L’équilibre L’équilibre chimique chimique Chapitre 3 Chapitre 3 1
L’équilibre chimiqueL’équilibre chimiqueChapitre 3Chapitre 3
1
Équilibre dynamique
Vitessecristallisation = Vitessesolubilisation
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Lien avec les premiers chapitresLien avec les premiers chapitres … …
Sections à voirSections à voirSection 3.1Section 3.1 Le caractère dynamique de l’équilibre.Le caractère dynamique de l’équilibre.Section 3.2Section 3.2 L’expression de la constante d’équilibre.L’expression de la constante d’équilibre.Section 3.3Section 3.3 Les modifications des expressions des Les modifications des expressions des
constantes d’équilibre. constantes d’équilibre.
Section 3.4Section 3.4 Le traitement qualitatif de l’équilibre: Le traitement qualitatif de l’équilibre: principe de LeChatelier / labo 6. principe de LeChatelier / labo 6.
Section 3.5Section 3.5 Quelques exemples de problèmes Quelques exemples de problèmes d’équilibre. d’équilibre.
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3.1 3.1 Le caractère dynamique de l’équilibreLe caractère dynamique de l’équilibre
À l’équilibre, les vitesses de réactions directe et inverse sont égales et les concentrations des réactifs et des produits demeurent constantes.
NaCl (s) ⇌ NaCl
(aq)Symbolise Symbolise l’équilibrel’équilibre
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Équilibre chimiqueÉquilibre chimique
Réactions incomplètes et réversibles.
Atteinte d’un état d’équilibre variable.
Réactions directes (⇀) et indirectes(↽)
(réactions inverses).
Pour calculer les quantités de réactifs et de produits Pour calculer les quantités de réactifs et de produits nécessaires à l’atteinte de cet état d’équilibre nous nécessaires à l’atteinte de cet état d’équilibre nous aurons recours à une nouvelle expression mathématique aurons recours à une nouvelle expression mathématique appelée « appelée « constante d’équilibre, K constante d’équilibre, K / labo 6./ labo 6.
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3.2 3.2 L’expression de la constante d’équilibreL’expression de la constante d’équilibreTab
leau
3.1
, p
. 120
On remarque dans le tableau 3.1 que le rapport [H2][I2]/[HI]2 est constant pour les trois expériences.
On l’appelle constante d’équilibre en fonction des concentrations (Kc).
Réaction : 2 HI ⇌ H2 + I2
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Généralisation dans l’expression d’une constante Généralisation dans l’expression d’une constante d’équilibred’équilibre
Kc = [produits] à une To constante [réactifs]
a A + b B ⇌ c C + d D
Kc = [C]c [D]d / [A]a [B]b
Concentrations molaires volumiques
Valeur de Kc sans unité
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Exemple
Écrivez l’expression de la constante d’équilibre pour la réaction suivante
4NH3(g) + 7O2(g) ⇌ 4NO2(g) + 6H2O (l)
Important: Ne mettre que les (g) et les (aq)!
3.3 3.3 Les modifications des Les modifications des expressions expressions
des constantes d’équilibredes constantes d’équilibre
Il faut parfois modifier l’expression d’une constante d’équilibre pour l’adapter:
modification de l’équation chimique réaction globale équilibre des gaz équilibre des solides et des liquides purs
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Exemples
1) 1) Modification de l’équation chimiqueModification de l’équation chimique
Équilibre 1: formation de NO2
2NO(g) + O2(g) ⇌ 2NO2(g)
Équilibre 2: décomposition de NO2
2NO2(g) ⇌ 2NO(g) + O2(g)
Kform = [NO2]2 = 4,67 x 1013 [NO]2 [O2]
Kdécom = [NO]2 [O2] = 2,14 x 10-14
[NO2]2
Kdécom = 1 = 1 = 2,14 x 10-
14
Kform 4,67 x 1013
Constante d’équilibre de la réaction inverse est la Constante d’équilibre de la réaction inverse est la réciproque de la constante d’équilibre de la réaction réciproque de la constante d’équilibre de la réaction
directe.directe.10
On peut combiner les équations de réactions individuelles afin d’obtenir une équation globale,
en appliquant la loi de Hess.
Soit l’équation suivante, dont la valeur de Kc est inconnue (à 298 K) .
(1) N2O (g) + 3/2 O2 (g) ⇌ 2 NO2 (g) équation globale
Si on connaît les réactions élémentaires ((2) et (3) à 298 K) on peut les additionner afin d’obtenir la réaction globale (1).
(2) N2O(g) + ½O2 (g) ⇌ 2 NO (g) Kc (2) = 1,7 x 10 -13
(3) 2 NO(g) + O2 (g) ⇌ 2 NO2 (g) Kc (3) = 4,67 x 10 13
(1) N2O (g) + 3/2O2 (g) ⇌ 2 NO2 (g) Kc (1) = ?
2) 2) Réaction globaleRéaction globale
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Suite
(2) N2O(g) + ½O2 (g) ⇌ 2 NO (g) Kc (2) = 1,7 x 10 -13
(3) 2 NO(g) + O2 (g) ⇌ 2 NO2 (g) Kc (3) = 4,67 x 10 13
•N2O (g) + 3/2O2 (g) ⇌ 2 NO2 (g) Kc (1) = ?
On peut alors trouver la relation entre Kc(1) inconnue et Kc(2) et Kc(3) connues.
[NO]2 x [NO2]2 = [NO2]2 [N2O] [O2]1/2 [NO]2 [O2] [O2]3/2[N2O]
KKcc(2) x K(2) x Kcc(3) = K(3) = Kcc(1)(1)
1,7 x 101,7 x 10-13-13 x 4,67 x 10 x 4,67 x 101313 = 7,9 = 7,9
Suite de la diapo précédente
L’exemple illustre une autre règle générale:
Quand on additionne les équations des
réactions individuelles afin d’obtenir
une équation globale, on multiplie
leurs constantes d’équilibre afin
d’obtenir la constante d’équilibre de la
réaction globale.
Dans l’étude des réactions des gaz, il est souvent plus pratique de mesurer les pressions partielles
(p) plutôt que les concentrations molaires volumiques.
Soit la réaction suivante en phase gazeuse a A (g) + b B (g) ⇌ c C (g) + d D (g)
Kp = (PC)c (PD)d à une To donnée (PA)a (PB)b
3) 3) Les équilibres des gazLes équilibres des gaz
Constante d’équilibre en fonction des pressions partielles
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SuiteSuite
pV = nRT p = nRT = V
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Relation entre Kc et Kp
Kp = (PC)c (PD)d
(PA)a (PB)b
= (CCRT)c (CDRT)d
(CART)a (CBRT)b
= [C]c[D]d (RT)c+d
[A]a[B]b
(RT)a+b
Kp = Kc (RT)Δngaz où Δngaz = (c+d)-(a+b)
cRT
Faire exemple 3.3 p. 126!
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4) 4) Les équilibres des solides et des liquides Les équilibres des solides et des liquides purspurs
Les concentrations des solides et des liquides purs n’apparaissent pas dans l’expression de la constante d’équilibre d’une réaction hétérogène, parce qu’elles ne varient pas au cours d’une réaction.
Bien que les quantités de solides Bien que les quantités de solides et de liquides purs varient durant et de liquides purs varient durant une réaction, ces phases demeurentune réaction, ces phases demeurentpures et leurs concentrations pures et leurs concentrations demeurent constantes.demeurent constantes.
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Avant de faire des bilans:Avant de faire des bilans:le quotient réactionnel le quotient réactionnel
Prédiction du sens d’une transformation Prédiction du sens d’une transformation nettenette
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3.4 3.4 Le principe de Le Chatelier (labo 6)Le principe de Le Chatelier (labo 6)
Quand on impose une contrainte à un équilibre, le système réagit pour atteindre un nouvel équilibre qui minimise l’influence de la contrainte.
1) modification des espèces réagissantes2) modification de la pression externe
ou du volume3) modification de la température4) ajout d’un catalyseur5) ajout d’un gaz inerte
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Exemple: Mélange à l’équilibre de 4 composants
1) 1) Modification des espèces réagissantesModification des espèces réagissantes
A + B ⇌ C + D
Qc = [C][D] = Kc [A][B]
On perturbe le système en ajoutant du B:
réactifs produits
réactifs produits
réactifs produits
Équilibre
Équilibre Perturbation
Ajout de B
Suite
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réactifs produits
réactifs produits
Formation de
produits
Utilisation des
réactifs
réactifs produits
Perturbation Équilibre
Le système réagit selon le principe de Le Chatelier:
Le système n’est plus à l’équilibre; il réagit alors selon le principe de Le Chatelier, de manière à minimiser l’influence de la perturbation. Le système se déplace dans le sens directe () vers les produits. Les concentrations de A et B diminuent et celles de C et D augmentent.
2) 2) Modification de la pression externe ou du volumeModification de la pression externe ou du volume
C’est le nombre de particules à l’état gazeux qui génère la pression. Donc, faire varier le nombre de particules à l’état gazeux permet de réagir
aux contraintes imposées au système à l’équilibre.
C’est le nombre de particules à l’état gazeux qui génère la pression. Donc, faire varier le nombre de particules à l’état gazeux permet de réagir
aux contraintes imposées au système à l’équilibre.
cette situation s’applique uniquement aux équilibres à l’état gazeux
pV = nRTpV = nRT
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Ne pas oublier:
Deux molécules de NO2 se combinent
pour former 1 molécule de N2O4
17 molécules 17 molécules 16 molécules
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PressionVolume
Pression
Volume
Relation entre la pression et le volume:
P > V P < V
⇋
P↑ V↓ P↓ V↑
N2O4(g)
1N2O4(g) (incolore)2NO2(g) (brun)
2NO2 (g)
De manière générale Si P ou V : il faut prendre le moins d’espace possible. On va alors du côté de l’équilibre qui génère le moins de molécules à l’état gazeux ()…plus pâle!
Si P ou V : il faut prendre le plus d’espace possible. On va alors du côté de l’équilibre qui génère le plus grand nombre de molécules à l’état gazeux ()…plus foncé!
⇌
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R P
3 ) 3 ) Modification de la températureModification de la températureSystème à l’équilibre
Endothermique ⇌ Exothermique
À chaque système à l’équilibre correspond un ∆H (variation d’enthalpie)
Si ∆H valeur positive : réaction endothermiqueSi ∆H valeur négative : réaction exothermique
Pour voir de quelle manière une modification de la température affecte le système à l’équilibre, il faut considérer la variation de température comme un constituant de l’équilibre.
Si ∆H valeur positive : considéré comme un réactifSi ∆H valeur négative : considéré comme un produit
Exemples
Pour résoudre un problème faisant intervenir une variation de température, il faut:
1) Placer la quantité d’énergie dans l’équilibre2) Utiliser la même démarche que lors de modifications des quantités
Exemples:
Pour un équilibre du type endothermique
A + B ⇌ C + D où ∆ H = positif (endothermique)A + B + chaleur ⇌ C + D
Pour un équilibre du type exothermique
A + B ⇌ C + D où ∆ H = négatif (exothermique)A + B ⇌ C + D + chaleur 25
R P
R P
N2O4(g)
N2O4(g) (incolore)2NO2(g) (brun)
2NO2 (g)
2NO2 (g) ⇌ N2O4(g)
∆H: -57 kJ/mol
⇌
+ Chaleur
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réactifs produits
Équilibre
réactifs produits
Équilibre
réactifs produits
Perturbation
Chaleur
réactifs produits
Produits(+chaleur)
2NO2 (g) ⇋ N2O4(g) + chaleur
De manière généraleUne de la chaleur du milieu réactionnel (perturbation du système ) , se traduit par une augmentation de la proportion des produits car le système a réagit en produisant de la chaleur (et des produits)…réaction directe favorisée!
Contrainte: de la température
4) 4) Ajout d’un catalyseur Ajout d’un catalyseur
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Augmente la vitesse de la réaction directe, mais aussi celle de la réaction inverse donc les
concentrations demeurent inchangées.
5) 5) Ajout d’un gaz inerte Ajout d’un gaz inerte
Pour simplifier, considérons que cette perturbation n’influence pas un système d’équilibre.
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ExerciceLa réaction suivante est une réaction utilisée pour la production commerciale de l’hydrogène. Comment se comportera ce système fermé à l’équilibre dans chacune des cinq condition suivantes?
CO(g) + H2O(g) CO2 (g) + H2 (g)
• On élimine du gaz carbonique Réaction directe est favorisée/déplacement de l’équilibre
vers la droite.
• On ajoute de la vapeur d’eauRéaction directe est favorisée/déplacement de l’équilibre
vers la droite.
c) On augmente la pression par l’addition d’héliumAucune influence.
d) On augmente la température (la réaction est exothermique)Réaction inverse favorisée/déplacement de l’équilibre vers la gauche (plus de réactifs).
e) On augmente la pression en diminuant le volumeAucune influence.
⇌
3.5 3.5 Quelques exemples de problèmes d’équilibreQuelques exemples de problèmes d’équilibre
Deux types de problèmes d’équilibre fondamentaux
1) Trouver K à partir de données expérimentales
2) Trouver des quantités à l’équilibre à partir de K
Bilan réactionnelBilan réactionnel
1) 1) Détermination des valeurs des Détermination des valeurs des constantes d’équilibre à partir de constantes d’équilibre à partir de
données expérimentalesdonnées expérimentales
(exemple 3.11, p.141)
2) Calcul des quantités à l’équilibre 2) Calcul des quantités à l’équilibre à partir des valeurs de Kà partir des valeurs de Kcc et de K et de Kpp
(exemples 3.12, 3.13, 3.14 et 3.15)