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Chimie 5:
Chimie des solutions
L’équilibre chimique
1. L’équilibre chimique
Certaines réactions chimiques sont incomplètes ;
Il est donc impossible d’appliquer simplement les
règles de la stoechiométrie.
Exemple:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) (directe)
Il se produit également la réaction inverse :
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) (inverse)
À l’équilibre, les vitesses des réactions directes et inverses sont égales.
Les concentrations des réactifs et des produits demeurent constantes.
Lorsque vitesse de réaction directe est égale à vitesse de réaction inverse,
le système est dans un état d’équilibre.
On représente les systèmes à l’équilibre par une double flèche
dans l’équation chimique :  .
2. Loi d’action de masse
Loi d’action de masse : pour toute réaction en équilibre :
a A + b B g G + h H
Le rapport Keq =
[G]g[H]h/[A]a[B]b
est constant.
• Les valeurs entre crochets sont concentrations à l’équilibre.
• Lettres minuscules a, b, g et h sont les coefficients stoechiométriques
de l’équation chimique.
Ce rapport est appelé constante d’équilibre et est représenté
par la lettre Kc .
Kc est déterminée expérimentalement et dépend de la température.
3. Les équilibres des gaz
On peut également exprimer la constante d’équilibre en
fonction des pressions partielles :
Kp =
PGgPHh/
PAa PBb
On passe de Kc à Kp à l’aide de l’équation des gaz parfaits:
PV = nRT, puis en posant Δn = (g + h) – (a + b),
on obtient:
Kp = Kc(RT)Δn
Lorsque P est exprimée en kPa, on utilise R = 8.314 LkPa/(mol.K).
3. Les équilibres des solides et
des liquides purs
Lorsque les réactifs et les produits ne sont pas tous dans
la même phase, on dit que l’équilibre est hétérogène .
Dans l’expression de la constante d'équilibre. On n'ecrit
pas les concentrations des solides.
4. Le quotient réactionnel Q :
prédiction du sens
d’une transformation
On peut se servir de la constante d’équilibre d’une réaction pour déterminer
si un mélange de réactifs et de produits formera plus de produits, de réactifs,
ou si le système est à l’équilibre.
On calcule alors le quotient réactionnel (Q).
Q a la même forme algébrique que la constante d’équilibre (K),
mais il est calculé à partir de concentrations qui précèdent
l’atteinte de l’équilibre réactionnel.
La comparaison des valeurs de Q et de K permettra de prévoir
dans quel sens la réaction va évoluer.
Pour une réaction du type :
a A + b B g G + h H
Le quotient réactionnel est
Qr =
[G]og [H]oh/
[A]oa [B]ob
L’indice «o» signifie qu’il s’agit de concentrations
avant l’atteinte de l’équilibre.
• Si Q < K, la réaction se déplace vers la droite.
• Si Q > K, la réaction se déplace vers la gauche.
5. Le traitement qualitatif de l’équilibre :
le principe de Le Chatelier
Le principe::
tout changement effectué sur une réaction chimique en
équilibre force la réaction à évoluer dans le sens qui réduit le changement.
Autrement dit, les systèmes en équilibre résistent au changement et évoluent de façon
à contrecarrerla perturbation.
On peut varier : concentration(s), pression, volume, ou température, …
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