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Léquilibre chimique Chapitre 3 1. Équilibre dynamique Vitesse cristallisation = Vitesse solubilisation 2 Lien avec les premiers chapitres …

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1 Léquilibre chimique Chapitre 3 1

2 Équilibre dynamique Vitesse cristallisation = Vitesse solubilisation 2 Lien avec les premiers chapitres …

3 Sections à voir Section 3.1 Le caractère dynamique de léquilibre. Section 3.1 Le caractère dynamique de léquilibre. Section 3.2 Lexpression de la constante déquilibre. Section 3.2 Lexpression de la constante déquilibre. Section 3.3 Les modifications des expressions des constantes déquilibre. Section 3.3 Les modifications des expressions des constantes déquilibre. Section 3.4 Le traitement qualitatif de léquilibre: principe de LeChatelier / labo 6. Section 3.4 Le traitement qualitatif de léquilibre: principe de LeChatelier / labo 6. Section 3.5 Quelques exemples de problèmes déquilibre. Section 3.5 Quelques exemples de problèmes déquilibre. 3

4 3.1 Le caractère dynamique de léquilibre À léquilibre, les vitesses de réactions directe et inverse sont égales et les concentrations des réactifs et des produits demeurent constantes. NaCl (s) NaCl (aq) Symbolise léquilibre 4

5 Équilibre chimique Réactions incomplètes et réversibles. Atteinte dun état déquilibre variable. Réactions directes ( ) et indirectes( ) (réactions inverses). Pour calculer les quantités de réactifs et de produits nécessaires à latteinte de cet état déquilibre nous aurons recours à une nouvelle expression mathématique appelée « constante déquilibre, K / labo 6. 5

6 3.2 Lexpression de la constante déquilibre Tableau 3.1, p. 120 On remarque dans le tableau 3.1 que le rapport [H 2 ][I 2 ]/[HI] 2 est constant pour les trois expériences. On lappelle constante déquilibre en fonction des concentrations (K c ). Réaction : 2 HI H 2 + I 2 6

7 Généralisation dans lexpression dune constante déquilibre Généralisation dans lexpression dune constante déquilibre Kc = [produits] à une T o constante [réactifs] a A + b B c C + d D K c = [C] c [D] d / [A] a [B] b Concentrations molaires volumiques Valeur de K c sans unité

8 8 Exemple Écrivez lexpression de la constante déquilibre pour la réaction suivante 4NH 3(g) + 7O 2(g) 4NO 2(g) + 6H 2 O (l) Important: Ne mettre que les (g) et les (aq)!

9 3.3 Les modifications des expressions des constantes déquilibre Il faut parfois modifier lexpression dune constante déquilibre pour ladapter: modification de léquation chimique réaction globale équilibre des gaz équilibre des solides et des liquides purs 9 Exemples

10 1) Modification de léquation chimique Équilibre 1 : formation de NO 2 2NO (g) + O 2(g) 2NO 2(g) Équilibre 2 : décomposition de NO 2 2NO 2(g) 2NO (g) + O 2(g) K form = [NO 2 ] 2 = 4,67 x [NO] 2 [O 2 ] K décom = [NO] 2 [O 2 ] = 2,14 x [NO 2 ] 2 K décom = 1 = 1 = 2,14 x K form 4,67 x Constante déquilibre de la réaction inverse est la réciproque de la constante déquilibre de la réaction directe. 10

11 On peut combiner les équations de réactions individuelles afin dobtenir une équation globale, en appliquant la loi de Hess. Soit léquation suivante, dont la valeur de K c est inconnue (à 298 K). (1) N 2 O (g) + 3/2 O 2 (g) 2 NO 2 (g) équation globale Si on connaît les réactions élémentaires ((2) et (3) à 298 K) on peut les additionner afin dobtenir la réaction globale (1). (2) N 2 O (g) + ½O 2 (g) 2 NO (g) K c (2) = 1,7 x (3) 2 NO (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g) K c (3) = 4,67 x (1) N 2 O (g) + 3/2O 2 (g) 2 NO 2 (g) K c (1) = ? 2) Réaction globale 11 Suite

12 (2) N 2 O (g) + ½O 2 (g) 2 NO (g) K c (2) = 1,7 x (3) 2 NO (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g) K c (3) = 4,67 x (1)N 2 O (g) + 3/2O 2 (g) 2 NO 2 (g) K c (1) = ? On peut alors trouver la relation entre K c (1) inconnue et K c (2) et K c (3) connues. [NO] 2 x [NO 2 ] 2 = [NO 2 ] 2 [N 2 O] [O 2 ] 1/2 [NO] 2 [O 2 ] [O 2 ] 3/2 [N 2 O] K c (2) x K c (3) = K c (1) K c (2) x K c (3) = K c (1) 1,7 x x 4,67 x = 7,9 1,7 x x 4,67 x = 7,9 Suite de la diapo précédente Lexemple illustre une autre règle générale: Quand on additionne les équations des réactions individuelles afin dobtenir une équation globale, on multiplie leurs constantes déquilibre afin dobtenir la constante déquilibre de la réaction globale.

13 Dans létude 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) K p = (P C ) c (P D ) d à une T o donnée (P A ) a (P B ) b 3) Les équilibres des gaz Constante déquilibre en fonction des pressions partielles 13 Suite

14 pV = nRT p = nRT = V 14 Relation entre K c et K p K p = (P C ) c (P D ) d (P A ) a (P B ) b = (C C RT) c (C D RT) d (C A RT) a (C B RT) 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

15 Faire exemple 3.3 p. 126! 15

16 4) Les équilibres des solides et des liquides purs Les concentrations des solides et des liquides purs napparaissent pas dans lexpression de la constante déquilibre dune réaction hétérogène, parce quelles ne varient pas au cours dune réaction. Bien que les quantités de solides et de liquides purs varient durant une réaction, ces phases demeurent pures et leurs concentrations demeurent constantes. 16

17 Avant de faire des bilans: le quotient réactionnel Prédiction du sens dune transformation nette 17

18 3.4 Le principe de Le Chatelier (labo 6) 3.4 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 linfluence de la contrainte. 1) modification des espèces réagissantes 2) modification de la pression externe ou du volume 3) modification de la température 4) ajout dun catalyseur 5) ajout dun gaz inerte 18

19 Exemple: Mélange à léquilibre de 4 composants 1) Modification des espèces réagissantes 1) Modification des espèces réagissantes A + B C + D Q c = [C][D] = K c [A][B] On perturbe le système en ajoutant du B: réactifs produits Équilibre Perturbation Ajout de B Suite

20 20 réactifs produits Formation de produits Utilisation des réactifs réactifs produits PerturbationÉquilibre Le système réagit selon le principe de Le Chatelier: Le système nest plus à léquilibre; il réagit alors selon le principe de Le Chatelier, de manière à minimiser linfluence 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.

21 2) Modification de la pression externe ou du volume 2) Modification de la pression externe ou du volume Cest le nombre de particules à létat gazeux qui génère la pression. Donc, faire varier le nombre de particules à létat gazeux permet de réagir aux contraintes imposées au système à léquilibre. Cest le nombre de particules à létat gazeux qui génère la pression. Donc, faire varier le nombre de particules à létat gazeux permet de réagir aux contraintes imposées au système à léquilibre. cette situation sapplique uniquement aux équilibres à létat gazeux pV = nRT 21 Ne pas oublier: Deux molécules de NO 2 se combinent pour former 1 molécule de N 2 O 4 17 molécules 16 molécules

22 22 Pression Volume Pression Volume Relation entre la pression et le volume: P > VP < V P V

23 N 2 O 4(g) 1N 2 O 4(g) (incolore) 2NO 2(g) (brun) 2NO 2 (g) De manière générale Si P ou V : il faut prendre le moins despace possible. On va alors du côté de léquilibre qui génère le moins de molécules à létat gazeux ( )…plus pâle! Si P ou V : il faut prendre le plus despace possible. On va alors du côté de léquilibre qui génère le plus grand nombre de molécules à létat gazeux ( )…plus foncé! 23

24 R P 3 ) Modification de la température Système à léquilibre Endothermique Exothermique À chaque système à léquilibre correspond un H (variation denthalpie) Si H valeur positive : réaction endothermique Si H valeur négative : réaction exothermique Pour voir de quelle manière une modification de la température affecte le système à léquilibre, il faut considérer la variation de température comme un constituant de léquilibre. Si H valeur positive : considéré comme un réactif Si H valeur négative : considéré comme un produit Exemples

25 Pour résoudre un problème faisant intervenir une variation de température, il faut: 1)Placer la quantité dénergie dans léquilibre 2)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

26 N 2 O 4(g) N 2 O 4(g) (incolore) 2NO 2(g) (brun) 2NO 2 (g) 2NO 2 (g) N 2 O 4(g) H: -57 kJ/mol + Chaleur

27 27 réactifs produits Équilibre réactifs produits Équilibre réactifs produits Perturbation Chaleur réactifs produits Produits (+chaleur) 2NO 2 (g) N 2 O 4(g) + chaleur De manière générale Une 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

28 4) Ajout dun catalyseur 28 Augmente la vitesse de la réaction directe, mais aussi celle de la réaction inverse donc les concentrations demeurent inchangées.

29 5) Ajout dun gaz inerte 5) Ajout dun gaz inerte Pour simplifier, considérons que cette perturbation ninfluence pas un système déquilibre. 29

30 Exercice La réaction suivante est une réaction utilisée pour la production commerciale de lhydrogène. Comment se comportera ce système fermé à léquilibre dans chacune des cinq condition suivantes? CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g) a)On élimine du gaz carbonique Réaction directe est favorisée/déplacement de léquilibre vers la droite. b)On ajoute de la vapeur deau Réaction directe est favorisée/déplacement de léquilibre vers la droite. c) On augmente la pression par laddition dhélium Aucune influence. d) On augmente la température (la réaction est exothermique) Réaction inverse favorisée/déplacement de léquilibre vers la gauche (plus de réactifs). e) On augmente la pression en diminuant le volume Aucune influence.

31 3.5 Quelques exemples de problèmes déquilibre Deux types de problèmes déquilibre fondamentaux 1) Trouver K à partir de données expérimentales 2) Trouver des quantités à léquilibre à partir de K Bilan réactionnel

32 1) Détermination des valeurs des constantes déquilibre à partir de données expérimentales (exemple 3.11, p.141)

33 2) Calcul des quantités à léquilibre à partir des valeurs de K c et de K p (exemples 3.12, 3.13, 3.14 et 3.15)


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