L’équilibre et les systèmes chimiques Chapitre 7 – Les réactions réversibles et l’équilibre chimique http://www.teachertube.com/view_video.php?viewkey=b763c4ae7871e4050c71 Ap chemistry podcast 2.0 equilibrium constants 08 (6min)

Lire – intro page 322 Équilibre Les variations opposées ds un système chimique fermé simultanée font que le système ne subit aucun changement global.

2 exemples (page 323-324) lors d’une averse, une flaque d’eau n’est pas un système en équilibre, car l’eau s’évapore et il n’atteint pas d’équilibre l’eau ds un bocal qui est fermé, l’eau s’évapore, et par la suite se condense et redevient l’eau liquide, le système est en équilibre.

L’équilibre physique est habituellement observé ds des solutions saturées ou lors du changement d’état (ex : solution saturée du sucre et de l’eau). L’équilibre chimique est atteint lorsque les vitesses des réactions directes et inverses sont égales et que les [ ] des produits et des réactifs ne changent plus avec le temps (ce qui est un résultat direct de la stabilité du système et de la spontanéité de la réaction).

Caractéristiques d’un système à l’équilibre les propriétés observables (macroscopiques) sont constantes. l’équilibre peut être atteint seulement ds un système fermé. un système à l’équilibre reste à l’équilibre aussi longtemps que le système reste fermé. l’équilibre peut être obtenu à partir de la direction directe ou de la direction inverse.

N.B. Lorsque les vitesses directes et inverses deviennent égales, le système acquiert des propriétés constantes et semble arrêter de réagir (équilibre dynamique). À l’équilibre, le processus microscopique (propriétés invisibles des molécules du système) se poursuit sans changement macroscopiques (propriétés visibles ou mesurables d’un système).

Par convention, on présente un système en équilibre en utilisant 2 flèches A + B C + D

Exemple de processus en équilibre Sucre + Eau saturée du sucre, (fermé) bocal fermé avec de l’eau liquide Équilibre homogène équilibre où les réactifs et les produits sont dans la même phase (exemple : gaz + gaz gaz). Équilibre hétérogène (équilibre où les réactifs et les produits ne sont pas dans la même phase, exemple : liquide + liquide  solide + liquide)

Page 327, #2, 3, 4 et 5

Quand une réaction réversible est proche de l’équilibre, les [ ] des produits et de réactifs se stabilisent et la vitesse de la réaction directe égale la vitesse de la réaction inverse. Réponses À l’échelle moléculaire, il existe un mouvement constant des molécules de CO2(g) présentes dans l’espace situé au-dessus du liquide qui se dissolvent ds le liquide, est des molécules qui quittent le liquide vers l’espace au-dessus de ce dernier. La pression, la température, la composition et la quantité de particules demeureront constantes.

Ds un bocal étanche, le nombre de molécules ds le liquide n’est pas égal à celui ds la phase gazeuse. Seules les vitesses de transformation des molécules d’eau en cours de condensation et d’évaporation sont égales. La glace et la neige fondante formeront un mélange lors de l’équilibre à 0oC. À des températures au-dessus de 0oC, la glace et la neige fondante tendent à fondre et à des températures sous 0oC, la neige fondante commencera à geler. À 0oC, la vitesse des molécules d’eau qui alternent entre l’état de neige fondante (liquide) et l’état solide sera la même.

– Thermodynamique et équilibre (section 7.2 manuel) Changement spontané un changement qui se produit naturellement ds certaines conditions

Lien entre l’enthalpie et les changements spontanés N.B. enthalpie : énergie interne Exemple : balle située au sommet d’une colline – elle va rouler vers le bas.

comment sais-tu que de l’énergie est libérée? Transfert d’énergie potentielle vers l’énergie cinétique et le mouvement spontané. Le mouvement d’une balle du bas vers le haut d’une colline est-il un changement favorable? Non, car l’énergie doit être appliquée pour déplacer la balle vers le haut (un changement non spontané)

Entropie (S) est la tendance d’un système à avoir un caractère aléatoire (au hasard) ou désordonné ou bien c’est la mesure du désordre d’un système Exemple : Un jeu de cartes (c’est ordonné, mais si on brasse les cartes, il n’est pas probable de le remettre dans le même ordre original)

N.B. - entropie faible : arrangement ordonné de particules - entropie forte : arrangement aléatoire de particules L’entropie d’un système augmente avec la température (les particules bougent plus, sont plus chaotiques, plus aléatoire)

Principes de la thermodynamique Principe de la conservation de l’énergie (∆Eunivers = ∆Esystème + ∆Emilieu extérieur = 0) Énergie est constante !

l’entropie totale de l’univers est en progression constante Exemple : lorsque vous venez en classe (les élèves) vous venez de différentes directions  grande entropie ; état final lorsque tous les élèves sont en classe  entropie faible) influence sur le milieu extérieur  page 330 – 331

Concept d’énergie libre un processus spontané est un changement qui se fait sans l’utilisation d’énergie externe et qui a comme résultat une meilleure stabilité. L’énergie libre (G) est un concept qui nous permet de savoir si un changement dans un système sera spontané.

(énergie libre continué…) L’énergie libre est une mesure de l’instabilité d’un système, et est définie comme étant la portion de l’énergie qui est disponible pour faire un travail. Le changement d’énergie ds un système est ∆G

Exergoniques : ∆G ‹ 0 (négatif) relâche de l’énergie libre dans le système spontané réaction chimique qui dégage en se réalisant une forme d’énergie catabolisme ex : dégradation du sucre : C6H12O6  6CO2 + 6H2O ∆G = - 2871 kJ/mol (utilisé par la cellule)

Endergoniques : ∆G › 0 (positif) absorbe de l’énergie libre du système  ajout de l’énergie Non-spontanée anabolisme 6CO2 + 6H2O  C6H12O6 ∆G = + 2871 kJ/mol

N.B. Si on ajoute de l’énergie, on augmente l’entropie aussi (S augmente ds le système) ∆G = ∆H - T∆S ∆G = variation de l’énergie libre ∆H = variation de l’enthalpie (énergie interne) T = température (en Kelvin) ∆S = variation de l’entropie

*N.B.* « ∆G d’une réaction nous permet de voir si la réaction est une source d’énergie utile. »

ΔG < 0 (négatif) implique une réaction de base spontanée ΔG = 0 réaction à l’équilibre ΔG > 0 réaction directe qui n’est pas spontanée, réaction inverse est spontanée.

« Les réactions exothermiques sont souvent spontanées parce que le signe ΔH est négatif. L’équation indique que les réactions exothermiques ne sont non spontanées que lorsque ΔS est négatif et que la valeur de -T∆S est assez élevée pour rendre ∆G positif. »

« Dans la plupart des réactions, l’entropie du système augmente, donc la valeur de -T∆S est négative. Par conséquent, la plupart des réactions tendent à être plus spontanées à des températures plus élevées. À basse température, seules les réactions très exothermiques demeurent spontanées. »

Exemple : Hg(l) + ½ O2(g)  HgO(s) ∆H = -90.8 kJ T › 400oC, ΔS < 0 -T∆S › 90.8, ∆G › 0 Non spontanée

∆H ∆S -T∆S ∆G Commentaires - + - - + + - - + + + - ∆G = ∆H - T∆S La réaction est spontanée - ∆G < 0 + - - + ∆G > 0 + La réaction n’est pas spontanée La réaction sera plus apte à être spontanée à des basses températures - - + + La réaction sera spontanée à des hautes températures + - ∆G = ∆H - T∆S

Questions – Page 333 #1 et 3

Un changement chimique spontané est un changement qui possède une tendance naturelle à se produire dans certaines conditions, comme la respiration cellulaire et l’acier exposé d’une vieille automobile qui commence à rouiller. Un changement chimique non spontané est un changement qui ne possède pas une tendance naturelle à se produire ds certaines conditions, comme la décomposition de HgO à la température ambiante et la formation d’eau à partir d’oxygène et d’hydrogène gazeux à la température ambiante.

La condensation de la vapeur d’eau Réponses La fonte de la glace Entropie augmente (particules bougent plus vite, plus de désordre) La condensation de la vapeur d’eau Entropie diminue (condensation, les particules bougent moins, sont plus en ordre) La dissolution du sucre dans l’eau Entropie augmente (particules bougent plus vite et se mélange) HCl(g) + NH3(g)  NH4Cl(s) entropie diminue (crée des liaisons – plus ordonnée) CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) entropie augmente (brise des liaisons – moins ordonnée)

– La constante d’équilibre Thermodynamique étude de l’énergie et du transfert d’énergie « détermine si une réaction se produira (Ea diminue) à une certaine température et quand l’équilibre sera atteint »

Loi de l’équilibre chimique à l’équilibre, il y a un rapport constant entre la concentration des produits et celle des réactifs dans tout changement

Constante d’équilibre (Kq) ou (Kc) indique le rapport de la constante de vitesse de la réaction de base (directe), Kb, divisée par la constante de vitesse de la réaction inverse, Ki. Est le rapport entre le produit des concentrations et de ses réactifs Caractérisé par l’état d’équilibre d’une réaction Pas d’unités Lorsqu’un système est à l’équilibre, la constante d’équilibre change seulement avec la température

Exemple : N2O4(g) 2NO2(g) Réaction réversible Réaction Réaction directe (élém) inverse (élém) N2O4  2NO2 2NO2  N2O4 Vitesse = Kb[N2O4] vitesse = Ki[NO2]2

À l’équilibre, vitesse directe = vitesse inverse Kb[N2O4] = Ki[NO2]2 Kc = Kq = Kb = [NO2]2 Ki [N2O4] Produits ÷ réactifs

aP + bQ ↔ cR + dS Expression de l’équilibre : Kc = [R]c[S]d = produits [P]a[Q]b réactifs Toujours, les exposants sont les coefficients stœchiométriques des réactions élémentaires.

Problème 2SO2 + O2  2SO3 Écris l’expression de l’équilibre Kc = [SO3]2 [SO2]2[O2]

Exercices (page 336) # 1 à 5

Kc = [CH3CHCOOCH2CH3][ H2O] [CH3CH2OH] [CH3COOH] Kc = [NO]2 [N2] [O2] Kc = [H2O]2 [H2]2 [O2] Kc = [Fe2+] 2[I2] [Fe3+] 2[I-]2 Kc = [NO]4 [H2O]6 [NH3]4 [O2]5

Problème N2(g) + 3Cl2(g) ↔ 2NCl3(g) On a conservé un mélange d’azote et de chlore gazeux à une certaine température ds un ballon de 5,0 L. Lorsque le mélange est à l’équilibre, le ballon contient 0,0070 mol de N2(g), 0,0022 mol de Cl2(g) et 0,95 mol de NCl3(g). Calcule Kc de cette réaction.

Concentration : mol ÷ L [N2] = 0,0070 mol ÷ 5,0 L = 0,0014 mol /L [Cl2] = 0,0022 mol ÷ 5,0 L = 0,00044 mol/L [NCl3] = 0,95 mol ÷ 5,0L = 0,19 mol/L Kc = [NCl3]2 [N2] [Cl2]3 Kc = (0,19 mol/L)2 (0,0014 mol /L) (0,00044 mol/L)3 Kc = 3,027060749 × 10 11 (pas d’unité)

Exercices – page 338 (constante d’équilibre) #6 à 10

[PCl5] = 1,2 × 10-2 mol/L [PCl3] = 1,5 × 10 -2 mol/L [Cl2] = 1,5 × 10 -2 mol/L Kc = ? Kc = [PCl3] [Cl2] [PCl5] Kc = (1,5 × 10 -2 mol/L) (1,5 × 10 -2 mol/L) (1,2 × 10-2 mol/L) Kc = 0.01875

V = 2.0 L [I2] = 0.024 mol / 2L = 0.012mol/L [Br2] = 0.050 mol/ 2L = 0.025 mol/L [IBr] = 0.38 mol / 2 L = 0.19 mol/L Kc = [IBr] 2 [Br2] [I2] Kc = (0.19 mol/L)2 (0.012mol/L) (0.025 mol/L) Kc = 120.33333333

2CO2 ↔ 2CO + O2 [CO2(g)] = 1,2 mol/L [CO(g)] = 0,35 mol/L [O2(g)] = 0,15 mol/L Kc = [CO(g)] 2[CO(g)] [CO2(g)]2 Kc = (0,35 mol/L)2( 0,15 mol/L) (1,2 mol/L)2 Kc = 0.0127604167

2H2S ↔2H2 + S2 [H2] = 0.013 mol/L [S2] = 0.046 mol/L [H2S] = 0.18 mol/L Kc = [H2]2 [S2] [H2S]2 Kc = (0.013 mol/L)2(0.046 mol/L) (0.18 mol/l)2 Kc = 2.399382716 × 10-4

V = 4,0 L [CH4] = 0.46 mol / 4 L = 0.115 mol/L [C2H2] = 0.64 mol / 4 L = 0.16 mol/L [H2] = 0.92 mol / 4L = 0.23 mol/L Kc = [C2H2] [H2]3 [CH4]2 Kc = (0.16 mol/L) (0.23 mol/L)3 (0.115 mol/L)2 Kc = 0.1472

La mesure des concentrations à l’équilibre On a vu que Kc se calcul d’après le rapport entre la [ ] des produits et des réactifs à l’équilibre. Afin de prendre ces mesures, il faut noter certaines propriétés telles que la couleur, le pH et la pression ds les réactions gazeuses. Certaines [ ] à l’équilibre se calculent d’après les [ ] initiales des réactifs et la [ ] d’un produit à l’équilibre. http://www.chm.davidson.edu/ronutt/che115/EquKin/EquKin.htm

N.B. À l’équilibre, les [ ] des produits et des réactifs ne sont pas ds les mêmes proportions que les coefficients de l’équation chimique. Seul un changement de [ ] à partir de la [ ] initiale des produits et des réactifs vers la [ ] d’équilibre aura le même rapport que ceux des coefficients de l’équation. (La variation  le rapport avec les coefficients stœchiométriques)

  MEGA IMP    « La concentration d’un réactif à l’équilibre est la somme de sa concentration initiale et de la variation de la concentration ».

Exemple : Fe3+(aq) + SCN-(aq) ↔ Fe(SCN)2+(aq) Incolore rouge D’après l’intensité de couleur de la réaction, on peut déterminer la concentration de Fe(SCN)2+ à l’équilibre.

Tableau des valeurs IVÉ (initiale, variation, équilibre) Concentration (mol/L) Fe3+(aq) + SCN-(aq)↔Fe(SCN)2+(aq) Initiale 0.0064 0.0010 0 Variation -4.5 × 10-4 -4.5 × 10-4 +4.5 × 10-4 Équilibre (0.00595) 5.5 ×10-4 +4.5 × 10-4 0.0064 + (-4.5×10-4) (0.0010 + -4.5×10-4) Pour chaque mole de Fe(SCN)2+ qui se forme lorsque des égales de Fe3+ et SCN- réagissent.

N.B. À l’équilibre, les [ ] des produits et des réactifs ne sont pas ds les mêmes proportions que les coefficients de l’équation chimique. Seul un changement de [ ] à partir de la [ ] initiale des produits et des réactifs vers la [ ] d’équilibre aura le même rapport que ceux des coefficients de l’équation.

CALCUL DE L’ÉQUILIBRE Tableau des valeurs IVÉ utilisé pour résoudre des problèmes d’équilibre chimique valeur initiale de la concentration des réactifs, la variation et la valeur à l’équilibre.

Problème CO(g) + H2O(g)   H2(g) + CO2(g) À 700K, Kc = 8,3 Au début de la réaction, il y a 1 mol de CO(g) 1 mol de H2O(g) Récipient de 5L Quelle quantité de chaque substance sera ds le récipient lorsque les gaz seront à l’équilibre à 700K?

Concentrations initiales [CO] = 1 mol ÷ 5L = 0.2 mol/L [H2O] = 1 mol ÷ 5L = 0.2 mol/L Tableau des valeurs IVÉ Concentration (mol/L) CO + H2O ↔ H2 + CO2 Initiale 0.20 0.20 0 0 Variation -x -x +x +x Équilibre 0.20 – x 0.20 –x 0 + x 0 + x (initiale + variation)

Kc = [H2] [CO2] [CO] [H2O] 8,3 = (x) (x) = x2 (0.2-x) (0.2-x) (0.2 – x)2 Pour trouver la valeur de x, il faut utiliser la formule suivante :

X1 = 3.32 + 1.1523888 X2 = 3.32 – 1.1523888 14.6 14.6 X1 =0.3063280016 X2 = 0.148466519 Une des deux valeurs n’est pas valable (x représente la [ ], il n’est PAS POSSIBLE d’avoir une [ ] négative!)

[CO] à l’équilibre = 0.20 – x = 0.20 – x1 =0.20– 0.3063280016 = -0.1063280016 ([ ] impossible!!) DONC  [CO] à l’équilibre = 0.20 – x2 = 0.2 – 0.148466519 = 0.051533481 mol/L [H2O] à l’équilibre = 0.20 – x

[H2] = 0.148466519 mol/L [CO2] = 0.148466519 mol/L (la valeur de x!)

Quantité à l’équilibre (nombre de mol) De H2 [H2] = 0.15 mol/L × 5L = 0.75 mol De CO2 [CO2] = 0.15 mol/L × 5L = 0.75 mol De CO et de H2O [CO] = [H2O] = 0.05 mol/L × 5L = 0.25 mol Nombre de moles de chacun à l’équilibre

Problème H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) Kc = 25 nH2 = 2,0 mol nI2 = 3,0 mol V = 1,0 L Quelles sont les concentrations à l’équilibre des composés? [ ] initiale de chaque gaz  : [H2] = 2,0 mol / 1L = 2 mol/L [I2] = 3.0 mol / 1L = 3 mol /L

Concentration (mol/L) H2 + I2 ↔ 2HI Initiale 2.00 3.00 0 Variation -x -x +2x Équilibre 2-x 3-x +2x Kc = [HI] 2 [H2][I2]

X1 = 4.285714286 X2= 1.6666666 X1 n’est pas possible  [ ] négative À l’équilibre [HI] = 2(1.7) = 3.4 mol/L [H2] = 2 – 1.7 = 0.3 mol /L [I2] = 3 – 1.7 = 1.3 mol/L

Exercices – Page 347, #11, 13, 14, 15

Page 347 – 11, 13, 14 et 15 11. Kc = 82 I2 + Cl2 ↔ 2ICl [I2] = 0,83 mol ÷ 10 L = 0.083 mol/L [Cl2] = 0.83 ÷ 10 L = 0.083 mol/L Concentration I2 Cl2  2ICl Initiale 0.083 0.083 0 variation -x -x 2x Équilibre 0.083 – x 0.083 – x 2x

Kc = [ICl]2 [I2][Cl2] 82 = (2x)2 (0.083-x)(0.083-x) 82 (0.006889 – 0.166x + x2) = 4x2 0.564898 – 13.612x + 82x2 = 4x2 0.564898 – 13.612x + 78x2 = 0

X1 = 0.1065281284 X2 =0.0679846921 X1 – n’est pas possible (donne une concentration négative) [I2] = [Cl2] = 0.083 –x = 0.083 – 0.0679846921 = 0.0150153079 mol /L [ICl] = 2x = 2 ( 0.0679846921) = 0.1359693842 mol /L

#13 – ici… (page 20) 14 et 15, feuille photocopiée…

L’interprétation qualitative de la constante d’équilibre Kc = produits ÷ réactifs Si Kc > 1 la [ ] des produits est plus grande que la [ ] des réactifs ce qui implique que l’équilibre favorise les produits ou le côté droit de la réaction. Si Kc = 1 la [] des produits et celle des réactifs sont environ égales à l’équilibre. Si Kc < 1 la [] des réactifs est plus grande que la [ ] des produits ce qui implique que l’équilibre favorise les réactifs ou le côté gauche de la réaction.

Problème – Page 349 manuel CO + Cl2 ↔ COCl2 Kc = 0,20 à 870K Kc = 4,6× 107 à 370K Est-ce que la production du COCl2 est plus favorable à haute ou basse température? (i.e. Quand est-ce que la réaction favorise la production des produits, haute ou basse température?) À 370K, Kc est plus grand, ce qui implique que l’équilibre favorise les produits a de basses températures.

Exercices – Page 349 et 350 - #16 Dans la réaction H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g), la valeur de Kc est de 25,0 à 1100K et de 8,0×102 à la température ambiante, 300K. Laquelle des températures favorise la dissociation du HI(g) en ses gaz composants? Quand est-ce que les réactifs sont favorisés? À la plus haute température pour cette réaction 1100 K

Trois réactions et leur constante d’équilibre sont données ci-dessous I. N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) Kc = 4.7 × 10-31 II. 2NO(g) + O2 ↔ 2NO2(g) Kc = 1.8 × 10-6 III. N2O4 ↔ 2NO2(g) Kc = 0.025 Classe ces réactions dans l’ordre de leur tendance à former des produits. I 3 II 2 III 1

La signification d’une faible constante d’équilibre Kc faible (Par rapport à la concentration initiale la plus faible) [ ]i – x ~ [ ]i On ignore x Si [ ]i = 0, la concentration de la substance à l’équilibre est significative. Kc est mesurée avec une marge d’erreur de moins de 5%.

Approximation si la réponse est supérieure à 500, l’approximation est justifiée (c’est bien!) On ignore x!  si la réponse est 100 < réponse < 500, l’approximation peut être justifiée si la réponse est inférieure à 100, l’approximation n’est pas justifiée (pas bien!) On n’ignore pas x! :(

N.B. Les valeurs de Kc n’indiquent pas la vitesse à laquelle une réaction se produit. Elles ne font que prédire les résultats de la réaction et la quantité de produit générée, laquelle variera selon les différentes conditions de réaction.

Problème N2 + O2 ↔ 2NO Kc = 4,2 × 10-8 N2 = 0,085 mol O2 = 0,038 mol V = 1L [NO] à l’équilibre?

Étape 1 Concentration initiale la plus faible = 0.038 Kc 4.2*10-8 = 904 761.9048 Vu que cette valeur est >500, on peut ignorer la variation de [N2] et [O2] Lien – document (page 25)

Exercices – Page 352 - #21, 22, 23, 24 et 25

3.4 – Le sens de la réaction Quotient de réaction (Qc) expression pareille à la constante d’équilibre mais les [ ] utilisées ne sont pas nécessairement à l’équilibre

aP + bQ ↔ cR + dS Qc = [R]c[S]d [P]a[Q]b Si Qc = Kc, le système est à l’équilibre Si Qc › Kc, le système atteint l’équilibre en se déplaçant vers les réactifs (la gauche) Si Qc ‹ Kc, le système atteint l’équilibre en se déplaçant vers les produits (la droite).

Qc Kc Équilibre Réactifs  Produits Réactifs  Produits Progression de la réaction

Problème N2 + 3H2 ↔ 2NH3 À 500oC, Kc = 0,40 [N2] = 0.10 mol/L [H2] = 0.30 mol/L [NH3] = 0.20 mol/L Ce système est-il à l’équilibre? Sinon, dans quel sens la réaction se déplace?

Qc = [NH3]2 [N2][H2]3 Qc = (0.20)2 (0.10)(0.3)3 Qc = 14.81481481 Qc ≠ Kc Qc › Kc  la réaction se déplace vers la gauche (vers les réactifs)

Exercices – Page 356, 26a, 27 et 28

Principe de Le Chatelier Tout équilibre dynamique tend à réagir de manière à annuler l’effet des changements apportés aux conditions qui influent l’équilibre Utilisé pour indiquer comment un système réagit au changement dans un système Change la [ ] des réactifs ou produits Change le volume Change la température Change la pression (gaz)

Application du principe de LeChatelier A + B ↔ C + D Déplacement de l’équilibre Changement apporté Illustration Ajout réactif A A + B ↔ C + D Droite Ajout produit C A + B ↔ C + D Gauche A + B ↔ C + D Gauche Retrait réactif A Droite Retrait produit C A + B ↔ C + D

2C(s) + 3H2(g) ↔ C2H6(g) + Énergie (exothermique) Question 2C(s) + 3H2(g) ↔ C2H6(g) + Énergie (exothermique) [C(s)] [H2] [C2H6] Déplacement de l’équilibre Augmentation de la température Variation de la concentration AJOUT Diminution de la pression Gauche Droite Gauche

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/lechv17.swf Bulletin de chimie – Page 362

L’effet des ions communs Un phénomène de déplacement de l’équilibre provoqué par l’addition d’un ion (ds une solution aqueuse) qui est commun à une ou plusieurs substances, l’effet est basé sur le principe de Le Chatelier. Important pour la solubilité des sels (composés ioniques) L’équilibre et la variation de la température Lorsque la température change, la valeur de Kc change aussi. Si on augmente la température, on influence les vitesses de réaction directes et inverses.

Exemple : Réaction endothermique 2SO3  2SO2 + O2 ∆H = +197 kJ De gauche à droite, le système absorbe de l’énergie si on augmente la température, on augmente l’énergie du système. D’après le principe de Le Chatelier, il y aura un déplacement dans la réaction qui annulera le changement dans la réaction (c’est-à-dire l’équilibre). Ce déplacement tend à enlever l’énergie qui était ajoutée Kc augmente – température augmente.

∆H > 0 (endothermique) Lorsque la température augmente, l’équilibre tend vers le côté droit de la réaction (favorise les produits) Kc augmente Lorsque la température diminue, l’équilibre tend vers le côté gauche de la réaction (favorise les réactifs) Kc diminue

∆H < 0 (exothermique) Lorsque la température augmente l’équilibre tend vers le côté gauche de la réaction (favorise les réactifs) Kc diminue Lorsque la température diminue, l’équilibre tend vers le côté droit de la réaction (favorise les produits) Kc augmente

L’équilibre et la variation de la pression et du volume La pression d’un gaz augmente lorsqu’on diminue le volume. D’après le principe de Le Chatelier, l’équilibre se déplacera de façon à réduire la pression des gaz. À température constante, lorsqu’on diminue le volume d’un mélange de gaz (augmente la pression) l’équilibre se déplace ds le sens où il y a le moins de molécules de gaz. (i.e. si on diminue la pression l’équilibre se déplace dans le sens où il y a le plus de molécules de gaz)

L’équilibre et l’effet des catalyseurs Un catalyseur augmente la vitesse d’une réaction en diminuant l’énergie d’activation de la réaction directe et de la réaction inverse. En autres mots, l’équilibre n’est pas influencé par un catalyseur mais le temps ds lequel la réaction prend pour atteindre l’équilibre est influencé par un catalyseur.

Problème PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g) ∆H = + 56 kJ (endothermique) Dans quel sens l’équilibre se déplace-t-il suite aux changements suivants : Ajoute PCl5 enlève Cl2 diminue la température augmente la pression en ajoutant de l’hélium emploie un catalyseur

Réponse l’équilibre se déplace de façon à réduire [PCl5] – droite l’équilibre se déplace de façon à augmenter [Cl2] – droite Température diminue, équilibre se déplace dans le sens de la réaction endothermique (gauche) hélium ne réagit pas et l’équilibre ne change pas catalyseurs n’influencent pas l’équilibre.

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