Chapitre 6: Équilibres chimiques PDF - 1 TIM 2023-2024

Chapitre 6: Équilibres chimiques 1 TIM​ 2023-2024​ Madame Drèze (D’après document de Madame Barbason)​  Plan du diaporama Réactions complètes et incomplètes Equilibre dynamique Constante d’équilibre-Loi de Guldberg et...

Chapitre 6: Équilibres chimiques 1 TIM​ 2023-2024​ Madame Drèze (D’après document de Madame Barbason)​  Plan du diaporama Réactions complètes et incomplètes Equilibre dynamique Constante d’équilibre-Loi de Guldberg et Waage Signification de la constante d’équilibre Equilibres hétérogènes Calcul de la constante d’équilibre à partir des concentrations Calcul des concentrations à l’équilibre à partir de la constante d’équilibre Equilibre et produit de solubilité (Kps) Réaction de précipitation Equilibre de solubilité et produit de solubilité Principe de Le Chatelier Effet d’une variation de concentration sur l’équilibre Effet d’une variation de volume (pression) sur l’équilibre Effet d’une variation de température sur l’équilibre  Réactions 1. Constantecomplètes d’équilibre et incomplètes  Une réaction est dite complète si au moins un des réactifs disparaît complètement au cours de la transformation. RP Mg + 2 HCl  MgCl2 + H2 nbre de moles au départ x y 0 0 nbre de moles après réaction 0 y – 2x x x 3 Réactions 1. Constantecomplètes d’équilibre et incomplètes  Les réactions incomplètes aboutissent à un état d'équilibre chimique R>P alcool + ac. acétique  eau + ester y y 0 nbre de moles au départ 0 y-x y–x x nbre de moles après réaction 4 x Equilibre 1. dynamique Constante d’équilibre L’équilibre dynamique d’une réaction chimique est l’état dans lequel la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse. RP H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) 5  Constante d’équilibre - loi de Gulberg et 1. Constante d’équilibre Waage  Soit le système à aA + bB  cC + l’équilibre : dD a, b, c, d = coefficients stœchiométriques C D Kc  a c d Kc = constante A Bb d’équilibre [X] = concentration molaire du composé X à l’équilibre La pression partielle d’un gaz est proportionnelle à sa concentration  Kp L’unité d’une constante d’équilibre est propre à chaque réaction  il est tout à fait admis d’exprimer une constante d’équilibre 6 sans noter l’unité. 1. Constanted’équilibre Constante d’équilibre : signification  La constante d’équilibre reflète le degré d’avancement de la réaction au moment de l’équilibre : C D Kc  a c d A Bb  K >> 1  réaction directe est favorisée (fortes concentrations des produits et fiables concentrations de réactifs) H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g) Kc = 1,9. 1019 (à 25°C)  K 0,1 mol/L  peu soluble ou insolubles, les composés dont la solubilité est inférieure à 0,1 mole par litre de solution S < 0,1 mol/L 14  Equilibre 2. Equilibredede solubilité solubilité etetproduit produitde de solubilité solubilité- TYX Ne permet pas de prévoir les « degrés » de solubilité des 15 composés  Equilibre 2. Equilibrede de solubilité etproduit solubilité et produitdede solubilité solubilité  L’expression de l’équilibre pour une équation chimique qui représente la dissolution d’un composé ionique est une constante appelée produit de solubilité (Kps). En solution CaF2 (s)  Ca2+ (aq) + 2 F- (aq) aqueuse : Kps = [Ca2+].[F-]2 = 1,46. 10-10 (mol/L)³ Le Kps est une mesure de la solubilité d’un composé.  Les composés « insolubles » ont un degré limité de solubilité  très petit Kps (valeurs données dans les tables)  La solubilité molaire (en mol/L) peut se calculer directement à partir du Kps et inversement. 16  Equilibre 2. Equilibrede de solubilité etproduit solubilité et produitdede solubilité solubilité  L’expression de l’équilibre pour une équation chimique qui représente la dissolution d’un composé ionique est une constante appelée produit de solubilité (Kps). Le Kps est une mesure de la solubilité  d’un composé. Les composés « insolubles » ont un degré limité de solubilité  très petit Kps 17  Equilibre 2. Equilibrede de solubilité etproduit solubilité et produitdede solubilité solubilité  Calculer la solubilité molaire de AgCl dans l’eau pure ? Appelons S la concentration de AgCl qui se dissout (soit la solubilité molaire), les concentrations de Ag+ et Cl- en solution sont donc égalent à S. 18  Equilibre 2. Equilibrede de solubilité etproduit solubilité et produitdede solubilité solubilité  Calculer la solubilité molaire de PbCl2 dans l’eau pure ? Appelons S la concentration de PbCl2 qui se dissout (soit la solubilité molaire). [Pb2+] = S et [Cl-] = 2S 19  Equilibre 2. Equilibrede de solubilité etproduit solubilité et produitdede solubilité solubilité  La solubilité molaire de Ag2SO4 dans l’eau pure est de 1,2.10-5 mol/L. Calculer Kps ? Appelons S la concentration de Ag2SO4 qui se dissout. [Ag+] = 2S et [SO42-] = S Kps = [Ag+]².[SO42-] = (2S)².S = 4S³ = 4.(1,2.10-5)³ = 6,9.10-15 20 (mol/L)³ Réaction 3. Réactionde deprécipitation précipitation  Formation de composés solubles (aq) et insolubles (s) 21  Equilibre de solubilité et 3. Réaction de précipitation produit de solubilité  Comparaison du quotient réactionnel (Q) et du produit de solubilité (KpsPbI ) (s)  Pb2+ (aq) + 2 I- (aq) 2 Q = [Pb2+].[I-]² Qu’est-ce qui différencie Kps de Q ? Kps  à l’équilibre seulement Q  indépendant des conditions.  Si Q < Kps, la solution est insaturée, on peut y dissoudre une quantité additionnelle du composé ionique solide.  Si Q = Kps, la solution est saturée, elle contient la quantité à l’équilibre des ions dissous, une quantité additionnelle de solide ne s’y dissoudra pas.  Si Q > Kps, la solution est sursaturée, dans la plupart des cas, le solide en excès précipite hors de la solution. 22  Equilibre de solubilité et 3. Réaction de précipitation produit de solubilité Le mélange de deux solutions, l’une contenant du nitrate de plomb (II) et l’autre, du bromure de sodium, donne une solution qui contient 0,0150 mol/L de Pb(NO3)2 et 0,00350 mol/L de NaBr. Un précipité se formera-t-il dans la solution ? 23 Principe 4. Principede deLe Le Chatelier Chatelier Influence de la variation de concentration (réactif ou produit), du volume (pression) et de la température Lorsqu’un système chimique à l’équilibre est perturbé, il évolue dans une direction qui minimise cette perturbation 24  Principe de Le Chatelier 4. Principe de Le Chatelier Effet 4.1. Effetd’une variation d’une variation de concentration de concentration sur l’équilibre sur l’équilibre Soit la réaction à l’équilibre : N2O4 (g)  2 NO2 (g)  Supposons l’ajout de  Supposons l’ajout de NO2 : N2O4 : La réaction évolue vers la La réaction évolue vers la gauche droite N2O4 (g)  2 NO2 N2O4 (g)  2 NO2 (g) (g) [NO2]  et [NO2]  et [N2O4]  KC inchangée [N2O4]  25  Principe de Le Chatelier 4. Principe de Le Chatelier Effet 4.2. Effetd’une variation d’une variation de(ou de volume volume (ou pression) sur pression) l’équilibre sur l’équilibre V V P P KC (Kp) 26  Principe de Le Chatelier 4. Principe de Le Chatelier Effet 4.3. Effetd’une variation d’une variation de température de température sur l’équilibre sur l’équilibre Soit la réaction exothermique à l’équilibre : N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) +  Si t°  (ajout de chaleur  Si t°  (retrait de chaleur) : chaleur) : La réaction évolue vers la La réaction évolue vers la gauche droite N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) + N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) + chaleur chaleur [NH3]  et [N2]  [H2] [NH3]  et [N2]  [H2]   KC < KC > 27