Equilibres chimiques Flashcards
Comment peut-on considérer les différentes types de réactions ?
Certaines réactions peuvent être considérées comme étant ”complètes”, la plupart des réactions ne le sont pas
Que se passe-t-il quand une réaction n’est pas considérée comme complète ?
- 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
Par quoi est caractérisé l’état stable d’une réaction ?
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
Que montre l’étude du bilan des réactions ?
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
Exemple de réaction complète ?
HCl + NaOH 🡪 H2O + NaCl : réaction totale et violente
Quelles sont les réaction qui composent une réaction non complète ?
- 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
Comment obtient on des réactions totales ?
Quand on peut réaliser séparément dans des conditions (t°, P) expérimentales différentes des réactions complètes
Que se passe-t-il si deux réaction inverse coexistent dans certains domaines expérimentaux ?
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
Comment symbolise-t-on l’équilibre chimique ?
Une double flèche dans l’équation de la réaction
Qu’est-ce que l’état d’équilibre stationnaire ?
- 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 /!\
Comment peut-on caractérisée le processus de l’état d’équilibre stable ?
Ce processus est un processus dynamique DONC l’équilibre est dynamique
Quel est le procédé qui permet a synthèse industrielle de l’ammoniac ?
procédé Haber, développé par Bosch
Que prouve le procédé de Haber ?
La réaction inverse abouti aux même proportions pour les entités réactives
Quels sont les différents équilibres existants ?
- Les équilibres homogènes
- Les équilibres hétérogènes
Caractéristiques des équilibres homogènes ?
Une seule phase gazeuse
Une seule phase liquide : si les liquides sont solubles entre eux sinon équilibre hétérogène
Caractéristiques des équilibres hétérogène ?
Le système en équilibre comporte :
* une ou plusieurs phases solides en présence d’une phase liquide ou gazeuse
* Plusieurs phases de liquides non miscibles
Constante d’équilibre thermodynamique ?
=> 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
Que permet la loi d’action des masses ?
Elle permet d’établir une relation entre les activités des produits et des réactifs à l’équilibre
Relation entre une substance i quelconque et a (activité à l’équilibre) ?
ai = γi[i] ou ai = γipi
γi est appelé coefficient d’activité (unité : M-1 ou atm-1)
Quand et qui ont formulé la constante d’équilibre thermodynamique ?
- 1864
- 2 chimistes norvégiens : Guldberg et Waage
Caractéristique de la constante d’équilibre thermodynamique ?
- 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
Constante d’équilibre thermodynamique en chimie générale ?
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)
Constante d’équilibre thermodynamique en chimie générale ou seul des gaz (parfaits) sont impliqués ?
Pratique d’exprimer la constante d’équilibre en termes de pressions partielles :
K(p(T)) = [(PC)^γ * (PD)^δ]/[(PA)^α * (PB)^β]
Lorsque l’on utilise des gaz ou liquides parfaits, que se passe-t-il pour la constante d’équilibre thermodynamique ?
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)
Loi des gaz parfait ?
PiV = nRT 🡪 Pi = Ni/V * RT
Relation entre Kp(T) et Kc(T) ?
=> 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
Signification de la valeur de K ?
- K «_space;1 : les réactifs prédominent à l’équilibre
- K=1 : quantité significatives de R et P à l’équilibre
- K»_space; 1 : les produits prédominent à l’équilibre
Expression et calcule de K dans le cadre des équilibres homogènes gazeux ?
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
Caractéristiques de la constante d’équilibre thermodynamiques dans le cas des équilibres homogènes liquides ?
- 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
Caractéristiques de la constante d’équilibre thermodynamique dans le cas des équilibres hétérogènes ?
- 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
Constante d’équilibre thermodynamique dans le cas d’une combinaison de plusieurs équilibres ?
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
Qu’est ce que le quotient réactionnel ?
=> 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
Signification de la valeur de Q ?
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
Quelles sont les lois qualitatives du déplacement de l’équilibre ?
=> Loi de Le Châtelier
(loi de Van’t Hoff pour la T°)
Que dit la loi générale de modération ?
=> 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
Que dit la loi de Van’t Hoff ?
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)
Qu’est-ce qu’un équilibre athermique ?
(∆H=0), la T° est sans influence (ex : réaction d’estérification)
Loi de Le Chatelier (à propos de la pression) ?
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
Que se passe-t-il si à pression constante on ajoute un gaz inerte ?
- Le volume (V) augmente
- N augmente
- Le système évolue vers une augmentation du nombre de mole de gaz, si Δν>0 => formation des produits
Que se passe-t-il si à volume constant on ajoute un gaz inerte ?
Les concentrations et pressions partielles ne sont pas modifiée, on observe aucun effet sur l’équilibre
Loi de Le Châtelier (à propos de la concentration) si l’on ajoute un constituant du système ?
/!\ 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
Loi de Le Châtelier (à propos de la concentration) si l’on retire un constituant du système ?
=> 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
Importance de la notion de rendement ?
Lorsqu’on réalise la synthèse d’une espèce chimique, la notion de rendement est obligatoirement relative à l’un des réactifs
Qu’est-ce que le rendement ?
=> 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
Utilisation du rendement en industrie ?
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
Exemple de procédés où sont rencontré les problématiques d’équilibres chimiques ?
- 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
