INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES OBJECTIF : Observer la réversibilité des réactions à l équilibre en modifiant la concentration des composantes d un système à l équilibre. CONCEPT À VÉRIFIER : Lorsqu une modification est imposée à un système à l équilibre, celui-ci se transforme de manière à minimiser la modification. RÉFÉRENCE : (1) Chimie des solutions, D. L. Reger, S. E. Goode, E. E. Mercer, adapté sous la direction de M. Deneux, par A. Barrette, M. Chouinard, M. Lessard, Éditions Études Vivantes, Laval, 2001, chapitre 3. INTRODUCTION L écriture des équations chimiques équilibrées nous porte à croire que les réactions n ont lieu que dans une direction, les réactifs étant complètement consommés et les produits formés selon la stœchiométrie de la réaction (Éq. 1). N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) + 92,22 kj (Éq. 1) Une équation équilibrée ne dit pas à quelle vitesse la réaction a lieu ni si elle a lieu ou si la réaction inverse a également lieu. L équation 1 est justement un exemple d une réaction réversible. C est l une des nombreuses réactions qui ont lieu dans les deux directions. La flèche double ( ) est une façon d illustrer que la réaction a lieu dans les deux directions et qu après un certain temps, les concentrations ne changent plus. N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) + 92,22 kj (Éq. 1) La dissociation des acides faibles, comme l acide acétique (Éq. 2), ou des bases faibles, comme l ammoniaque (Éq. 3) en solution dans l eau, sont d autres exemples de réactions à l équilibre. CH 3 COOH(aq) + H 2 O)l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) (Éq. 2) NH 3 (g) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) (Éq. 3) Les équations 2 et 3 semblent indiquer qu une mole d ions H 3 O + ou d ions OH - se forme lorsqu une mole d acide ou de base réagit. Cependant, une mesure du ph à l aide d un phmètre révèle qu il y a moins d ions H 3 O + produits dans une solution d acide acétique 0,10 mol/litre le ph est plus élevé que dans une solution de l acide fort HCl contenant 0,10 mol/litre. Le ph d une solution de NH 3 contenant 0,10 mol/litre est plus bas (plus de H 3 O + et moins d ions OH - ) que celui d une solution contenant 0,10 mol/litre de NaOH, une base forte. Les concentrations plus faibles de H 3 O + ou de OH - indiquent que les acides et les bases faibles ne réagissent pas complètement. Il n y a qu environ que 1 % des molécules de CH 3 COOH et de NH 3 qui se dissocient (se séparent pour donner leurs ions) dans ces solutions. Vous étudierez l équilibre d une base faible dans la partie A de cette expérience-ci.

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 2 Nous n étudierons pas les constantes d équilibre lors de cette expérience, mais il nous faut malgré tout les connaître. Par exemple, si la valeur de la constante d équilibre est grande, la réaction vers la droite est plus importante que la réaction vers la gauche et la concentration des produits sera plus grande que celle des réactifs à l équilibre. Une petite valeur de K e indique que la réaction inverse est la plus importante et la concentration des réactifs sera plus importante que celle des produits la réaction inverse est favorisée. Nous examinerons différentes modifications qui peuvent être apportées à des réactions en équilibre. Un système en équilibre se transformera à la suite d une perturbation une augmentation de la concentration d un réactif ou d un produit, une diminution de la concentration d un réactif ou d un produit, un changement de pression ou de volume du récipient dans la direction, directe ou inverse, qui diminue la perturbation (déplacement de l équilibre) et permet à l équilibre de s établir à nouveau (principe de Le Chatelier). Au cours de cette expérience, vous étudierez plusieurs systèmes à l équilibre. Lors de la partie A, vous examinerez l effet de modifications de la concentration des réactifs et des produits sur la solution aqueuse d une base faible, NH 3 (Éq. 3). Les ions complexes que les métaux forment avec d autres ions ou des composés sont d autres exemples de systèmes en équilibre. La formation de l ion complexe tétraminocuivre (II) à partir d ions Cu 2+ et d ammoniac (Éq. 4) dans la partie A et dans la partie D est un exemple d équilibre impliquant un ion complexe. 4NH 3 (aq) + Cu 2+ (aq) [Cu(NH 3 ) 2+ 4 ] (Éq. 4) bleu Lors de la partie B, vous étudierez l effet de modifications des concentrations des produits et des réactifs sur l équilibre d un ion complexe montré aux équations 5, 6, 7 et 8. Une solution aqueuse de chlorure de fer (III) doit sa couleur jaune à l ion tétrachloroferrate (III), [FeCl 4 ] - (Éq. 5). FeCl 3 (s) + H 2 O(l) Fe 3+ (aq) + 3Cl - (aq) Fe 3+ (aq) + 4 Cl - (aq) [FeCl 4 ] - (Éq. 5) (incolore) (jaune) L ion Fe 3+, comme dans l équation 5, donne une solution incolore lorsqu il se combine aux ions fluorure, F - (provenant de NaF) pour donner l ion hexafluoroferrate (III) (Éq. 6). NaF(s) + H 2 O(l) Na + (aq) + F - (aq) Fe 3+ (aq) + 6F - (aq) [FeF 6 ] 3- (aq) (Éq. 6) (jaune, de [FeCl 4 ] - ) (incolore) L ion Fe 3+ (comme dans l équation 5) se combine aux ions thiocyanate, SCN - (comme dans KSCN, le thiocyanate de potassium), et donne des solutions intensément colorées en rouge d ions thiocyanofer (III), [Fe(SCN)] 2+ (Éq. 7).

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 3 KSCN(s) + H 2 O(l) K + (aq) + SCN - (aq) Fe 3+ (aq) + SCN - (aq) [Fe(SCN)] 2+ (aq) (Éq. 7) (jaune, de [FeCl 4 ] - ) (rouge) L ion Fe 3+ (comme dans l équation 5) se combine aux ions hexacyanoferrate (II), [Fe(CN) 6 ] 4-, contenus dans une solution d hexacyanoferrate (II) de potassium, K 4 [Fe(CN) 6 ], et donne un solide bleu, l hexacyanoferrate (II) de fer (III), Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 (Éq. 8). Les ions hexacyanoferrate (II), [Fe(CN) 6 ] 4-, l hexacyanoferrate (II) de potassium, les ions thiocyanofer (III), [Fe(SCN)] 2+ et K 4 [Fe(CN) 6 ], et l hexacyanoferrate (II) de fer (III), Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3, sont des exemples d ions complexes. 4Fe 3+ (aq) + 3[Fe(CN) 6 ] 4- (aq) Fe 4 [[Fe(CN) 6 ] 3 (s) (Éq. 8) (jaune, de [FeCl 4 ] - ) (solide bleu) Lors de la partie B, aux étapes 17 à 22, vous utiliserez les équations 6 à 8 pour expliquer les changements de couleur qui se produisent lorsque ces équilibres sont perturbés. Votre enseignant vous aidera à classer ces complexes par ordre de stabilité. Lors de la partie C, vous étudierez un équilibre impliquant un composé peu soluble, l hydroxyde plomb (II), Pb(OH) 2 (Éq. 9), et la réaction des ions Pb 2+ avec les ions OH - qui donne un équilibre où se trouve l ion complexe tétrahydroxoplombate (II), [Pb(OH) 4 ] 2- (Éq. 10). Pb 2+ (aq) + 2OH - (aq) Pb(OH) 2 (s) (Éq. 9) Pb(OH) 2 (s) + 2OH - (aq) [Pb(OH) 4 ] 2- (Éq. 10) MATÉRIEL ET PRODUITS Les quantités sont données pour une équipe d élèves. - 1 plaque de porcelaine de 24 cavités - 6 pipettes de Pasteur - 1 bécher de 25 ml - 5 ml d une solution aqueuse de NH 3 2 mol/litre - 1 ml d indicateur universel - 0,05 g de NH 4 Cl solide - 0,8 ml de HCl 1 mol/litre - 0,5 mol de NaOH 2 mol/litre - 0,5 ml de CuSO 4 1 mol/litre - 1,0 ml de FeCl 3 0,2 mol/litre - 0,1 ml de Fe(NO 3 ) 3 0,2 mol/litre - 0,1 ml de NaCl 1,0 mol/litre - 0,4 ml de KSCN 0,2 mol/litre - 0,4 ml de NaF solution saturée - 0,4 ml de K 4 [Fe(CN) 6 ] 0,2 mol/litre - 0,5 ml de Pb(NO 3 ) 2 0,2 mol/litre - 0,25 ml de NaOH 8 mol/litre. - 2 ml de HNO 3 3 mol/litre

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 4-6 ml de Cu(NO 3 ) 2 0,5 mol/litre - 1,5 ml de NH 3 6 mol/litre - 2 ml de HNO 3 6 mol/litre - 0,25 ml de NaOH 8 mol/litre PROTOCOLE ATTENTION! VOUS DEVEZ PORTER DES VERRES PROTECTEURS AUS- SITÔT QUE VOUS PÉNÉTREZ DANS LE LABORATOIRE. GARDEZ LES RÉACTIONS CHIMIQUES LOIN DE VOTRE VISAGE. ATTENTION! MÊME SI DE PETITES QUANTITÉS DE PRODUITS CHIMIQUES SONT UTILISÉES LORS DE CETTE EXPÉRIENCE, IL FAUT SAVOIR QUE LES ACIDES FORTS (HCl, HNO 3 ) ET LES BASES FORTES (NaOH) PEUVENT CAUSER DES BRÛLURES CHIMIQUES MÊME AVEC CES PETITES QUANTITÉS. LAVEZ VOS MAINS FRÉQUEMMENT. A. Ionisation d une base faible et équilibre Étape 1. Nettoyer et assécher en les agitant une plaque de porcelaine de 24 cavités et 4 pipettes de Pasteur. Utiliser une pipette différente pour chacune des solutions aux étapes 2, 4, 5 et 6. Étape 2. Ajouter 20 gouttes d une solution aqueuse d ammoniaque, NH 3, contenant 2 mol/litre, à chacune des cavités n o A1, n o A2, n o A3, n o A4 et n o A5 d une plaque de porcelaine. Ajouter 3 gouttes de l indicateur universel aux cavités n o A1, n o A2, n o A3, n o A4. Ne pas ajouter d indicateur à la cavité n o A5. Noter la couleur des solutions sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 2a). Comparer la couleur des solutions au tableau des couleurs de l indicateur et noter le ph sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 2b). Écrire l équation décrivant l équilibre de l ionisation de NH 3 dans l eau, H 2 O, sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 2c). Utiliser la cavité n o A1 comme référence pour la Étape 3. comparaison des couleurs. Apporter la plaque de porcelaine à la table de service et ajouter une quantité grosse comme un grain de riz de NH 4 Cl solide à la cavité n o A2. Agiter la solution avec une tige de verre. Inscrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 3a) la formule de l ion apporté par NH 4 Cl qui modifie la concentration d une des espèces en équilibre à l étape 2c. Noter la couleur de la solution de la cavité n o A2 sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 3b). Comparer la couleur de la solution au tableau des couleurs de l indicateur et noter le ph sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 3c). Utiliser l équation de l équilibre de l étape 2c pour expliquer ces résultats sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 3d). Écrire l équation de la réaction qui est favorisée directe ou inverse sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 3e). Étape 4. Ajouter 15 gouttes d acide chlorhydrique, HCl, 1 mol/litre à la cavité n o A3. Agiter la solution. Noter sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 4a) la formule de l ion présent dans HCl qui modifie l équilibre d une espèce dans l équilibre de l étape 2c. Noter la couleur de la solution de la cavité n o A3 sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 4b). Comparer la couleur de la

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 5 Étape 5. Étape 6. solution au tableau des couleurs de l indicateur et noter le ph sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 4c). Utiliser l équation de l équilibre de l étape 2c pour expliquer ces résultats sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 4d). Écrire l équation de la réaction qui est favorisée directe ou inverse sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 4e). Ajouter 10 gouttes d hydroxyde de sodium, NaOH, 2 mol/litre à la cavité n o A4. Agiter la solution. Noter sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 5a) la formule de l ion présent dans NaOH qui modifie l équilibre d une espèce dans l équilibre de l étape 2c. Noter la couleur de la solution de la cavité n o A4 sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 5b). Comparer la couleur de la solution au tableau des couleurs de l indicateur et noter le ph sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 5c). Utiliser l équation de l équilibre de l étape 2c pour expliquer ces résultats sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 5d). (NOTE : Se rappeler que OH - + H + H 2 O). Écrire l équation de la réaction qui est favorisée directe ou inverse sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 5e). Ajouter 10 gouttes de sulfate de cuivre (II), CuSO 4, 1 mol/litre à la cavité n o A5 (sans indicateur). Agiter la solution. Noter sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 6a) la formule de l ion présent dans CuSO 4 qui modifie l équilibre d une espèce dans l équilibre de l étape 2c. Noter la couleur de la solution de la cavité n o A5 sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 6b). Utiliser l équation de l équilibre de l étape 2c et l équation 7 pour expliquer sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 6c) comment la formation de l ion tétraminocuivre (II), [Cu(NH) 3 ] 2+, affecte la réaction de l étape 2c. Écrire l équation de la réaction qui est favorisée directe ou inverse sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 6d). B. Équilibre entre les ions et leurs complexes Étape 7. Nettoyer et sécher en les agitant la plaque de porcelaine et six pipettes de Pasteur. Utiliser une pipette différente pour chacune des solutions. Étape 8. Ajouter 10 ml d eau à un petit bécher et 2 gouttes d eau à la cavité n o A1. Chasser l eau de la pipette et l utiliser pour ajouter 20 gouttes de chlorure de fer (III), FeCl 3, à l eau du bécher et agiter. Noter la couleur sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 8a). Écrire l équation de l équilibre de cette étape (Étape 8b). Étape 9. Mettre 15 gouttes de la solution de l étape 8 dans chacune des six cavités, n o A1, n o A2, n o A3, n o A4, n o A5 et n o A6. La cavité n o A1 servira de référence pour comparer les espèces colorées formées dans l équation écrite à l étape 8b. Conserver la solution de FeCl 3 qui reste pour l étape 16. Étape 10. Ajouter 2 gouttes de nitrate de fer (III), Fe(NO 3 ) 3, 0,2 mol/litre à la cavité n o A2. Bien agiter. Décrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 10a) le changement de couleur observé. Décrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 10b) comment les concentrations de Cl - et de Fe 3+ ont changé après l addition de Fe(NO 3 ) 3. Étape 11. Ajouter 2 gouttes de chlorure de sodium, NaCl, 1,0 mol/litre à la cavité n o A3. Bien agiter. Décrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 11a) le changement de couleur observé dans la cavité n o A3. Décrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 11b) comment les concentrations de Fe 3+ et de [FeCl 4 ] - ont changé après l addition de NaCl.

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 6 Étape 12. Ajouter 2 gouttes de thiocyanate de potassium, KSCN, 0,20 mol/litre à la cavité n o A4. Bien agiter. Décrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 12a) le changement de couleur observé. Décrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 12b) comment les concentrations de Fe 3+, Cl - et de [FeCl 4 ] - ont changé après l addition de KSCN. Obtenir de l enseignant une explication sur la stabilité relative de [FeCl 4 ] - et de [Fe(SCN)] 2+ (Étape 12c). Étape 13. Ajouter 2 gouttes de la solution saturée de fluorure de sodium, NaF, à la cavité n o A5. Bien agiter. Noter sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 13a) le changement de couleur observé. Décrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 13b) comment les concentrations de Fe 3+, Cl - et de [FeCl 4 ] - ont changé après l addition de NaF. Obtenir de l enseignant une explication sur la stabilité relative de [FeCl 4 ] - et de [FeF 6 ] 3- (Étape 13c). Étape 14. Ajouter 2 gouttes d hexacyanoferrate (II) de potassium, K 4 [Fe(CN) 6 ], à la cavité n o A6. Bien agiter. Noter sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 14a) le changement de couleur observé. Décrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 14b) comment les concentrations de Fe 3+, Cl - et de [FeCl 4 ] - ont changé après l addition de K 4 [Fe(CN) 6 ]. Obtenir de l enseignant une explication sur la stabilité relative de [FeCl 4 ] - et de Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 (Étape 14c). Étape 15. Nettoyer et secouer l eau de la plaque de porcelaine de 24 cavités et de 4 pipettes de Pasteur. Utiliser une pipette différente pour chacune des solutions. Étape 16. Ajouter 50 gouttes de la solution de FeCl 3 de l étape 9 à chacune des cavités n o A6, n o B6 et n o C6. Étape 17. Ajouter 2 gouttes de KSCN 0,2 mol/litre et 15 gouttes d eau à la cavité n o A6. Mélanger et ajouter 15 gouttes de cette solution de l ion complexe [Fe(SCN)] 2+ à chacune des cavités n o A1, n o A2 et n o A3. (NOTE : Voir le schéma de la plaque qui suit.) [Fe(SCN)] 2+ [FeF 6 3- Fe 4 [Fe(CN) 6 ] * Ajouter K 4 [Fe(CN) 6 ] à la cavité n o A3. * Ajouter K 4 [Fe(CN) 6 ] à la cavité n o B3. Étape 18. À la cavité n o B6, ajouter 2 gouttes de la solution saturée de NaF et 15 gouttes d eau. Agiter et ajouter 15 gouttes de cette solution de l ion complexe [FeF 6 ] 3- à chacune des cavités n o B1, n o B2 et n o B3. Étape 19. À la cavité n o C6, ajouter 2 gouttes de K 4 [Fe(CN) 6 ] 0,2 mol/litre et 15 gouttes d eau. Agiter et ajouter 15 gouttes de cette suspension du complexe Fe 4 [Fe(CN) 6 ] à chacune des cavités n o C1, n o C2 et n o C3. Étape 20. Ajouter 2 gouttes de KSCN 0,2 mol/litre aux cavités n o B2 et n o C3. Noter la couleur finale de la solution dans chacune des cavités sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 20a). Avec l aide de l enseignant, inscrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 20b) quelle espèce est la plus stable.

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 7 Étape 21. Ajouter 2 gouttes de la solution saturée de NaF aux cavités n o A2 et n o C2. Noter la couleur finale de la solution dans chacune des cavités sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 21a). Avec l aide de l enseignant, inscrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 21b) quelle espèce est la plus stable. Étape 22. Ajouter 2 gouttes de K 4 [Fe(CN) 6 ] 0,2 mol/litre aux cavités n o A3 et n o C3. Noter la couleur finale de la solution dans chacune des cavités sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 22a). Avec l aide de l enseignant, inscrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 22b) quelle espèce est la plus stable. Étape 23. Avec l aide de l enseignant, faire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 23) la liste en ordre de stabilité croissante des complexes : [FeF 6 ] 3-, [Fe(SCN)] 2+, Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3, [FeCl 4 ] -. C. Équilibre d un solide et de ses ions en solution Étape 24. Nettoyer et assécher en les agitant la plaque de porcelaine et trois pipettes de Pasteur. Utiliser une pipette différente pour chacune des solutions. Étape 25. Mettre 10 gouttes de Pb(NO 3 ) 2 dans la cavité n o A1 de la plaque. Tout en agitant constamment la solution, ajouter une goutte à la fois de NaOH 8 mol/litre jusqu à ce que 4 ou 5 gouttes aient été ajoutées. Noter les observations sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 25a). Écrire sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 25b) l équation décrivant l équilibre entre les ions de plomb (II) et les ions hydroxyde. Étape 26. Tout en agitant constamment la solution, ajouter une goutte à la fois de HNO3 3 mol/litre jusqu à ce que 15 à 20 gouttes aient été ajoutées. Noter ses observations sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 26a). Expliquer sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 26b) l effet de l addition d ions H + sur la réaction écrite à l étape 25b. (NOTE : Se rappeler que OH - + H + H 2 O). Écrire l équation de la réaction qui l emporte (directe ou inverse) sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 26c). D. Équilibre de l ion complexe tétraminocuivre (II), [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ Étape 27. Nettoyer et assécher en les agitant la plaque de porcelaine et trois pipettes de Pasteur. Utiliser une pipette différente pour chacune des solutions. Étape 28. Ajouter 20 gouttes de Cu(NO 3 ) 2 0,5 mol/litre à chacune des trois cavités n o A1, n o A2 et n o A3. Utiliser la cavité n o A1 pour comparer la couleur des ions Cu 2+. Étape 29. Ajouter 15 gouttes de NH 3 6 mol/litre à la cavité n o A2. Sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 29a), comparer la couleur à la référence dans la cavité A1. C est la couleur de l ion complexe tétraminocuivre (II). Sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 29b), écrire l équation de l équilibre décrivant la formation de l ion complexe tétraminocuivre (II) à partir de Cu 2+ et de NH 3. Étape 30. Ajouter pas plus de 20 gouttes de HNO 3 6 mol/litre à la cavité n o A2, jusqu à ce que la couleur semble la même que dans la cavité n o A1. Sur le formulaire de rapport de laboratoire (Étape 30), utiliser l équation de l équilibre trouvée à l étape 29 pour expliquer ce résultat. (NOTE : OH - + H + H 2 O et NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH -.)

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 8 Nom_ Enseignant(e)_ Date _ Groupe_ Répondre aux questions suivantes avant le laboratoire. 1. Discutez des termes suivants. a. Réactions inverses et équilibre chimique. b. Principe de Le Chatelier. c. Expressions de la constante d équilibre. 2. Complétez (si nécessaire) les équations qui suivent et écrivez l expression de la constante d équilibre. a. NOCl(g) NO(g) + Cl 2 (g) b. SO 2 (g) + O 2 (g) SO 3 (g) c. NO 2 (g) O 2 (g) + N 2 (g) d.[zn(nh 3 ) 4 ] 2+ Zn 2+ (aq) + NH 3 (aq) e.fe(oh) 2 (s)+ H 2 O(l) Fe 2+ + OH - (aq) 3. Précisez dans quelle direction (vers la gauche, vers la droite, aucun déplacement) les perturbations qui suivent déplaceront l équilibre. N 2 (g) + O 2 (g) 2NO(g) H = +180 kj a. Ajout de NO : b. Ajout de O 2 : c. Ajout de N 2 : d. Diminution du volume du récipient : e. Ajout de chaleur : f. Retrait d un peu de NO : 4. Lorsque du chlorure de sodium, NaCl, est ajouté à une solution de nitrate d argent, AgNO 3, il se forme un précipité blanc de chlorure d argent, AgCl. Si de l ammoniaque concentré, NH 3, est ajouté à cette solution, il se forme une solution limpide incolore contenant des ions complexes diaminoargent (I), [Ag(NH 3 )] +. Une solution d iodure de potassium, KI, ajoutée à cette solution incolore provoque la formation d un précipité jaune pâle de bromure d argent, AgBr. Faites la liste des espèces, Cl -, NH 3 et Br -, en ordre décroissant de la stabilité des composés ou des ions complexes qu elles forment avec l argent et expliquez votre raisonnement.

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 9 FORMULAIRE DE RAPPORT Nom Enseignant(e) Introduction aux équilibres chimiques Groupe Date A. Ionisation d une base faible et équilibre Étape 2a Couleur Étape 2b ph_ Étape 2c Étape 3a Ion Étape 3b Couleur Étape 3c ph_ Étape 3d Étape 3e Équation de la réaction favorisée Étape 4a Ion Étape 4b Couleur Étape 4c ph_ Étape 4d Étape 4e Équation de la réaction favorisée Étape 5a Ion Étape 5b Couleur Étape 5c ph_ Étape 5d Étape 5e Équation de la réaction favorisée Étape 6a Ion Étape 5b. Couleur Étape 6c Étape 6d Étape 6e Équation de la réaction favorisée

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 10 B. Équilibre entre les ions et leurs complexes Étape 8a Couleur Étape 8b Étape 10a Étape 10b Équation de l équilibre Changement de couleur Cl - [FeCl 4 ] - Étape 11a Étape 11b Changement de couleur Fe 3+ [FeCl 4 ] - Étape 12a Étape 12b Changement de couleur Fe 3+ Cl - [FeCl 4 ] - Étape 12c Espèce plus stable Espèce moins stable Étape 13a Étape 13b Changement de couleur Fe 3+ Cl - [FeCl 4 ] - Étape 13c Espèce plus stable Espèce moins stable Étape 14a Étape 14b Changement de couleur Fe 3+ Cl - [FeCl 4 ] - Étape 14c Espèce plus stable Espèce moins stable

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 11 FORMULAIRE DE RAPPORT Nom Enseignant(e) Introduction aux équilibres chimiques Groupe Date Cavité Couleur (a) Plus stable (b) Choix Étape 20 n o B2 [FeF 6 ] 3- ou [Fe(SCN)] 2+ _ n o C3 Fe 4 [Fe(CN) 6 ] ou [Fe(SCN)] 2+ _ Étape 21 n o A2 [Fe(SCN)] 2+ ou [FeF 6 ] 3- _ n o C2 Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 ou [FeF 6 ] 3- _ Étape 22 n o A3 [Fe(SCN)] 2+ ou Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 _ n o B3 [FeF 6 ] 3- ou Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 _ Étape 23 > > > le plus stable le moins stable C. Équilibre entre un solide et ses ions en solution Étape 25a _ Étape 25b Étape 26a Équation Étape 26b Étape 26c Équation Équation D. Équilibre de l ion complexe tétraminocuivre (II), [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ Étape 29a Couleur Étape 29b Étape 30 Équation

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 12 Nom_ Enseignant(e)_ Date _ Groupe_ Répondre aux questions suivantes après le laboratoire. 1. Réfléchissez à chacune des sources d erreur qui suivent et décrivez brièvement les conséquences sur la vitesse de réaction observée (plus rapide, plus lente, vitesse inchangée). Expliquez. a. Étape 2 : De l indicateur a été ajouté à la cavité n o A5. b. Étape 8 : Deux gouttes d eau n ont pas été ajoutées à la cavité n o A1. c. Étape 18 : La solution de NaF n était pas saturée. d. Étape 26 : Vous avez ajouté HCl 6 mol/litre au lieu de HNO3. 2. Quelle est la couleur des composés ou des complexes suivants? [Pb(OH) 4 ] 2- (aq) [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ (aq) K 4 [Fe(CN) 6 ](aq) [Fe(F 6 )] 3- (aq) HNO 3 (aq) Pb()H) 2 (s) NaF(s)

EXPÉRIENCE 4 INTRODUCTION AUX ÉQUILIBRES CHIMIQUES 13 3. Lors de la partie A de l expérience, du chlorure d ammonium, NH 4 Cl, a été ajouté à la solution aqueuse d ammoniaque pour modifier la position de l équilibre de la base. Y a-t-il un équilibre qui implique les ions NH 4 + (aq) ou Cl - (aq) dans la solution aqueuse? Si oui, écrivez l équation de l équilibre chimique qui implique cette espèce. 4. À l aide d équations, expliquez comment vous avez établi l ordre des stabilités à l étape 23.