EQUILIBRE CHIMIQUE

Objectifs du cours

Comprendre les équilibres chimiques que nous rencontrons dans les réactions réversibles

Connaissances pré requises

Les réactions irréversibles et réversibles, la vitesse des réactions chimiques

- expliquer les réactions réversibles et irréversibles

- De quoi dépend la vitesse de la réaction chimique ? Présenter par une expression mathématique

Loi de l'équilibre chimique

· Les réactions chimiques réversibles sont des réactions qui évoluent dans deux sens: l‘une à partir des réactifs des produits, l’autre à partir des produits des réactifs. Ces deux réactions chimiques arrivent à l’état d’équilibre après peu de temps.

· Un exemple d'équilibre chimique est le système H₂, I₂, HI :

H₂ + I₂ == 2HI

· La vitesse de formation du HI est égal à : v₁ = k₁ c(H₂) c(I₂) donc la vitesse de la réaction inverse est égale à : v₂ = k₂ c(HI)²

· A partir de l'équilibre, ces deux réactions opposées doivent se produire à la même vitesse de telle sorte que, chaque fois que deux molécules de HI sont formées par la réaction H₂ + I₂, deux molécules de HI réagissent pour former H₂ + I₂. Les nombres globaux des molécules et, par conséquent, l'ensemble des concentrations, restent inchangés.

Si v₁ = v₂ alors aussi k₁ c(H₂) c (I₂) = k₂ c(HI)²

Kéq = c(HI)² / c(H₂) c (I₂)

· La valeur de K_éq ne dépend pas des concentrations finales, mais elle dépend de la température.

· Lorsqu'il s'agit de gaz, il est souvent pratique d'utiliser les pressions partielles, qui sont proportionnelles aux concentrations. Puisque les unités sont différentes, on utilise un symbole différent pour la constante d'équilibre.

· Cette expression de la constante d'équilibre est l'exemple général de loi de l'équilibre chimique qui présente un rapport entre les concentrations des produits et réactifs, toutes élevées en valeur de ces coefficients stœchiométriques.

· La même règle s'applique lorsqu'on utilise les pressions partielles à la place des concentrations.

Equilibres solides-gaz

Ø Supposons que nous voulons écrire l'expression de la constante d'équilibre d'une réaction telle que

CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)

Ø Notez que nous sommes en présence de deux solides et d'un gaz. En appliquant les règles d’équilibre, on obtient

Keq = c(CaO) c(CO2) / C(CaCO3)

CaCO₃ est un solide et sa concentration est une constante, c'est-à-dire que le nombre de moles de CaCO₃ dans chaque litre de solide ne peut pas changer, sauf dans des conditions de changements extrêmes de pression ou de température. De même, la concentration de CaO est une constante. Pour cette raison, la constante d’équilibre est égale à :

K_eq = c(CO₂)

En termes de pression, on peut écrire:

K_p = P_(CO2)

Problème 2. Ecrire l'expression de l'équilibre, dans les cas suivants, en utilisant les conventions adoptées ci-dessus.

a) Zn(s) + CO2(g) = ZnO(s) + CO(g)

b) MgSO4(s) = MgO(s) + SO3(g)

Si l'on tend à modifier les conditions d'un système à l'équilibre, celui-ci réagit de façon à s'opposer, en partie, aux changements qu'on lui impose, jusqu'à ce qu'on obtienne un nouvel équilibre (loi de Le Chatelier ).

Exemple

H₂ + I₂ = 2HI

• Si l’on augmente un des réactifs (H₂ ou I₂ ), l’équilibre va se déplacer vers la droite de la formation du HI pour qu’il puisse atteindre un nouvel équilibre.

Problème 3. Qu'arriverait-il si, tout à coup, on ajoutait au système en équilibre une quantité du réactif souligné?

a) H₂ + I₂ = 2HI

b) H₂ + I₂ = 2HI

c) NH₄ = NH_3(g) + HCl_(g)

d) CaCO_3(s) = CaO_(s) + CO_2(g)

L'effet d'un changement de température sur une réaction à l'équilibre.

2 NO_{2 (g)} = N₂O_{4 (g)} DrH =- 61,6 kJ / mole

• La réaction directe (de gauche à droite) est exothermique.
• La réaction inverse (de droite à gauche) est endothermique.

• Si on augmente la température en fournissant de la chaleur au système en équilibre, la réaction sera déplacée vers la gauche puisque la réaction inverse est endothermique.

• Si on refroidit le système, la réaction sera déplacée vers la droite puisque la réaction directe est exothermique.

L'effet d'un changement de pression sur une réaction à l'équilibre.

2 NO_{2 (g) =} N₂O_{4 (g)}

• Les deux gaz sont dans un contenant fermé.
• La couleur brune est la propriété perceptible constante.
• Le système est donc à l'équilibre.
• Il y a, selon l'équation balancée, 2 moles de réactifs gazeux.
• Il y a, selon l'équation balancée, 1 mole de produits résultants gazeux.

Une augmentation de pression dans cette réaction déplace l’équilibre vers la côté où il y a le moins de moles de gaz ou le contraire s’il y a une diminution de la pression.