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UE8 Pharmacie > Equilibres chimiques > Flashcards

Equilibres chimiques Flashcards

1
Q

Comment peut-on considérer les différentes types de réactions ?

A

Certaines réactions peuvent être considérées comme étant ”complètes”, la plupart des réactions ne le sont pas

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Q

Que se passe-t-il quand une réaction n’est pas considérée comme complète ?

A
  • Le système n’évolue plus au-delà d’un certain degré d’avancement
  • La réaction semble s’être arrêtée, aucun réactif n’est plus consommé et aucun produit supplémentaire n’apparaît
  • Les concentrations desdits réactifs et produits ne changent plus
    => Le système a atteint son état d’équilibre
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Q

Par quoi est caractérisé l’état stable d’une réaction ?

A

Etat stable caractérisé par :
* l’absence de toute modification au cours du temps
* l’égalité des variables intensives (P, T°) en tous points du système
* le minimum d’une fonction potentielle

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4
Q

Que montre l’étude du bilan des réactions ?

A

L’étude du bilan des réactions montre sur le plan quantitatif qu’une réaction peut être complète (totale) ou incomplète suivant que l’un des corps ait totalement disparu ou non à la fin de la réaction

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5
Q

Exemple de réaction complète ?

A

HCl + NaOH 🡪 H2O + NaCl : réaction totale et violente

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6
Q

Quelles sont les réaction qui composent une réaction non complète ?

A
  • Réaction directe (dissociation)
  • Réaction inverse (dimérisation)
    Les 2 réactions sont dites inverses l’une de l’autre ou encore que les réactions prises individuellement sont inversibles
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7
Q

Comment obtient on des réactions totales ?

A

Quand on peut réaliser séparément dans des conditions (t°, P) expérimentales différentes des réactions complètes

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8
Q

Que se passe-t-il si deux réaction inverse coexistent dans certains domaines expérimentaux ?

A

Elles sont alors incomplètes et l’on obtiendra au bout d’un certain temps un état d’équilibre entre les 4 corps A, B, C et D
=> L’ensemble de ce processus constitue l’équilibre chimique

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9
Q

Comment symbolise-t-on l’équilibre chimique ?

A

Une double flèche dans l’équation de la réaction

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10
Q

Qu’est-ce que l’état d’équilibre stationnaire ?

A
  • moment où v1 = v2,
  • les proportions ne changent plus
  • la composition du mélange n’évolue plus
    /!\ bien que les 2 réactions continuent à avoir lieu simultanément /!\
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11
Q

Comment peut-on caractérisée le processus de l’état d’équilibre stable ?

A

Ce processus est un processus dynamique DONC l’équilibre est dynamique

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12
Q

Quel est le procédé qui permet a synthèse industrielle de l’ammoniac ?

A

procédé Haber, développé par Bosch

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13
Q

Que prouve le procédé de Haber ?

A

La réaction inverse abouti aux même proportions pour les entités réactives

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14
Q

Quels sont les différents équilibres existants ?

A
  • Les équilibres homogènes
  • Les équilibres hétérogènes
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15
Q

Caractéristiques des équilibres homogènes ?

A

Une seule phase gazeuse
Une seule phase liquide : si les liquides sont solubles entre eux sinon équilibre hétérogène

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16
Q

Caractéristiques des équilibres hétérogène ?

A

Le système en équilibre comporte :
* une ou plusieurs phases solides en présence d’une phase liquide ou gazeuse
* Plusieurs phases de liquides non miscibles

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17
Q

Constante d’équilibre thermodynamique ?

A

=> K(T) αA + βB ⇆ γC + δD
K(T) = [a(C)^γ * a(D)^δ] / [a(A)^α * a(B)^β]
a(i) sont les activités à l’équilibre des substances participant à l’équilibre

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18
Q

Que permet la loi d’action des masses ?

A

Elle permet d’établir une relation entre les activités des produits et des réactifs à l’équilibre

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19
Q

Relation entre une substance i quelconque et a (activité à l’équilibre) ?

A

ai = γi[i] ou ai = γipi
γi est appelé coefficient d’activité (unité : M-1 ou atm-1)

20
Q

Quand et qui ont formulé la constante d’équilibre thermodynamique ?

A
  • 1864
  • 2 chimistes norvégiens : Guldberg et Waage
21
Q

Caractéristique de la constante d’équilibre thermodynamique ?

A
  • Ne dépend que de la température
  • Activités étant non dimensionnées K(T) est une grandeur sans dimension
  • Une constante d’équilibre thermodynamique n’a pas d’unité
22
Q

Constante d’équilibre thermodynamique en chimie générale ?

A

On admet que les solutions et les gaz sont parfaits, ce qui implique gamma =1 et donc :
K(c(T)) = ([C]^γ[D]^δ) / ([A]^α[B]^β)

23
Q

Constante d’équilibre thermodynamique en chimie générale ou seul des gaz (parfaits) sont impliqués ?

A

Pratique d’exprimer la constante d’équilibre en termes de pressions partielles :
K(p(T)) = [(PC)^γ * (PD)^δ]/[(PA)^α * (PB)^β]

24
Q

Lorsque l’on utilise des gaz ou liquides parfaits, que se passe-t-il pour la constante d’équilibre thermodynamique ?

A

On rencontre dans ce cas des constantes d’équilibres dimensionnées notées :
* Kp(T) : relatives aux pressions partielles (atm^m)
* Kc(T) : relatives aux concentrations (M^m)

25
Q

Loi des gaz parfait ?

A

PiV = nRT 🡪 Pi = Ni/V * RT

26
Q

Relation entre Kp(T) et Kc(T) ?

A

=> KP(T) = Kc(T) * (RT)^Δv
* si Δv = 0 ; Kp(T) = Kc(T)
* Avec Δv = (γ + δ) - (α + β)
* pressions partielles en atm, les concentrations en mol/L
* R = 0,082 L.atm.mol-1.K-1 et T° en Kelvin

27
Q

Signification de la valeur de K ?

A
  • K &laquo_space;1 : les réactifs prédominent à l’équilibre
  • K=1 : quantité significatives de R et P à l’équilibre
  • K&raquo_space; 1 : les produits prédominent à l’équilibre
28
Q

Expression et calcule de K dans le cadre des équilibres homogènes gazeux ?

A

D’après les fractions molaires : Kp(T)= ([(XC)^γ(XD)^δ]/[(XA)^ α(XB)^β])(Peq)^Δν

D’après le nombre de moles : Kp(T)=
([(nC)^γ(nD)^δ]/[(nA)^ α(nB)^β]) (Peq/N)^Δν

29
Q

Caractéristiques de la constante d’équilibre thermodynamiques dans le cas des équilibres homogènes liquides ?

A
  • L’équilibre est décrit grâce à la constante d’équilibre relative aux concentrations (Kc)
  • liquides, de même que les solides purs on ne les fait pas figurer dans l’équation
  • les solvants => n’apparaissent pas dans le calcul de K
    => L’expression de K inclut uniquement les espèces pour lesquelles les concentrations changent lorsqu’on s’approche de l’équilibre
30
Q

Caractéristiques de la constante d’équilibre thermodynamique dans le cas des équilibres hétérogènes ?

A
  • Expérimentalement => les solides n’interviennent pas dans les expressions de la loi d’action de masse
  • calculs portent sur une phase unique (gaz ou liquide)
  • activités des solides étant assimilées à 1, on est ramené au cas d’un équilibre homogène pour lequel les pressions partielles (tension de vapeur des solides) sont constante
    => Kp
31
Q

Constante d’équilibre thermodynamique dans le cas d’une combinaison de plusieurs équilibres ?

A

La constante d’équilibre résultant de l’addition de deux (ou plusieurs) équilibres est le produit des constantes de chaque équilibre :
Kn = K1K2….*Kn-1

32
Q

Qu’est ce que le quotient réactionnel ?

A

=> Q
* décrit le même rapport que l’expression de la constante d’équilibre, mais pour un système qui n’est pas à l’équilibre
* donne le rapport entre les concentrations en produit et en réactif à tout moment d’une réaction

33
Q

Signification de la valeur de Q ?

A

La valeur de Q indique dans quel sens doit évoluer la réaction pour atteindre l’équilibre :
* Q < K : Réaction directe de façon à former plus de produit
* Q = K : Equilibre
* Q > K : Réaction inverse de façon à former plus de réactif

34
Q

Quelles sont les lois qualitatives du déplacement de l’équilibre ?

A

=> Loi de Le Châtelier
(loi de Van’t Hoff pour la T°)

35
Q

Que dit la loi générale de modération ?

A

=> 1ère loi de LE CH TELIER
Lorsqu’un système est en équilibre, toute modification d’un des facteurs de l’équilibre (T°, P, [ ]) à condition qu’elle se produise seule, provoque une rupture de l’équilibre avec une évolution dans le sens opposé à la variation considérée

36
Q

Que dit la loi de Van’t Hoff ?

A

A pression constante si :
* on augmente la T°, l’équilibre va se déplacer dans le sens de la réaction endothermique (∆H>0), sens dans lequel il y a consommation d’énergie
* on diminue la T°, on provoque un déplacement de l’équilibre dans le sens de la réaction exothermique (∆H<0)

37
Q

Qu’est-ce qu’un équilibre athermique ?

A

(∆H=0), la T° est sans influence (ex : réaction d’estérification)

38
Q

Loi de Le Chatelier (à propos de la pression) ?

A

Toute augmentation de pression à T° constante provoque une évolution du système dans le sens d’une diminution de volume ce qui correspond à une diminution du nombre de moles gazeuses et réciproquement
=> sauf sur des systèmes ou il n’y a pas de variation du nombre de mole gazeuses

39
Q

Que se passe-t-il si à pression constante on ajoute un gaz inerte ?

A
  • Le volume (V) augmente
  • N augmente
  • Le système évolue vers une augmentation du nombre de mole de gaz, si Δν>0 => formation des produits
40
Q

Que se passe-t-il si à volume constant on ajoute un gaz inerte ?

A

Les concentrations et pressions partielles ne sont pas modifiée, on observe aucun effet sur l’équilibre

41
Q

Loi de Le Châtelier (à propos de la concentration) si l’on ajoute un constituant du système ?

A

/!\ Cette addition se fait à T° constante
=> Toute augmentation de la concentration d’un constituant provoque une évolution du système dans le sens de la consommation de ce même constituant
- Si un réactif est ajouté, l’équilibre est déplacé vers la droite (sens 1)
- Si un produit est ajouté, l’équilibre est déplacé vers la gauche (sens 2)
/!\ Une modification de concentration n’a pas d’effet sur la valeur de K

42
Q

Loi de Le Châtelier (à propos de la concentration) si l’on retire un constituant du système ?

A

=> Toute diminution de la concentration d’un constituant provoque une évolution du système dans le sens de la production de ce même constituant
- Si un réactif est éliminé, l’équilibre est déplacé vers la gauche (sens 2)
- Si un produit est éliminé, l’équilibre est déplacé vers la droite (sens 1)
/!\ Une modification de concentration n’a pas d’effet sur la valeur de K

43
Q

Importance de la notion de rendement ?

A

Lorsqu’on réalise la synthèse d’une espèce chimique, la notion de rendement est obligatoirement relative à l’un des réactifs

44
Q

Qu’est-ce que le rendement ?

A

=> paramètre intensif
C’est le rapport du nombre de moles du produit obtenues, au nombre de moles obtenues si la réaction était totale
=> le rendement est donc toujours calculé par rapport au réactif en défaut

45
Q

Utilisation du rendement en industrie ?

A

Dans un procédé de synthèse (industriel), on va chercher à modifier certains paramètres de l’équilibre de façon à optimiser le rendement en produit souhaité

46
Q

Exemple de procédés où sont rencontré les problématiques d’équilibres chimiques ?

A
  • Le transfert de protons (réactions acido-basiques)
  • Le transfert d’électrons (réactions redox)
  • Les réactions de précipitation (produit de solubilité)
  • Les réactions de complexation (fixation d’un ligand à un récepteur)
  • De nombreuses réactions dans notre organisme

UE8 Pharmacie (21 decks)

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