz parfaits : P × V = n × R × T, avec P en Pa, V en m3, T en K (T = θ + 273,15) et R = 8,314 J·mol−1·K−1. L'air initialement présent garde sa pression P0, donc n(gaz formé) = (P − P0) × V / (R × T).
- Si la réaction forme c molécules de gaz : n(gaz) = c × x, d'où x = (P − P0) × V / (c × R × T). Exemple : 2,06 mmol de H2 dans 250 mL à 25 °C donnent P − P0 ≈ 204 hPa.
- Modèle de la simulation : température constante (on néglige l'échauffement), gaz insoluble dans l'eau (le CO2 s'y dissout un peu en réalité), vitesse simplifiée d'ordre 1 par rapport au réactif limitant, qui augmente avec la température et la concentration de l'acide. Le bouchon saute à 2 000 hPa.
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