L’équilibre chimique

L’équilibre physique et chimique Exemple: Un bécher fermé rempli à moitié d’acétone constituera, après quelques instants, un système en équilibre. L’évaporation de l’acétone se produira jusqu’à la saturation de l’air au-dessus du liquide. La vapeur d’acétone liquéfiera et retournera dans la phase liquide. La vitesse d’évaporation sera égale à la vitesse de liquéfaction. Les molécules seront toujours en mouvement et changeront constamment de phase. État gazeux État liquide CH3COCH3(l) CH3COCH3(g)

Voici une animation démontrant la nature moléculaire entre le brome liquide et le brome gazeux: http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/animations/equilvpBr2V8.html

Pour être en équilibre physique, un système doit: Être fermé Être à une température constante

L’équilibre chimique Exemple: H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) La vitesse de la réaction directe est égale à celle de la réaction inverse. En d’autre mots, chaque fois qu’une molécule de H2 se combine à une molécule de Cl2, il y a une molécule de HCl qui réagit avec une autre molécule de HCl pour se réarranger et former les réactifs H2 et Cl2.

Voici une animation qui démontre un équilibre chimique avec le système N2O4 - NO2 à l’échelle moléculaire: http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/animations/no2n2o4equilV8.html

Pour être en équilibre chimique, un système doit: Être en équilibre quand à la vitesse du processus direct est égale à celle du processus inverse. Être fermé, dans lequel il n’y a pas d’échange de matière avec l’extérieur Posséder des propriétés macroscopique constante, comme la couleur, la pression, la concentration, la température et le pH Être le siège d’une réaction réversible, c’est-à-dire l’équilibre peut s’établir dans un sens ou dans l’autre

Question: Un verre et un pot fermé hermétiquement sont sur le comptoir de la cuisine. Les deux sont à demi remplis d’eau. On ne les touche pas pendant plusieurs heures. Le liquide et la vapeur d’eau atteindront-ils un équilibre dans l’un ou l’autre des récipients? Justifie ta réponse.

Comment les systèmes atteignent l’équilibre? À mesure que la réaction directe se produit, la concentration des réactifs diminuent et la concentration des produits augmentent. À la droite de la ligne grise du diagramme, les concentrations des substances ne changent plus en fonction du temps. Une partie des produits se décomposent en réactifs à la même vitesse que la formation des produits. Alors on dit que l’équilibre est atteint.

B. La loi d’équilibre Une fois l’équilibre atteint, les vitesses de réaction directe et inverse sont égale mais les concentrations ne sont pas nécessairement égales. Deux chimistes norvégiens, Cato Guldberg et Peter Waage, sont venus à proposer en 1864, la loi de l’équilibre chimique, aussi appelée loi d’action masse. Cette loi stipule que, à une température donnée, il existe une relation constante entre les concentrations des produits et des réactifs à l’équilibre.

La loi d’équilibre (ou de l’action de masse): Soit l’équation générale: aA + bB cC + dD Kc = [C]c [D]d où [A], [B], [C] et [D] représentent les concentrations des réactifs [A]a [B]b et des produits lorsque la réaction est en équilibre et que les concentrations ne changent plus a, b, c et d sont les coéfficient stoïchiométriques de l’équation

La valeur numérique de la constante d’équilibre nous indique la concentration relative produits comparativement à la concentration des réactifs dans un système équilibré. Si Kc › 1 alors la formation de produits est favorisée NB la réaction est presque terminée quand l’équilibre a été atteint (Kc ›1010) Si Kc ‹ 1 alors la formation de réactifs est favorisée NB la réaction n’a pas lieu du tout (Kc ‹10-10) Si Kc ≈ 1 alors la formation de produits et de réactifs sont à peu près égale

Exemple de problème sur une réaction à l’équilibre dans un système homogène: L’acide sulfurique est produit par le procédé de contact, dans lequel une réaction intermédiaire repose sur l’oxydation catalytique du dioxyde de soufre: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Écris l’expression de l’équilibre de ce processus. Kc = [SO3]2 [SO2]2 [O2]

ACTIVITÉ 1: Faire les questions #1 - #10 à la page 428.

Exemple de problème sur une réaction à l’équilibre dans un système hétérogène: Le calcaire, ou carbonate de calcium, CaCO3(s), se décompose pour former de la chaux vive, CaO(s), et du dioxyde de carbone, CO2(g), dans une réaction représentée par l’équation CaCO3(s) CaO(s) +CO2(g). Écris l’expression de la constante d’équilibre. Keq = [CaO] [CO2] [CaCO3] Les concentrations des solides et liquides pures sont constantes. Alors elles ne sont pas incluses dans l’expression de l’action de masse, donc l’expression de l’action de masse est la suivante: Keq = [CO2]

ACTIVITÉ 2 : Répondre aux question #11-#20 à la page 430.

C. Le principe de Le Chatelier Lecture manuel p. 432 – 435 #13- 128 Lecture manuel p. 436 -438 #19 – 25

Exemple de problème p.438 p. 439 #21 - #30 Faire Activité 7.1 Le principe de Le Chatelier: la réponse d’un sytème en équilibre à une perturbation p.439

D. Les graphique de la concentration en fonction du temps

E. Application du principe LeChatelier

F. Le produit de solubilité