L équilibre est l état d un système dans lequel il ne se produit. aucun changement net. L équilibre est atteint lorsque les vitesses

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1 3.1 Réactions chimiques à l équilibre L équilibre est l état d un système dans lequel il ne se produit aucun changement net. L équilibre est atteint lorsque les vitesses des deux réactions opposées sont égales (formation et décomposition). Exemple: H 2 + I 2 2 HI (réaction réversible) i) la vitesse de la réaction directe (formation) v p = k d H 2 I 2 (vitesse de réaction directe) ii) la vitesse de la réaction inverse (décomposition) v p = k i HI 2 (vitesse de réaction inverse) Voir figure 7.1 p.323 Lequel des systèmes est à l équilibre? Pourquoi?

2 3.1.1 Les caractéristiques de l équilibre 1) Les pressions sont constantes À partir d un moment, la pression ne varie plus parce que les deux réactions (directe et inverse) se font au même rythme (même vitesse). 2) La température est constante Il y a autant de chaleur absorbée qu il y en a de dégagée lorsque les deux réactions (directe et inverse) se produisent à la même vitesse dans les deux sens. 3) Les concentrations sont constantes Au début de la réaction, la des réactifs est + grande donc la vitesse de réaction directe (formation) est plus élevée. Au fur et à mesure que nous avançons dans le temps, la des produits augmente et, par le fait même, la des réactifs diminue jusqu à l équilibre où la des réactifs et des produits sont égales.

3 Pour que l équilibre puisse exister, il faut que le système soit fermé ou qu il soit chimiquement isolé. système fermé système ouvert Si le système est ouvert, la réaction se poursuit continuellement plus rapidement dans un sens que dans l autre (réaction devient irréversible). Ainsi, plusieurs réactions qui normalement seraient incomplètes peuvent être transformées en réactions complètes si on les effectue dans un système non fermé, appelé système ouvert. L équilibre dans un système chimiquement isolé se rapproche sensiblement des conditions d un système fermé. Dans le système chimiquement isolé, les réactions n impliquent pas de dégagements gazeux.

4 3.1.2 La constante d équilibre (K c ) La constante d équilibre (K c ) se définit comme étant le rapport entre la constante de la réaction directe (k d ) et celle de la réaction inverse (k i ). K c = k d k i = produits réactifs Exemple : Pour l équation générale suivante : ma + nb sp + rq K c =? (en solution aqueuse)

5 Pour l équation générale suivante : ma (g) + nb (g) sp (g) + rq (g) K c =? K c = P s r P P Q P m n A P B * Pour calculer la K c d une réaction chimique impliquant des gaz, on doit diviser la pression de chaque gaz par la pression standard. Exemple 2 : À C, la pression de chaque substance, mesurée à l équilibre équivaut à 1 x 10 5 Pa, sauf celle de l eau qui est de 2 x 10 5 Pa. Trouvez la K c pour la réaction chimique suivante : CO 2(g) + H 2(g) CO (g) + H 2 O (g) Chimie 12e 1 à 5 p à 8 p.338 (oubliez l état de la matière) La chimie une approche moderne 4 à 9 p

6 Est-ce que l équilibre favorise davantage les produits ou les réactifs? Quand la valeur de la K c est peu élevée (bien inférieur à 1), il se forme très peu de produit(s). Quand la valeur de la K c est élevée (bien supérieure à 1), la réaction est presque complète. Il y a beaucoup de produit(s) de fait(s). Lorsque la K c est égale ou proche de 1, on dit alors que l équilibre favorise autant les réactifs que les produits. La réaction est à l équilibre lorsque la K c est égale à 1. Chimie 12e 16 à 20 p à 25 p.352 (faire qq numéros + difficile) Le sens de la réaction Jusqu ici nous avons étudié des réactions déjà à l équilibre. Que se produit-il lorsque les réactions chimiques réversibles ne sont pas à l équilibre? Le quotient de réaction, Q c, est une expression identique à l expression de la constante d équilibre (K c ), mais sa valeur est

7 calculée à l aide de concentrations n étant pas nécessairement celles qu on observerait à l équilibre. Pour la réaction générale ap + bq cr + ds Q c = R c S d P a Q b Si Q c = K c le système est à l équilibre Q c K c Q c K c produits réactifs, le système atteint l équilibre en se déplaçant vers la gauche (va faire + de réactifs) produits réactifs, le système atteint l équilibre en se déplaçant vers la droite (va faire + de réactifs) (Voir figure 7.8 p.354) Chimie 12e 26 à 28 p.356 Le principe de LeChâtelier Dans une réaction, l équilibre dépend de la température, de la pression, du volume et de la concentration des réactifs et des produits. Dès qu on modifie un de ces facteurs, le système cherche à rétablir cet équilibre. Cette règle porte le nom de principe de

8 LeChâtelier. Le principe de LeChâtelier peut s énoncer ainsi : «Si un système à l équilibre est soumis à un changement, il réagira de façon à s opposer en partie à ce changement, c est-à-dire de façon à favoriser la réaction qui s oppose à ce changement.» Exemples d application du principe de LeChâtelier a) pour un changement de température Les systèmes ne réagissent pas tous de la même façon aux changements de température (Tout dépend si la réaction est exothermique ou endothermique). Exemple : PCl 5(g) + 92,6 kj PCl 3(g) + Cl 2(g) réaction endothermique Si on augmente la température (i) La réaction endothermique absorbe la chaleur, donc le système absorbe la chaleur (côté gauche de la réaction). (ii) La réaction ira plus rapidement vers la droite pour rétablir l équilibre parce qu on ajoute de la chaleur du côté gauche de la réaction, donc le système

9 favorisera la production du composé du côté droit de la réaction. Si on diminue la température La réaction ira plus rapidement vers la gauche afin de rétablir l équilibre. b) pour un changement de pression L effet du changement de la pression dépend du de moles des réactifs et des produits. Si on augmente la pression dans un système gazeux à l équilibre, on tend à augmenter la concentration des molécules dans le système. Le système réagira donc de façon à réduire cette concentration en favorisant le côté de l équation qui correspond au plus petit de moles. Exemple : 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (l) 3 moles 2 moles L équilibre est déplacé vers la droite (plus petit de moles).

10 Si le de moles des réactifs est égal au de moles des produits, le changement de pression n aura aucun effet. Exemple : 2 HI (g) H 2(g) + I 2(g) 2 moles 2 moles Le changement de pression n aura aucun effet sur l équilibre de la réaction. c) pour un changement de concentration Si on diminue la concentration d une substance, le système s opposera à ce changement en agissant en sens contraire. Exemple : CH 3 CO 2 C 2 H 5(aq) + H 2 O (l) CH 3 CO 2 H (aq) + C 2 H 5 OH (aq) Alcool Si la concentration d alcool est diminuée, la réaction inverse sera plus lente (vers la gauche). Donc, le système favorisera la réaction vers la droite afin de rétablir l équilibre.

11 d) ajout d un catalyseur Le catalyseur accélère la vitesse d une réaction. Le catalyseur permet d augmenter autant la vitesse directe que la vitesse inverse. Par conséquent, le catalyseur ne change en rien la position d équilibre. La réaction atteindra son équilibre plus rapidement tout simplement.

12 3.3 Les solutions aqueuses Une solution aqueuse est un mélange homogène dans lequel le solvant (plus grande quantité de la solution) est l eau. (Rappel : le soluté- plus petite quantité de la solution) La solvatation La solvatation est le processus par lequel des particules de solvant se lient à des particules de soluté. Ce sont les forces ion-dipôle et les forces de van der Waals qui se brisent pendant la solvatation. * Voir la dissociation du NaCl dans l eau et le mécanisme de dissolution (composé non-ionique) L équilibre de solubilité La solubilité est la quantité de soluté qui se dissout dans une quantité déterminée de solvant à une température donnée. (rappel)

13 À mesure que la dissolution se poursuit, les ions déjà en solution se recristallisent. C est-à-dire que les particules qui quittent le réseau cristallin sont aussitôt remplacées par des particules qui viennent de la solution et qui s intègrent de nouveau au réseau. Les deux phénomènes se passent en même temps. Lorsque la dissolution et la précipation se font à la même vitesse, on dit que la solubilité est à l équilibre. dissolution solide + eau + chaleur solide (aq) précipitation NB Une augmentation de la température favorise la dissolution et la diminution de la température favorise la précipitation.

14 Le produit de solubilité (K ps ) Le K ps est le produit des concentrations des ions d un composé ionique dans une solution aqueuse à 25 o C. Le K ps est la constante d équilibre représentant la dissolution d un sel légèrement soluble. Exemple : AgBr (s) Ag + (aq) + Br - (aq) K c = Ag + Br - mais pour la constante de solubilité (K ps ) AgBr la AgBr est négligée car il ne se dissout pas. K ps = Ag + Br - Celle-ci correspond au produit des concentrations (mol/dm 3 ) des ions d une solution saturée élevée à la puissance de leurs coefficients dans l équation chimique de la réaction. La K ps est utilisée pour déterminer la quantité d ions formés lors de la dissolution. Dans une solution saturée, les ions sont en équilibre avec les solides non dissous. L addition d un ion commun à cette solution entraîne une précipitation du soluté. (Voir figure 20.1 p.382 La chimie une approche moderne)

15 Exemples : a) Pour la constante d équilibre suivante, K c = Na + Br -, quelle est la K ps? NaBr a) Écris l expression du produit de solubilité du phosphate de cuivre II. c) Pour la réaction de décomposition du sulfure de fer II La K ps du sulfure de fer II est 3,7 x Quelle est la S 2- dans la solution à l équilibre?

16 d) Une solution saturée d hydroxyde d aluminium possède une concentration, d ions Al 3+, de 2.61 x 10-9 mol/l. Quelle est la K ps de l hydroxyde d aluminium? Faire les exercices 10 à 12 p.432 Faire les exercices 13 à 15 p.433 Faire les exercices 17 à 20 p.436 La valeur de la constante du produit de solubilité est un moyen pour prédire la solubilité K ps 0,1 substance est soluble K ps 0,1 substance peu soluble K ps 0,001 substance très peu soluble

17 Exemple : Voici les K ps de quelques sels, classer ces sels d après leur solubilité, en ordre croissant (- soluble au + soluble). a) 5,4 x b) 5,0 x c) 3,2 x d) 1,9 x soluble e) 2,0 x soluble Le précipité La comparaison entre le produit ionique (Q ps ) et le produit de solubilité (K ps ) Le produit ionique (Q ps ) et une expression identique à la K ps, sauf qu on calcule sa valeur à l aide des concentrations qui ne sont pas nécessairement celles de la solution à l équilibre. Q ps = Mg 2+ SO 4 2- La solution n est pas à l équilibre.

18 Q ps K ps Déplace vers la droite pour atteindre l équilibre Favorise la dissociation Q ps = K ps Système est à l équilibre On ne peut plus dissoudre de solide, aucun ppt se forme Q ps K ps Déplace vers la gauche après avoir atteint l équilibre Favorise la précipitation On se sert de la relation entre le Q ps et la K ps pour prévoir si un précipité se formera dans un système donné.

19 Exemples : a) Le produit de solubilité (K ps ) du carbonate d argent est de 8 x Si la Ag + est égale à 0,0004 mol/l, calculer la CO 3 2- que l on doit dépasser pour que le carbonate d argent puisse précipiter. * Lorsque la valeur du Q ps et + élevée que celle du K ps, il y a précipitation.

20 b) Une solution contient du NaCl à 0,15 mol/l et du Pb(NO 3 ) 2 à 0,0034 mol/l. Un précipité se forme-t-il? Écris l équation chimique équilibrée de la formation éventuelle du précipité. La valeur du K ps pour le PbCl 2 est de 1,7 x Faire les exercices 30 à 32 p.446 Faire les exercices 34 à 36 p.447

21 c) On ajoute 100mL de Pb(NO 3 ) 2 à 1 x 10-3 mol/l à 40mL de NaCl à 0,04mol/L. Un précipité se forme-t-il? Écris l équation chimique équilibrée de la formation du précipité qui pourrait se former.