Chimie des solutions

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Chimie des solutions

• Éditions Études Vivantes

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Les équilibres chimiques

• Diaporama réalisé par Christian Louis, Ph.D.

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Dynamisme des équilibres
Il est possible de montrer expérimentalement que
les réactions chimiques sont tous des équilibres
dynamiques.
Exemple N2(g) 3 H2(g) ? 2 NH3(g).
Quand on mélange N2 et H2, la vitesse de
formation de NH3 est grande au début et diminue
en même temps que la concentration des réactifs.
La vitesse de décomposition de NH3 est nulle au
début et augmente au fur et à mesure que la
concentration de NH3 augmente.
Quand les vitesses de réaction vers la droite et
vers la gauche deviennent égales, un équilibre
est atteint.
Après latteinte de léquilibre, les réactions
continuent, mais les concentrations ne varient
plus.
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Équilibres déplacés loin à droite ou à gauche
Si une réaction est plus rapide vers la droite
que vers la gauche, léquilibre est déplacé vers
la droite.
Si la vitesse vers la gauche est négligeable, le
degré de réaction vers la gauche devient lui
aussi négligeable.
Si la vitesse vers la droite est négligeable, le
degré de réaction vers la droite devient lui
aussi négligeable.
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Loi daction de masse
Si le degré de réaction dans les deux sens est
mesurable, il est possible de démontrer
expérimentalement quà léquilibre, le quotient
concentration de produit/concentration de réactif
est constant, si la température est constante.
Exemple 2 SO2(g) O2(g) ? 2 SO3(g)
SO2(g) SO2(g) O2(g) ? SO3(g) SO3(g) .
Kc (Constante déquilibre)
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Ordre de grandeur de la constante déquilibre
Si la constante déquilibre dune réaction na
pas dunité, les quantités des réactifs et des
produits à léquilibre sont mesurables, en autant
que Kc se situe entre 103 et 10-3.
H2(g) I2(g) ? 2 HI(g) Kc 54 à 400 C.
Si la constante déquilibre a des unités, les
quantités des réactifs et des produits à
léquilibre peuvent demeurer mesurables pour des
valeurs de Kc plus extrêmes.
N2(g) 3 H2(g) ? 2 NH3(g) Kc 6,0x105 à 200
C.
Si la constante déquilibre est très grande, le
degré de réaction vers la gauche est négligeable.
Si la constante déquilibre est très petite, le
degré de réaction vers la droite est négligeable.
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Équilibres homogènes
Pour plusieurs réactions chimiques, tous les
réactifs et produits sont dans la même phase
(phase gazeuse ou solution liquide).
Leurs constantes déquilibre dépendent des
concentrations de tous les réactifs et produits.
Si la réaction a lieu en phase gazeuse, la
constante déquilibre peut être expri-mée en
termes de pressions partielles, plutôt quen
termes de concentrations.
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Équilibres hétérogènes
Lorsquune réaction chimique implique des gaz et
des solides ou des liquides, la constante
déquilibre est indépendante des quantités des
solides ou des liquides.
Kc CO2.
Kp PCO2 .
Lorsquune réaction chimique en phase aqueuse
implique des solides, la constante déquilibre
est indépendante des quantités des solides.
Kc Ca2 Cl-2 .
Lorsquune réaction chimique en phase aqueuse
implique H2O, la constante déquilibre est
indépendante de H2O.
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Détermination de la constante déquilibre Kc
La détermination de Kc est simple sil est
possible de déterminer expérimentalement toutes
les concentrations à léquilibre.
Dans bien des cas, il suffit de connaître les
concentrations initiales et de pouvoir mesurer
une des concentrations à léquilibre.
Exemple On dissout 0,100 mol de HNO2 dans 1,00
L de solution aqueuse. À léquilibre, on mesure
une concentration de H de 6,6x10-3 mol/L. On
veut trouver Kc pour léquilibre HNO2(aq) ?
H(aq) NO2-(aq).
0,100
0
0
6,6x10-3
6,6x10-3
- 6,6x10-3
6,6x10-3
0,0934
6,6x10-3
4,7x10-4 mol/L.
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Détermination de la constante déquilibre Kp
La détermination de Kp est simple sil est
possible de déterminer expérimentalement toutes
les pressions partielles à léquilibre.
Dans bien des cas, il suffit de connaître les
pressions initiales et de pouvoir mesurer la
pression totale à léquilibre.
Exemple On chauffe NH4NO2 solide pour le
décomposer. La pression totale à léquilibre est
de 444 kPa. On veut trouver Kp pour
léquilibre NH4NO2(s) ? 2 H2O(g) N2(g).
Un réactif solide ne contribue pas à la pression
gazeuse.
0
0
0
2 x
x
0
2 x
x
Pression totale à léquilibre 3 x
444 kPa
x 148 kPa
Kp P(H2O)2 P(N2)
(2 x)2 (x)
1,30 x 107 kPa3 .
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Prévision de réaction
Il est possible de prévoir dans quel sens une
réaction aura lieu, en comparant le quotient
réactionnel initial (Q) à la constante
déquilibre.
Exemple 2 SO2(g) O2(g) ? 2 SO3(g) Kc
0,04. Concentrations initiales (mol/L) 0,100
0,100 0,100.
Q gt Kc
Q
Q
Q Kc
Le mélange est dans un état déquilibre 2
SO2(g) O2(g) ? 2 SO3(g) .
Q
Q lt Kc
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Bilan de réaction
Si on connaît la constante déquilibre dune
réaction, il est possible de prévoir les
concentrations à léquilibre à partir des
concentrations initiales ou vice-versa.
Exemple Fe3(aq) SCN-(aq) ? Fe(SCN)2(aq)
Kc 1,1 x 103 L/mol . On veut trouver
les concentrations à léquilibre, sachant que les
concentrations initiales de Fe3 et de SCN- sont
de 0,0050 et 0,0100 mol/L.
0,0050
0,0100
0
- x
- x
x
0,0050 - x
0,0100 - x
x
x 0,0043
Concentrations à léquilibre
Fe3 0,0050 - x 0,0007 mol/L
SCN- 0,0100 - x 0,0057 mol/L
Fe(SCN)2 x 0,0043 mol/L .