Documents : Chapitre 2 : Evolution et équilibre des systèmes physico-chimiques

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1 Documents : Chapitre 2 : Evolution et équilibre des systèmes physico-chimiques Capacités à maîtriser à l'issue de ce chapitre : - Reconnaître la nature d'une transformation. - Décrire la composition d'un système à l'aide des grandeurs physiques pertinentes. - Ecrire l'équation de la réaction qui modélise une transformation chimique donnée. - Décrire qualitativement en quantitativement un système chimique dans l'état initial ou dans un état d'avancement quelconque. - Exprimer l'activité d'une espèce chimique. - Exprimer le quotient réactionnel et la constante d'équilibre. - Prévoir le sens d'évolution spontanée d'un système chimique. - Déterminer la composition du système dans l'état final. - Déterminer une constante d'équilibre expérimentalement. (TP) Document 1 : Les expériences de Guldberg et Waage L'équilibre étudié concerne la réaction suivante en phase gazeuse à 1000K à partir de différents mélanges initiaux : 2 SO 2(g) + O 2 (g) = 2SO 3(g) Composition à l'équilibre (pressions partielles à l'équilibre) : P eq (SO 2 ) / bar P eq (O 2 ) /bar P eq (SO 3 ) /bar 0,660 0,390 0,084 0,0380 0,220 0, ,110 0,110 0, ,950 0,880 0,180 1,440 1,980 0,410 Ils remarquèrent que la grandeur : fixée quel que soit le système initial. ( P eq (SO 3 )/ P ) 2 (P eq (SO 2 )/ P ) 2 (P eq (O 2 )/ P ) demeure constante à température Questions a- En utilisant le tableur de votre calculatrice, vérifier que la grandeur de Guldberg et Waage est bien constante. b- Quel lien pouvez-vous entre cette constante que l'on notera K et l'équation de la réaction chimique? c- Généraliser ce constat à une équation chimique quelconque notée 0= ν i A i. i Document 2 : Les transformations nucléaires Lors de l'écriture d'une équation nucléaire, il convient de veiller à la conservation du nombre de nucléons(protons+neutrons). Réactions nucléaires spontanées Radioactivité α : U = Th+4 2 He C'est une réaction de transmutation nucléaire (transformation d'un élément chimique défini par son numéro atomique en un nouvel élément chimique défini lui aussi par son numéro atomique) qui s'accompagne de la libération d'un noyau d'hélium (particule α). Radioactivité β - : ln= Sn+ 0 1 e+0 0 ν e

2 Au sein du noyau, un neutron se transforme en proton ce qui provoque la libération d'électrons extrêmement rapides qui s'accompagne de particules appelées antineutrino. Radioactivité β + : Kr=3818 Ar+0 1 e+0 0 ν e Dans ce cas, un proton se transforme en neutron. Des particules appelées positons sont libérés, accompagnés de neutrinos. Réactions nucléaires provoquées Fission nucléaire : U +0 1 n=92 36 Kr Ba n En bombardant certains noyaux par des neutrons, on peut casser des atomes lourds. Cette fission s'accompagne d'une très grande libération d'énergie, qui est utilisée dans les centrales nucléaires par exemple. Fusion nucléaire : 2 1 H +3 1 H =4 2 He+1 0 n Il est également possible de produire de l'énergie en faisant fusionner deux petits atomes. Cette réaction se fait naturellement dans les étoiles mais n'est pas encore maîtrisée sur Terre pour produire de l'énergie. Document 3 : Avancement chimique d'une réaction : Soit une réaction chimique unique d'équation 0= ν i A i se déroulant dans un système fermé. On i choisir un instant initial t=0 et on note n i,0 les quantités de matière des constituants Ai à cet instant. L'avancement est alors posé nul : ξ=0 à t=0. A un instant ultérieur t, la définition d'un nombre stoechiométrique permet d'affirmer que la quantité formée d'un constituant A i est proportionnelle à νi. L'avancement ξ est le facteur de proportionnalité permettant de calculer toutes les quantités de matière dans un bilan de matière par : n i =n i,0 =ν i ξ En pratique, on mesure une quantité de matière et on calcule l'avancement par : ξ= (n i n i,0) ν i L'avancement s'exprime en moles. On notera impérativement l'avancement par la lettre ξ. La lettre x sera réservée exclusivement à l'avancement volumique (voir ci après). On peut également construire un tableau d'avancement en utilisant les concentrations, dans ce cas on utilisera l'avancement volumique noté x et s'exprimant en mol.l -1. X = ξ (V étant le volume du système) V L'utilisation de l'avancement volumique x dans les bilans de matière est particulièrement recommandée si V=constante car dans ce cas : [ A i ]=[ A i ] 0 +ν i x Les remarques ci-dessous s'appliquent aussi bien dans le cadre de l'avancement et de l'avancement volumique : Si la transformation s'effectue de gauche à droite, l'avancement sera positif. Si la réaction est totale, elle s'arrête lors de l'épuisement de l'un des réactifs, que l'on appelle alors réactif limitant ou réactif en défaut. Si la transformation s'effectue de droite à gauche, l'avancement sera négatif.

3 Si à l'issu de la transformation, la quantité de matière de chaque réactif est nulle, alors on dit que les réactifs ont été introduit dans les proportions stœchiométriques. Application 2 : Synthèse de l'ammoniac On réalise la synthèse de l'ammoniac NH 3 en introduisant dans la cuve 3 moles de diazote, 18 moles de dihydrogène et 2 moles d'ammoniac. a- Dresser le tableau d'avancement du système. b- Quel serait le réactif limitant si la réaction étant totale? Dresser le bilan de matière à l'issue de la réaction dans ce cas. c- En réalité, la réaction n'est pas totale, il n'y a que 3 moles d'ammoniac dans la cuve à la fin de la réaction. Quelle est la valeur de ξ? Dresser le bilan de matière à l'issue de la réaction dans ce cas. Document 4 : Dans quel sens évolue la transformation? On considère la réaction en phase gaz à T=573K (300 C) dont le bilan s'écrit : C 2 H 4(g) + H 2 O (g) = C 2 H 5 OH (g) Le mélange initial est un mélange équimolaire des trois gaz (1,0 mol de chaque gaz). La pression totale à l'intérieur de l'enceinte qui permet la réalisation de la réaction est maintenue constante et égale à 70bar. a- Déterminer le quotient réactionnel. b- Le système est-il à l'équilibre? Sinon dans quel sens va-t-il évoluer?

4 TD : Chapitre 2 Exercice 1 : On considère la combustion du butane (C 4 H 10 ) par le dioxygène. On obtient du dioxyde de carbone et de l'eau. Ce système homogène gazeux est contenu dans une enceinte thermostatée à T0=700K et fermé par un piston mobile. La pression extérieure constante est P =1,00bar. Les gaz sont supposés parfaits. 1- Ecrire l'équation-bilan de réaction. 2- On part d'un mélange équimolaire n moles de butane pour n moles de dioxygène. Dresser un tableau d'avancement. 3- En supposant la réaction totale, calculer l'avancement maximal ξ max en fonction de n 4- Calculer la variation de volume du système entre l'état initial et l'état final si n=1,00mol. Exercice 2 : On étudie la réaction dans l'eau solvant : IO 3 - (aq) + 5I -( aq) + 6H 3 O + (aq) = 3I 2 (aq) + 9H 2 O (l) On est parti dans un bécher d'une solution : KIO 3 : 0,10mol.L -1 KI : 0,10mol.L -1 et HCl : 1, mol.l -1 On mesure à l'équilibre une concentration en de 2, mol.l -1 (phmètre). a- Proposer un tableau d'avancement volumique. b- En déduire la valeur de la constante d'équilibre et conclure sur le type de réaction. Exercice 3 : On s'intéresse à la transformation chimique en phase gazeuse modélisée par la réaction d'équation : 2NO (g) + Br 2 (g) = 2NOBr (g) On introduit jusqu'à la pression P 1 = 6000 Pa dans un récipient de volume constant V=2,000L initialement vide de l'oxyde d'azote NO initialement à la température T 1 =300K. On ajoute ensuite dans ce récipient une masse m Br2 =300mg de dibrome. La température du mélange est portée à T 2 =333K. Une fois l'état d'équilibre établi, la pression totale dans le récipient est P 2 =8220Pa. Les gaz sont supposés parfaits et on rappelle : R=8,31J.K -1.mol -1. Masse molaire du dibrome : M(Br 2 )=159,81 g.mol Calculer la quantité de matière de chaque composé introduit dans le récipient. 2- Calculer la quantité de matière totale à l'équilibre. 3- Déduire des questions précédentes l'avancement ξ de la réaction à l'équilibre. 4- Calculer la pression partielle de chaque composé à l'équilibre. 5- Calculer la constante d'équilibre de la réaction à la température T 2. Exercice 4 : Dissociation de N 2 O 4 : Données : les gaz sont considérés comme parfaits. La pression de référence est P =1bar=10 5 Pa. R=8,31J.K -1.mol -1 La réaction de dissociation du trétaoxyde de diazote N 2 O 4 en dioxyde d'azote NO 2, à 303K sous la pression 1 bar a pour équation : N 2 O 4 (g) = 2NO(g) On considère un ballon de volume V constant dans lequel le vide a été effectué. On y introduit une masse m de N 2 O 4 liquide. Le récipient hermétiquement fermé est porté à une température T ; N 2 O 4 est vaporisé et il s'établit avec NO 2 l'équilibre précédent. On mesure la pression totale P à l'équilibre. On définit le coefficient de dissociation de N 2 O 4 : quantité de matière(exprimée en mol)de N 2 O 4 dissociée α= quantité de matière(exprimée n mol) de N 2 O 4 avant dissociation 1- Exprimer la constante K (T) de l'équilibre en fonction de α, P et P. 2- Exprimer α en fonction de P, V, m, T et M (M : masse molaire de N2O4) 3- Calculer α dans les conditions suivantes : P=2,0bar ; V=150mL ; m=0,78g ; T=303K ; M=92g.mol-1

5 Exercice 5 : Décomposition de l'oxyde de cuivre : On considère la réaction de décomposition de l'oxyde cuivrique en oxyde cuivreux. La constante de cette réaction vaut à 1300K : K =2, CuO (s) = 2Cu 2 O(s) + O 2 (g) Dans un récipient de volume V=10L à la température T=1300K, on introduit 1, mol de CuO(s), 1, mol de Cu 2 O(s) et n mol de O 2 (g) avec situation (a) : n=1, mol et situation (b) n=2, mol 1- Dans chaque cas (a) et (b), déterminer le sens d'évolution de la réaction. 2- Dans le cas(a), l'équilibre chimique peut-il être atteint? Déterminer les quantités de matière de chacun des constituants du système dans l'état final. 3- Même question pour la situation (b). Exercice 6 : Equilibres simultanés : 1- Dans un récipient de volume constant, initialement vide, à la température de 450 C, on introduit 0,10mol de dihydrogène et 0,20mol de dioxyde de carbone. L'équilibre suivant s'établit : H 2 (g) + CO 2 (g) = H 2 O (g) + CO (g) (1) La pression d'équilibre vaut 0,5bar. L'analyse du mélange montre qu'à l'équilibre, la fraction molaire de l'eau est 0,10. Calculer la constante d'équilibre K 1 de l'équilibre (1) 2- Dans le mélange précédent, à la température de 450 C, on introduit un mélange solide de cobalt et d'oxyde de cobalt (II). On observe alors deux équilibres supplémentaires : CoO(s) + H 2 (g) = Co(s) + H 2 O (g) (2) CoO(s) + CO(g) = Co(s) + CO 2 (g) (3) A l'équilibre,dans le nouveau mélange gazeux, la fraction molaire de l'eau vaut 0,30, les deux solides CoO et Co étant toujours présents (large excès). Déterminer les constante d'équilibre K 2 et K 3 des équilibres (2) et (3) ainsi que les quantités de matière des composés gazeux.