L’Équilibre chimique Aspect quantitatif.

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1 L’Équilibre chimique Aspect quantitatif

2 Dans une réaction complète, les quantités de produits obtenus dépendent des rapports stœchiométriques. Cependant, dans une réaction chimique, les concentrations à l’équilibre pour chacune des substances ne respecte pas le rapport de moles. Donc, comment pouvons-nous déterminer les quantités de produits et de réactifs présents à l’équilibre?

3 L’échelle du pH Le pH est une mesure de la concentration en ions H+ dans une solution aqueuse.

4 Le terme pH signifie la puissance de l’ion H+, c’est-à-dire l’exposant en base 10 de la concentration en ions H+ . si: pH = - log[H+] alors: [H+] = 10-pH Ainsi, lorsque l’on connaît le pH d’une solution en équilibre, on peut facilement connaître sa [H+], ce qui nous permettra de calculer la concentration à l’équilibre pour toutes les autres substances présentes dans cet équilibre chimique.

5 Exemple: 500 ml d’une solution d’acide acétique à 0,10 mol/L possède un pH de 5,2. Quelle est la concentration à l’équilibre de chacune des substances. [H+] = 10- 5,2 = 6,31 x 10-6 CH3COOH(aq) ↔ CH3COO-(aq) + H+(aq) Rapport de mol 1 n initial 0,050 mol n qui réagit n final [ ] finale 3,16 x 10-6mol 3,16 x 10-6mol 3,16 x 10-6mol 0,050 mol 3,16 x 10-6mol 3,16 x 10-6mol 0,10 mol/L 6,31 x 10-6mol/L 6,31 x 10-6mol/L

6 Loi d’action de masse À une température donnée, il existe une relation constante entre les concentrations à l’équilibre des produits et des réactifs. (Cato Maximilian Gulberg et Peter Waage, 1864) Peu importe les concentrations initiales, le rapport de concentrations à l’équilibre est toujours constant.

7 Expression de la constante d’équilibre en fonction des concentrations (K ou Kc)
Soit: aA + bB ↔ cC + dD Kc = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

8 Résumé Pour calculer la constante d’équilibre:
On utilise les concentrations ou les pressions partielles à l’équilibre On place les produits au numérateur On place les réactifs au dénominateur On utilise les coefficients de l’équation chimique balancée comme exposants.

9 Cas des équilibres hétérogènes:
Lorsque les substances présentes dans un équilibre chimique ne sont pas toutes dans la même phase, les solides et les liquides ne font habituellement pas partie de l’expression de la constante d’équilibre. (on remplace leur concentration par 1 dans la formule de k)

10 Exemples N2(g) O2(g) ↔ 2NO(g) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g)

11 Interprétation de la valeur de la constante d’équilibre
Kc >> 1 l’équilibre a favorisé la formation de produits Kc << 1 l’équilibre a favorisé la formation de réactifs Kc ≈ l’équilibre a favorisé autant la formation de produits que celle de réactifs

12 Valeur de Kc par rapport aux équations d’une même réaction
Soient: Réaction 1 : A + B ↔ C + D Réaction 2 : n(A + B ↔ C + D) Alors: Kc2 = (Kc1)n

13 Valeur de Kc par rapport aux équations des réactions directes et inverses
Soient: Réaction 1 : A + B ↔ C + D Réaction 2 : C + D ↔ A + B Alors: Kinv = 𝟏 𝑲 𝒅𝒊𝒓

14 Effet de la température sur la valeur de la constante d’équilibre
Lorsqu’on modifie la concentration d’une substance dans un système à l’équilibre, un nouvel équilibre s’établit lorsque le rapport des concentrations (K) redevient le même qu’il était avant la modification. Cependant, si on modifie la température, d’un système à l’équilibre, la valeur de la constante K change. Il est donc important de toujours spécifier à quelle température a été établie la valeur de K

15 Exemple de calcul: Sois la réaction suivante: 2COF2(g)↔ CO2(g) + CF4(g). On place 3,8 mol de COF2(g) dans un contenant de 2,0 L. Lorsque l’équilibre est atteint, on remarque qu’il n’y a plus que 1,0 mol de réactif. Quelle est la valeur de la constante d’équilibre? On organise les données sous forme de tableau et on complète 2 COF2(g) ↔ CO2(g) CF4(g) Rapport de mol 2 1 n initial 3,8 mol n qui réagit n final 1,0 mol [ ] finale 2,8 mol 1,4 mol 1,4 mol 1,4 mol 1,4 mol 0,5 mol 0,7 mol 0,7 mol

16 2. On peut maintenant calculer la valeur de la constante d’équilibre.
K = 𝐶𝑂 2 𝐶𝐹 𝐶𝑂𝐹 2 2 K = 0,7 x 0,7 0, = 2,0

17 Les acides et les bases

18 Théorie d’Arrhenius Selon Arrhenius,
Un acide est une substance qui, en solution aqueuse libère des ions H+ HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq) Une base est une substance qui, en solution aqueuse, libère des ions OH- NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) Cependant, cette définition ne convient qu’aux solutions aqueuses et ne permet pas d’expliquer le comportement basique de certaines substances comme le NH4

19 Théorie de BrØnsted-Lowry
Selon cette théorie, Un acide est une substance capable de donner un ou plusieurs protons (ions H+) à une autre substance Une base est une substance capable de recevoir un ou plusieurs protons (ions H+) provenant d’une autre substance Un proton ne pouvant exister seul dans une solution, pour chaque acide, il doit y avoir une base capable de recevoir ce proton.

20 Acide conjugué: base qui a reçu un proton
Base conjuguée: acide qui a donné le proton Substance amphotère: substance qui quelques fois agit comme un acide et quelques fois agit comme une base.

21 Constante d’ionisation de l’eau (Keau)
L’eau est une substance qui se dissocie très faiblement en ions. L’ionisation de l’eau est un processus réversible qui peut atteindre l’équilibre. H2O(l) ↔ H+(aq) + OH-(aq) L’expression de la constante d’équilibre de l’eau est donc: Keau = [H+] [OH-]

22 Puisque le pH de l’eau pure est de 7,
[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 Donc: Keau = [H+] [OH-] Keau = 1,0 x 10-7 x 1,0 x 10-7 = 1,0 x 10-14

23 Lorsqu’on ajoute un acide dans l’eau, on modifie l’équilibre de l’eau en augmentant la concentration en ions H+. À l’aide du pH et de l’expression de la constante d’équilibre de l’eau, il est possible alors de calculer la concentration en ions H+ OH- puisque la constante de l’eau est toujours de 1,0 x 10-14