La constante d’équilibre Kc Vérification de la validité de la loi d’action de masse, sur une réaction.

Rappel sur le calcul du pH Le pH, mesure de la concentration en ions H+ d’une solution, se calcule de la façon suivante: - log 10 [ H+ ] = pH 10-pH = [H+] Ainsi, une solution de pH = 5,64 a une concentration en ions H+ = 2,3 x 10-6 mol/L. Et une solution de concentration 2,5 x 10-2 mol/L d’ions H+ aura un pH = 1,6. Rappel: Le pH n’a pas d’unité.

Les électrolytes forts et faibles Les électrolytes forts sont des substances qui, lorsque mises en solution, se dissocient totalement. ex.: NaCl (s)  Na+ (aq) + Cl- (aq) et HCl (g)  H+ (aq) + Cl- (aq)

Les électrolytes forts et faibles Les électrolytes faibles sont des substances qui, lorsque mises en solution, se dissocient partiellement. Un équilibre s’établit entre la forme dissociée et non dissociée de la substance. ex.: Ca(OH)2 (s)  Ca2+ (aq) + 2 OH- (aq) et CH3COOH (aq)  H+ (aq) + CH3COO- (aq)

CH3COOH (aq)  H+ (aq) + CH3COO- (aq) Nous utiliserons donc cette dernière équation pour notre démonstration. Il s’agit de la dissociation de l’acide acétique. Il en résulte des protons H+ et des ions acétate. CH3COOH (aq)  H+ (aq) + CH3COO- (aq) À l’inverse, à partir d’ions acétate et de protons, on peut former de l’acide acétique.

Situation initiale D’abord, je pipette un volume de 100 mL de solution d’acétate de sodium 1,00 mol/L et le dépose dans un bécher de 250 mL. Il n’a que des CH3COO- (aq) présents dans la solution. (Les ions Na+ sont négligés ici car ils ne sont pas impliqués dans l’équilibre.) J’ajoute 20 mL de solution de HCl 1,00 mol/L à la solution d’acétate de sodium et j’agite bien. Il s’agit d’une source de H+, les Cl- étant négligés.

En réaction Tel que le prédit le principe de Le Châtelier, le système dont l’équilibre est modifié, réagit de manière partielle et opposée. Ainsi, l’ajout des H+ force le système à consommer une partie de ces ions qui se lieront aux ions acétate pour former de l’acide acétique. CH3COO- (aq) + H+ (aq)  CH3COOH (aq)

A l’équilibre Il ne restera qu’une infime proportion d’ions H+ car la presque totalité aura réagi. La concentration d’ions acétate aura diminué et celle de l’acide acétique aura augmenté. La concentration d’ions H+ à l’équilibre peut être déterminée par la lecture du pH.

Voyons maintenant le lien avec le Kc La constante d’équilibre, Kc, est le résultat du rapport du produit des concentrations des produits sur le produit des concentrations des réactifs. Selon l’équation aA + bB  cC + dD Le Kc se calcule :

Comment connaître la quantité d’ions H+ qui réagiront ? En mesurant le pH de la solution, on trouve la quantité d’ions H+ à l’équilibre. Connaissant la quantité initiale, on peut, par soustraction, déterminer quelle quantité aura réagi et donc quelle sera la concentration de l’acide acétique formé. CH3COO- (aq) + H+ (aq)  CH3COOH (aq)

Si les concentrations changent, qu’adviendra-t-il du Kc ? Regardons l’exemple précédent à l’aide des résultats hypothétiques. Nous préparerons une solution à partir de 100 mL d’acétate de sodium et 20 mL d’acide chlorhydrique. Nous ajouterons, à cette solution 20 mL d’acide chlorhydrique, à trois reprises,en prenant soin de lire le pH. Nous poserons l’hypothèse suivante: LA VALEUR DU KC EST PAR DÉFINITION UNE CONSTANTE DONC DEMEURERA INCHANGÉE MALGRÉ L’AJOUT DE H+.

ATTENTION ! Il faut absolument mettre les concentrations en mol/L avant d’effectuer les calculs associés au Kc. Par exemple, dans le bécher préparé plus tôt, il y avait 20 mL de HCl 1 M donc 0,02 mol de H+ qui ont été ajoutés au volume de solution d’acétate de sodium (100 mL). La concentration résultante était de 0,02 mol / (100 mL+20 mL) = 0,17 mol/L.

Tableau des résultats Mélange pH [H+] 5,3 5,0 x 10-6 4,9 1,3 x 10-5 100 mL NaCH3CO2 + 20 mL de HCl 5,3 5,0 x 10-6 120 mL de mélange + 20 mL de HCl 4,9 1,3 x 10-5 140 mL de mélange + 20 mL de HCl 4,5 3,2 x 10-5 160 mL de mélange + 20 mL de HCl 4,1 7,9 x 10-5

Exemple pour la première solution Système à l’équilibre H+ (aq) + CH3COO- (aq)  CH3COOH(aq) Au départ (en mol/L) 1,7 x 10-1 8,3 x 10-1 Réaction (en mol/L) À l’équilibre (en mol/L) 5,0 x 10-6 6,6 x 10-1

Exemple pour la deuxième solution Système à l’équilibre H+ (aq) + CH3COO- (aq)  CH3COOH(aq) Au départ (en mol/L) 1,4 x 10-1 9,2 x 10-2 2,4 x 10-2 Réaction (en mol/L) À l’équilibre (en mol/L) 1,3 x 10-5 6,4 x 10-1 1,5 x 10-1

Calcul de Kc Complétez les tableaux de la page 233 et concluez selon l’hypothèse de départ.