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Cours de T.Briere1 LA REACTION CHIMIQUE QUELQUES NOTIONS DE BASE sur P.C.E.M Physico-chimie des Solutions Aqueuses Cours de Thierry Briere Site Internet.

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2 Cours de T.Briere1 LA REACTION CHIMIQUE QUELQUES NOTIONS DE BASE sur P.C.E.M Physico-chimie des Solutions Aqueuses Cours de Thierry Briere Site Internet : www2.univ-reunion.fr/~briere

3 Cours de T.Briere2 Introduction Dans ce chapitre nous allons rappeler et résumer les différents faits concernant la notion de réaction chimique. Beaucoup de ces résultats furent établis dès la fin du XVIII° siècles par les fondateurs de la Chimie moderne qui accéda ainsi au rang de science à part entière (contrairement à son ancêtre l Alchimie) au même titre que la physique. Citons entre autres Antoine de Lavoisier ( ) John Dalton ( ) Joseph Louis Proust ( ) John DALTON LAVOISIER Lois de conservation de la matière Loi des proportions définies Loi des proportions multiples et initiateur des théories atomistes

4 Cours de T.Briere3 Réaction chimique A + B Réactifs Produits Au cours dune réaction chimiques des corps appelés réactifs sont mis en contact. C + D Cette transformation est symbolisée par une flèche Ils réagissent entre eux et se transforment en de nouveaux corps appelés produits.

5 Cours de T.Briere4 La réaction obéit à des lois d « arithmétique chimique » simples. Conservation des Atomes Au cours d une réaction chimique les divers atomes constitutifs des réactifs mis en présence ne sont jamais détruits. De la même manière les atomes constitutifs des produits ne sont jamais crées. Les atomes sont « indestructibles » au point de vue la réaction chimique. Le nombre datomes de chaque élément chimique est donc rigoureusement conservé au cours de la transformation. En termes simples on doit trouver le même nombre d atome de chaque sorte des deux cotés de la flèche.

6 Cours de T.Briere5 Conservation de la masse Historiquement ce fut la première loi quantitative mise en évidence par Lavoisier. Conservation de la charge électrique LAVOISIER La masse des réactifs initialement mis en présence est conservée et se retrouve dans létat final. Au cours d une réaction chimique, les charges électriques peuvent se déplacer d un élément à un autres mais elle ne peuvent ni être crées ni être détruites.

7 Cours de T.Briere6 A + B Réactifs Produits C + D Pour tenir compte de ces lois fondamentales de conservation de la matière ont doit introduire des coefficient appelés COEFFICIENTS STOECHIOMETRIQUES. Ces coefficients sont souvent symbolisés par la lettre grecque Nu ( ). On écrit donc la réaction chimique sous la forme A B C D

8 Cours de T.Briere7 Le coefficient stoéchiométrique i représente le nombre de mole du composé chimique i intervenant dans la réaction chimique. La détermination de ces coefficients est faite à partir des formules chimiques des réactifs et des produits de la réaction chimique considérée en appliquant les lois de conservation de la matière. Les coefficients sont proportionnels entre eux et on choisit généralement lécriture faisant intervenir les coefficients les plus petits possibles. La même réaction pourra être symbolisée par plusieurs écritures selon le jeu de coefficients choisit. Si le coefficient est 1 on ne le fait pas apparaître dans l écriture de la réaction

9 Cours de T.Briere8 Exemples Soit la réaction chimique transformant un mélange de Dihydrogène H 2 et de Diiode I 2 en acide Iodhydrique HI A + B Réactifs Produit C H2H2 I2I2 2HI On peut introduire le coefficient stoéchiométrique 2 devant HI pour traduire la conservation du nombre datomes dHydrogène H et dIode I. 1/2 H 2 + 1/2 I 2 HI On peut tout aussi bien introduire des coefficients 1/2 devant H 2 et I 2.

10 Cours de T.Briere9 3 charge + et 2 charge - C 4 H 10 O2O2 CO2CO2 H2OH2O 4 C 4 10 H 5 4 * = 13 O 13/2++ 4 C5 * 2 = 10 H 13 / 2 * 2 = 13 O Combustion du butane Neutralité électrique (Pas de charges) 3 Neutralité électrique = 6 + et 6 - se neutralisent Al3 (SO 4) 6H6H Al+H 2 SO 4 Al 3+ SO 4 2- H2H Al3 (SO 4) 6H6H Attaque de laluminium par lacide sulfurique

11 Cours de T.Briere10 Loutil mathématique principal du chimiste : la REGLE DE TROIS Il suffit dutiliser la proportionnalité qui existe entre les coefficients stoéchiométriques des réactifs et des produits pour prévoir les quantité de réactifs qui disparaissent et les quantité de produits qui se forment lors dune réaction. A + BC + D abcd Quand a moles de A disparaissent, il disparaît b moles de B, il apparaît c moles de C et d moles de D Quand n A moles de A disparaissent : Utilisation des coefficient stoéchiométriques a A b B nAnA n B = ? n B = n A * b / a - il disparaît n B = [b n A /a ] moles de b, - il apparaît n C = [c n A /a] moles de C - il apparaît n D = [d n A /a] moles de D c C n C = ? n C = n A * c / a d D n D = ? n D = n A * d / a

12 Cours de T.Briere11 Réaction totale ou quantitative On dit quune réaction est Totale ou Quantitative quand cette réaction nest possible que dans un seul sens. En revanche, il ne se passe aucune réaction si on mélange les produits entre eux. La transformation se fait uniquement dans le sens REACTIFS PRODUITS Cest à dire que la transformation des réactifs en produits est totale et irréversible. Si lon mélange les réactifs dans les proportions stoechiométriques ceux-ci réagissent totalement et disparaissent du milieu réactionnel. A + BC + D abcd

13 Cours de T.Briere12 Réaction inversible - Equilibre Chimique Dans ce cas la réaction nest pas totale. Si on mélange les réactifs en proportions stoéchiométriques, ils ne disparaissent pas totalement. Si on mélange les produits de la réaction entre eux, on s'aperçoit que ceux-ci se transforment pour donner les réactifs. Il sagit de la réaction inverse de la précédante. La transformation se fait simultanément dans les deux sens REACTIFS PRODUITS A + BC + D abcd A + BC + D abcd =

14 Cours de T.Briere13 PREVISION DE LA COMPOSITION DU MELANGE REACTIONNEL APRES REACTION On suppose que la stoéchiométrie de la réaction est connue et on cherche à prévoir quelle sera la composition finale du mélange si lon connaît les quantités de réactifs et de produits introduits initialement. A + BC + D abcd Etat Initialn0An0A Etat Final n0Bn0B n0Cn0C n0Dn0D n A = ?n B = ?n C = ?n D = ?

15 Cours de T.Briere14 Dans le cas dune réaction totale il est très facile de prévoir quelle sera la composition du mélange réactionnel quand la réaction aura eu lieu. Cas dune réaction totale En effet, nous savons que les réactifs réagissent totalement et disparaissent lorsquils sont introduits en proportions stoéchiométriques. Dautre part, nous savons que les réactifs ne réagissent pas. Nous venons de voir quil était facile de calculer les quantités de réactifs disparus et de produit formés à partir des coefficients stoéchiométriques. On distinguera deux cas, selon que les réactifs ont été introduits ou non dans les proportions stoéchiométriques.

16 Cours de T.Briere15 1) Réactifs introduits en proportions stoéchiométriques : A + BC + D abcd Etat Initialn0An0A n0Bn0B n0Cn0C n0Dn0D Etat Final00n 0 C + c n 0 A /an 0 D + d n 0 A /a Relation entre n 0 A et n 0 B a AbB nAnA n B = n A* b/a n 0 B = n 0 A* b/a ou n 0 A = n 0 B* a/b Les deux réactifs disparaissent totalement ! Il se forme simultanément : c n 0 A /a mole de C et d n 0 A /a moles de D Qui viennent sajouter au nombre de mole initial de C et D

17 Cours de T.Briere16 2) Réactifs introduits en proportions quelconques: Dans ce cas un des réactif est introduit en quantité insuffisante par rapport aux autres. Ce réactif est appelé réactif en défaut ou réactif limitant de la réaction. Le réactif en défaut va totalement disparaître lors de la réaction, les réactifs en excès ne disparaîtront pas totalement et resterons présents en fin de réaction. Cest à partir des coefficients stoéchiométriques et du nombre initial de mole de chaque réactif introduit que lon déterminera quel est le réactif limitant de la réaction. Les autres réactifs sont dits réactifs en excès.

18 Cours de T.Briere17 Etat Initialn0An0A n0Bn0B Relation entre n 0 A et n 0 B a AbB nAnA n B = n A* b/a n 0 B = n 0 A* b/a ou n 0 A = n 0 B* a/b Si proportions stoéchiométriques Si proportions quelconques : n 0 B > n 0 A* b/a ou n 0 A < n 0 B* a/b A est en défaut et B est en excès n 0 B n 0 B* a/b B est en défaut et A est en excès A + BC + D abcd Détermination du réactif en défaut

19 Cours de T.Briere18 n 0 B* a/b a A Sil disparaît n 0 B mole de B, il disparaît simultanément : n 0 B* a/b mole de A A + BC + D abcd Etat Initialn0An0A n 0 B < n 0 A* b/an0Cn0C n0Dn0D Etat Final n 0 A - (n 0 B *a/b)0n 0 C + c n 0 B /bn 0 D + d n 0 B /b Composition du mélange après réaction Si A en excès et B en défaut B disparaît totalement et il reste du A bB n0Bn0B Il reste donc : n 0 A - (n 0 B *a/b) mole de A Sil disparaît n 0 B mole de B, il se forme simultanément : et n 0 B* d/b mole de Dqui viennent s ajouter au nombre de mole de C et D initialement présent n 0 B* c/b mole de C n 0 B* c/b cC dD n 0 B * d/b

20 Cours de T.Briere19 Cas d une réaction non totale - Equilibre Chimique Toutes les règles de proportionnalité précédantes restent valables mais la réaction étant inversable, les réactifs ne disparaissent pas totalement. Il en reste toujours en fin de réaction en proportion plus ou moins grandes selon la réaction étudiée. Il en restera très peu si la réaction est presque totale ou beaucoup si la réaction ne se produit presque pas avec toutes les gradations possibles entre ces deux cas extrêmes Il existe une loi appelée « loi daction des masses » ou plus simplement « loi des équilibres chimiques » qui permettra tout de même de déterminer la composition du mélange réactionnel à létat déquilibre si l on connaît les quantités initiales introduite et une constante caractéristique de la réaction étudiée appelée sa constante déquilibre K. Avant d étudier plus en détail cette loi nous allons rappeler et définir quelques grandeurs indispensables à cette étude.

21 Cours de T.Briere20 Mélanges, Solutions, Solvants, Solutés Le plus souvent les substances chimiques ne sont pas utilisées à létat pur mais sous forme de mélanges plus ou moins complexes. Le cas le plus fréquent est celui ou le mélange homogène est composée essentiellement dune substance en très grande quantité dans laquelle on à dissous dautres substances en faibles quantités. On peut distinguer les mélanges homogènes dans lesquels on ne distingue quune seule phase et les mélanges hétérogènes dans lesquels on peut distinguer plusieurs phases distinctes. le mélange obtenu est appelé une solution. la substance majoritaire est nommée solvant les substances dissoutes sont appelées des solutés.

22 Cours de T.Briere21 Concentration molaire On définit la concentration molaire ou Molarité dun soluté dissous dans un solvant comme étant le nombre de moles de soluté dissous dans un litre de solution. C(mole/L) = n (mole) / V (L) Lunité de Molarité est la mole par litre notée officiellement mol.L -1 Pour alléger l écriture on écrit souvent la lettre majuscule M pour signifier mol.L -1. Cette écriture nest normalement pas correcte mais elle très courante et sera souvent employée ici. La concentration molaire dune substance est souvent symbolisée par des crochets [ ] encadrant sa formule. [ A ] Le symbolesignifie donc : Molarité de la substance A

23 Cours de T.Briere22 Relation entre concentration massique et Molarité On peut passer simplement d une expression à lautre en utilisant la masse molaire du soluté. C (g/L) = C(mol.L -1 ) * M (g.mol -1 ) On définit la concentration massique dun soluté dissous dans un solvant comme étant le nombre de gramme de soluté dissous dans un litre de solution. C(g/L) = m (g) / V (L) Concentration massique

24 Cours de T.Briere23 Molalité : cette unité est assez peu utilisée dans les cas courants, elle correspond au nombre de mole de soluté par Kilogramme de solvant Fraction molaire : Elle est souvent notée x i. Elle se calcule en divisant le nombre de mole ni de la substance i considérée par le nombre total n t de moles dans le mélange. xi = n i / n t = n i / n i Par définition la somme des fractions molaires dans un mélange est toujours égale à lunité : xi = 1 Dans létude des mélanges, on utilise fréquemment cette unité qui correspond au pourcentage en nombre de mole.

25 Cours de T.Briere24 LOI D ACTION DES MASSESLOI DE GUDBERG ET WAAGE LOI DES EQUILIBRES CHIMIQUES K = a i i a i = activité de lespèce i à léquilibre i = coefficient stoéchiométrique de l espèce i Avec par convention : i 0 pour les produits La composition à léquilibre nest pas quelconque mais obéit à la loi suivante : symbolise le produit au sens mathématique de multiplication K est une constante caractéristique de léquilibre étudié et ne dépendant que de la température

26 Cours de T.Briere25 A + B C + D abcd K = a A -a * a B -b * a C c * a D d K = (a C c * a D d )/ (a A a * a B b ) Exemples X + Y W + Z 232 K = a X -2 * a Y -3 * a W * a Z 2 K = (a W * a Z 2 )/ (a X 2 * a Y 3 ) K = a i i réactifs i 0

27 Cours de T.Briere26 Lactivité dun composé est une grandeur un peu difficile à définir simplement à ce stade élémentaire. - pour les substances dissoutes (ou solutés), cette grandeur est assimilable à la concentration des espèces - pour le solvant présent en très grande quantité et quon peut considérer comme quasiment pur, lactivité est lunité a Soluté = [ Soluté ]a Solvant = 1 - lactivité des substances liquides ou solides est leur fraction molaire dans leur phase. Les solides étant généralement purs dans leur phase leur activité est égale à l unité. - lactivité des gaz est leur Pression Partielle Pi(exprimée en atmosphères) a gaz = P i = x i Pa Solide = x i = 1 Retenons pour linstant les règles suivantes : (La notion dactivité sera développée et précisée lors de l étude de la Thermodynamique Chimique) a liquide = x i

28 Cours de T.Briere27 Il est donc important de connaître et de faire figurer dans l écriture de léquation bilan létat physique des réactifs et des produits. Cet état est souvent indiqué par une lettre minuscule en indice à droite de la formule du composé. A (l) = état liquide A (s) = état solide A (g) = état gazeux Pour les réactions se produisant en solution dans leau, on le précise généralement en plaçant le symbole (aq) en indice à droite de la formule du soluté. A(aq) : Soluté dissous dans leau Ce symbole sous entend que leau est le solvant. Cest labréviation du mot aqueux (aqua = eau)

29 Cours de T.Briere28 A ( l ) + 2 B (l) C (s) + 2 D (l) K = a A -1 * a B -2 * a C * a 2 D A liquide : a A = x A B liquide : a B = x B C solide : a C = 1D liquide : a D = x D K = x A -1 * x B -2 * x 2 D A (g ) + 3 B (s) C (s) + D (g) K = a A -1 * a B -3 * a C * a D A gaz : a A = P A B solide : a B = x B = 1 C solide : a C = x A = 1D gaz : a D = P D K = P A -1 * P D 2 A (aq ) + B (aq) 2C (s) + D (aq) K = a A -2 * a B * a C 2 * a D A soluté : a A = [A]B soluté : a B = [B] C solide : a C = x A = 1D Soluté : a D = [D] K = [A] -2 * [B] -1 * [D]

30 Cours de T.Briere29 La valeur de la constante déquilibre K est une mesure de la quantitativité de la réaction. Plus la valeur de K est élevée et plus la réaction se fait dans le sens 1. Plus la valeur de K est petite et plus la réaction se fait dans le sens 2. K = [Produits] / [Réactifs] A + B C + D Sens 1 Sens 2 Supposons la réaction totale dans le sens 1, le réactif A ou B en défaut va totalement disparaître. Le dénominateur de la fraction sera nul et K sera donc infini. K = ( [C] [D] )/ ( [A] [B] ) Inversement, supposons la réaction totale dans le sens 2, le réactif c ou d en défaut va totalement disparaître. Le numérateur de la fraction sera nul et K sera donc nul lui aussi.

31 Cours de T.Briere30 On utilise très fréquemment une forme logarithmique pour exprimer plus aisément la constante déquilibre. pK R = - log K R Pour fixer les idées, on considérera une réaction comme quasi totale si K R > 10 5 ou pK R < - 5 Inversement, on considérera quune réaction na pratiquement pas lieu et est négligeable si K R 5 Dans cette échelle, la réaction est dautant plus quantitative que son pK R est petit

32 Cours de T.Briere31 On mélange 100 ml de solution mol L -1 dun corps A et 20 ml de solution molaire dun corps B. Il se produit une réaction conduisant à la formation du composé soluble AB 4. On donne pK R = -5 pour cette réaction. Calculer les molarités des diverses espèces chimiques à l'équilibre. Exemple d application : 1) Ecriture et équilibrage de la réaction A(aq)AB 4( (aq) B(aq)+4 K R = [AB 4 ] [A] [B] 4

33 Cours de T.Briere32 A(aq)AB 4 (aq) 4 B(aq) + Etat Initialn 0 A =10 -3 n 0 B = Etat Final Calcul des quantités initiales : n 0 A = * 100 * = mole n(mol) = C (mol.L -1 ) * V (L) n 0 B = 1 * 20 * = mole n 0 AB4 = 0 Expression des quantités finales : Posons quil sest formé x mole de AB 4 Il a donc disparu x mole de A et 4x mole de B ( x ) mole de A et ( x ) mole de B ( x )( x )x Il reste donc : On mélange 100 ml de solution mol L -1 d un corps A et 20 ml de solution molaire dun corps B. Il se produit une réaction conduisant à la formation du composé AB 4. On donne pK R = -5 pour cette réaction. Calculer les molarités des diverses espèces chimiques à l'équilibre.

34 Cours de T.Briere33 Expression des concentrations [AB 4 ]= x / V [A]= ( x ) / V C (mol.L -1 ) = n(mol) / V (L) [B] = ( x ) / V Avec V = V total = L K R = [AB 4 ] [A] [B] 4 = x / V ( x ) / V( x ) 4 / V 4 x ( x )( x ) 4 K R = V4V4

35 Cours de T.Briere34 x ( x )( x ) 4 K R = V4V4 La résolution de cette équation dans laquelle x est la seule inconnue permettra de calculer les diverses concentrations à léquilibre. Il est toujours possible de résoudre une telle équation par calcul itératif ou en utilisant la fonction Solveur de sa calculatrice. Nous verrons quil est souvent possible de simplifier le problème par utilisation dapproximations raisonnables. Ici : pK R = -5 soit K R = 10 -pK R = 10 5

36 Cours de T.Briere35 Résolution par itérations successives Cliquez sur le bouton pour utiliser EXCEL Soient les résultats

37 Cours de T.Briere36 Simplification du problème Dans la plupart des cas on peut simplifier grandement le problème grâce a des approximations. Dans notre exemple la valeur élevée de K R permet de supposer la réaction totale dans le sens 1. AAB 4 4 B + Totale Etat Final Etat Initialn 0 A =10 -3 n 0 B = n 0 AB4 = 0 DéfautExcès = 0, [AB 4 ] = / = 8, mol.L - 1 [B] = 0,016/ = 0,133 mol.L - 1 On peut donc très facilement calculer [B] et [AB 4] :

38 Cours de T.Briere37 [AB 4 ] = / = 8, mol.L - 1 [B] = 0,016/ = 0,133 mol.L - 1 Pour calculer [A] il suffit dutiliser la constante déquilibre K R = [AB 4 ] [A] [B] 4 KRKR [AB 4 ] [A] = [B] 4 [A] = 8, / ( ,133 4 ) = 2,

39 Cours de T.Briere38 Comparaison des résultats obtenus Sans approximationAvec approximation écart ( % ) [A][A] [B][B] [AB 4 ] 2, , ,133 8, , ,134 5,6 % 0,8 % 2,9 % Si on na pas besoin dune très grande précision, les approximations conduisent par des calculs très simples à des résultats tout à fait acceptables. Lapproximation sera dautant meilleure que K est élevé. Ici avec K=10 5 on est à la limite de validité.

40 Cours de T.Briere39 Degré davancement dune réaction On définit le degré davancement (ou variable de De Donder) dune réaction par la relation : A + BC + D abcd = (1/ i ) (n i - n i 0 ) Etat Initialn0An0A n0Bn0B Etat Final n0Cn0C n0Dn0D nAnA nBnB nCnC nDnD = ( 1/-a ) ( n A - n 0 A ) = ( 1/-b ) ( n B - n 0 B ) = ( 1/c ) ( n C - n 0 C ) = ( 1/d ) ( n D - n 0 D ) Réactifs : i <0 Produits : i > 0

41 Cours de T.Briere40 Lutilisation de cette variable permet de simplifier les calculs en évitant lutilisation des règles de trois qui malgré leur simplicité apparente sont souvent sources derreurs dinattention. Nous allons montrer son intérêt sur un exemple concret, mais les résultats obtenus seront bien sur généralisable à toute réaction chimique. A + BC + D Etat Initialn0An0A n0Bn0B Etat Final n0Cn0C n0Dn0D n 0 A - n 0 B - n 0 C + n 0 D + i = (n i - n i 0 )n i = n i 0 + i = (1/ i ) (n i - n i 0 ) Réactifs : i <0 Produits : i > 0

42 Cours de T.Briere41 A + BC + D 2322 Etat Initialn0An0A n0Bn0B Etat Final n0Cn0C n0Dn0D n 0 A - xn 0 B - 3 x/2n 0 C + xn 0 D + x A = ( 1/-2 ) (n 0 A - x - n 0 A ) = x/2 = x / 2 x = 2 B = ( 1/-3 ) (n 0 B - 3x /2 - n 0 B ) = x/2 C = ( 1/2 ) (n 0 C + x - n 0 C ) = x/2 C = ( 1/2 ) (n 0 D + x - n 0 D ) = x/2 Calculons pour chaque constituant Quelque soit le constituant utilisé on obtient une expression identique !

43 Cours de T.Briere42 A + BC + D 2322 Etat Initialn0An0A n0Bn0B Etat Final n0Cn0C n0Dn0D n 0 A - xn 0 B - 3 x/2n 0 C + xn 0 D + x x = 2 n 0 A - 2 n 0 B - 3 n 0 C + 2 n 0 D + 2 Le nombre de mole de i à léquilibre est donc tout simplement donné par : n i = n 0 i + i Cette relation simple est toujours applicable et permet dexprimer très facilement le nombre de mole de chaque corps à léquilibre.

44 Cours de T.Briere43 Le degré davancement à la même valeur quel que soit le réactif ou le produit choisit pour le calculer. A cause de cette « invariabilité », il constitue un bon moyen de vérification des résultats obtenus. Il peut aussi être utilisé comme variable principale au lieu du nombre de mole. Cela simplifie souvent les calculs. Il est dautre part très utilisé en thermodynamique chimique ou en cinétique chimique.

45 Cours de T.Briere44 Degré de « dissociation » dun réactif On définit le degré de dissociation dun réactif par comme le rapport du nombre de mole sétant dissocié sur le nombre de mole qui aurait du se dissocier si la réaction était totale. Le degré de dissociation est compris entre 0 et 1. Il est souvent employé comme variable au lieu du nombre de mole car cela simplifie souvent les calculs. 0 < < 1 Remarque : On peut généraliser cette notion en utilisant les mots disparition et disparu au lieu de dissociation et dissocié ou même apparition et apparu dans le cas dun produit.

46 Cours de T.Briere45 Exemple : Dissociation dun acide faible Soit la réaction : AH aq + H 2 O = A - aq + H 3 O + aq AH aq + H 2 O = A - aq + H 3 O + aq On dissous C mole dacide faible AH dans un litre deau. Calculer le coefficient de dissociation de lacide. E.IC00 E.FC-xxx AH = x / C Excès x = C * AH C - C C C C ( 1 - C C On suppose C et K R connus. n AH dissocié = x Si réaction totale AH en défaut devrait totalement disparaître

47 Cours de T.Briere46 AH aq + H 2 O = A - aq + H 3 O + aq E. IC00 Excès C ( 1 - C C E. F K = [A - ][H 3 O + ] [AH] = C 2 2 / C ( 1 - ) = C 2 / ( 1 - ) Il ne reste qua résoudre léquation du second degré K * ( 1- ) = C 2 K - K = C 2 C 2 + K K = 0 Ici le volume est supposé être de 1 L et molarités ou nombre de moles sexpriment donc par le même nombre. Ce degré de dissociation sera souvent utilisé lors de létude détaillée des Acides et des Bases. Leau Solvant napparaît pas dans lexpression de K son activité étant lunité.

48 Cours de T.Briere47 CONCLUSION Lécriture de léquation bilan d une réaction chimique est toujours le premier travail du chimiste. Elle contient en elle même tous les renseignements nécessaires pour pouvoir prévoir les quantités de réactifs et de produits à létat final si la réaction est totale. Pour les réactions réversibles la connaissance de la constante déquilibre est aussi nécessaire pour déterminer la composition à léquilibre. La notion de proportionnalité est loutil mathématique le plus utilisé en chimie. Malgré son apparente simplicité, lexpérience montre quil est aussi la principale cause derreur dans les exercices. Il est donc particulièrement important de bien la maîtriser. Elle constitue la base fondamentale de la chimie sur laquelle sont sappuyer toutes les autres notions.


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