document prof sur l'aspect quantitatif de l'équilibre chimique

Mode de lecture du document
Lorsqu’il s’agit d’une indication pour moi en tant qu’enseignante, la plupart du temps des
questions que je pose oralement, le texte est dans une police différente, encadré et dispose à
sa gauche du dessin d’un enseignant
En orange se trouvent les réponses aux questions pour les élèves. Elles ne sont pas présentes
dans le document élève
L’équilibre chimique : approche quantitative
1) Introduction : Rappel
Fait oralement et au tableau
Quels types de réactions avons-nous déjà vues ?
Définissez une réaction incomplète
À quoi ressemblerait un graphique du nombre de moles de réactifs en fonction du temps pour
une réaction incomplète ?
Est-ce pour cela que plus rien ne se passe dans le récipient où se trouvent les réactifs et
produits ?
Qu’est ce qui caractérise ce type de réaction ?
Comment prévoir qu’une réaction sera équilibrée ?
Il existe des réactions qui sont dites complètes, incomplètes et impossible.
Au cours d’une réaction incomplète, aucun réactif ne réagit complètement. Le
nombre de moles de réactifs au cours du temps n’atteindra donc jamais une valeur
nulle :
De boeck
Ces réactions incomplètes sont aussi appelées des réactions à l’équilibre :
- Les propriétés macroscopiques restent constantes
- Pour rester à l’équilibre, le système doit être isolé
- En réalité, microscopiquement, deux réactions inverses se déroulent à
vitesse égale. C’est pourquoi on appelle ce système un système chimique à
l’état d’équilibre dynamique
Rappel de la vidéo au niveau microscopique
introducing-chemical-equilibrium-englishgood.mp4
Deux facteurs permettent de déterminer le type de réaction :
-
2) Mise en situation : l’hémoglobine
Idée issue de « http://www.enseignons.be/upload/secondaire/chimie/chimie-5e-1h-equilibre-reactionnel-versioneleve.doc » et « testmonlab.weebly.com/uploads/8/4/3/5/.../chapitre_3_preuve_2_sol.pdf »
http://nanotechnologies.tpe.free.fr/nanorobots.html
Lorsque nous respirons, de l’air entre dans nos poumons et passe dans les capillaires afin de rentrer
en contact avec les globules rouges du sang. Ces globules rouges contiennent de l’hémoglobine (Hb)
qui va réagir avec cet oxygène (O2) pour le fixer selon cette réaction :
Hb + O2 → HbO2
(En réalité, l’hémoglobine peut charger 4 oxygènes)
Question : L’équation est-elle pondérée correctement ? Oui
Lorsque l’hémoglobine chargée en oxygène arrive au niveau des tissus, elle va donner à ceux-ci son
oxygène selon la réaction :
HbO2 → Hb + O2
Nous voyons ainsi que la réaction de l’oxygène avec l’hémoglobine est une réaction réversible que l’on
peut écrire :
Le système hémoglobine-oxygène est en réalité un système à l’équilibre :
La réaction HbO2 → Hb + O2 se fait à la même vitesse que la réaction Hb + O2→ HbO2
Rappel : Question : Que signifient les deux flèches de même longueur mais de sens différent ?
→ Cela signifie que les deux réactions se déroulent en même temps, dans des sens opposés
et à la même vitesse
Ce système va donc tout faire pour maintenir cet équilibre. Donc, si la concentration d’un réactif ou
d’un produit est modifiée, la réaction va évoluer afin de retrouver son état d’équilibre.
Dans une réaction à l’équilibre, la constante d’équilibre K décrit les concentrations de réactifs et de
produits.
 Lorsque le K de la réaction est élevé, la concentration en produit est plus importante
que la concentration en réactifs
[Réactifs] < [Produits]
L’équilibre est dans ce cas déplacé vers la droite, vers les produits
 Lorsque le K de la réaction est faible, la concentration, en réactif est plus importante
que la concentration en produit
[Réactifs] > [Produits]
L’équilibre est dans ce cas déplacé vers la gauche, vers les réactifs
Il y a bien toujours ici un équilibre ! Voici une métaphore intéressante :
http://sciences-chouvin.jimdo.com/ts-ancien/chimie/chimie-5-l-équilibre-chimique/
Deux îles sont séparées par un pont. Le nombre de voiture sur un même temps qui part de Clio pour
aller vers Calipso est égal au nombre de voitures qui part de Calipso pour aller vers Clio. (la vitesse de
départ de Clio vers Calipso est donc la même que celle des départ de Calipso vers Clio)
Y-a-t-il bien un état d’équilibre ? Oui
Cet équilibre est-il dynamique ? Oui, les voitures vont dans les deux sens
Cela signifie-t-il pour autant que le nombre de voiture sur chaque île est le même ? Non, il peut y
avoir plus de voiture à Clio par exemple. Mais ce nombre restera constant car le nombre de voiture qui
part de Clio est égal au nombre de voiture qui va à Clio.
Parallèle palliant à la difficulté des élèves de visualiser l’aspect dynamique de l’équilibre
 Situation 1 : dans les poumons
http://fr.dreamstime.com/photos-libres-de-droits-structure-d-h%C3%A9moglobine-humaine-image34873928
Lorsque les globules rouges arrivent au niveau des poumons qui sont chargés en oxygène, le
système détecte une augmentation de la concentration en un réactif, l’O2. La réaction va alors
être déplacée vers la droite, c’est-à-dire que l’hémoglobine réagit donc avec l’oxygène pour
former HbO2.
testmonlab.weebly.com/uploads/8/4/3/5/.../chapitre_3_preuve_2_sol.pdf
 Situation 2 : dans les tissus
http://doc.doc.pagesperso-orange.fr/physio.htm
Les tissus sont des zones pauvres en oxygène puisqu’ils l’ont utilisé. Le système détecte donc
une diminution de la concentration en un réactif, l’oxygène. La réaction va alors être déplacée
vers la gauche c’est-à-dire que l’hémoglobine chargée en oxygène va se transformer en Hb +
O2.
testmonlab.weebly.com/uploads/8/4/3/5/.../chapitre_3_preuve_2_sol.pdf
Ainsi, pour maintenir l’équilibre de la réaction, l’hémoglobine se charge en oxygène dans les
poumons et le libère dans les tissus.
Il s’agit d’un exemple de biochimie assez complexe. Nous allons étudier ce phénomène de plus près
afin de mieux comprendre cet exemple.
3) Aspect quantitatif de l’équilibre chimique (issu du de boeck)
a. La constante d’équilibre Kc : La loi de Guldberg et Waage
Deux chimistes, Guldberg et Waage, ont cherché une loi qui pouvait caractériser un état d’équilibre.
Ils ont ainsi trouvé ceci :
o
Pour une réaction à l’équilibre du type :
aA + bB ⇌ mM + nN
Il existe une loi reliant les concentrations à l’équilibre des espèces en présence :
𝐾𝑐 =
o
[𝑀]𝑚 .[𝑁]𝑛
[𝐴]𝑎 .[𝐵]𝑏
= constante
Caractéristiques générales :
les concentrations des produits à l’état d’équilibre
 au numérateur se trouvent …………………………………………………………………………………………….
les concentrations des réactifs à l’état d’équilibre
 au dénominateur se trouvent ………………………………………………………………………………………...
Son coefficient stœchiométrique
 l’exposant de chaque concentration correspond à …………………………………………………………
 la concentration d’un solide n’apparaitra pas dans la formule, en effet :
Pour cette équation : AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
On peut exprimer la concentration en AgCl (s) comme suit :
[AgCl] =
𝑚(𝑔)
𝑔
𝑀 (𝐿 )
n(mol)
𝑚 (𝑔)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑖𝑞𝑢𝑒 𝑑𝑢 𝑠𝑜𝑙𝑖𝑑𝑒
=
=
=
= 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒
𝑔
𝑉 (𝐿)
𝑉 (𝐿)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑖𝑟𝑒
𝑉 (𝐿). 𝑀 ( 𝐿 )
Le Kc de cette réaction s’écrira donc : Kc = [Ag+].[Cl-]
o
Caractéristiques du Kc :
 Pour chaque système chimique à l’état d’équilibre existe un Kc particulier
 Quelles que soient les concentrations initiales en réactifs, le Kc reste le même
 Le Kc va varier en fonction de la température
 Le Kc n’a pas d’unité
o
Information donnée par le Kc :
Le Kc va nous permettre de déterminer quelle quantité de produit est formée à partir d’une
certaine quantité de réactif, au moment de l’équilibre
Le Kc nous donne une information sur le degré d’avancement de la réaction
→ « plus le Kc est élevé, plus il y a la proportion de produits formés par rapport aux réactifs est
élevée, et plus la réaction tend à être complète
→ plus le Kc est faible, plus la réaction tend à être incomplète » (de boeck)
Repris d’un diaporama disponible sur https://prezi.com/dolqpudv55ad/module-4-chap-12-lequilibre-chimique/
Question : comment pouvez-vous expliquer qu’un Kc élevé implique une proportion plus importante
de produits formés ?
Faire ici un parallèle avec la formule du Kc afin de montrer que comme les produits sont au
numérateur, il est logique que si leur concentration augmente, la valeur du Kc augmente et
inversement.
b. Calcul du Kc à partir des concentrations (de boeck)
Sans avoir l’entièreté des concentrations des réactifs et produits au moment de l’équilibre, il est
possible de retrouver la constante d’équilibre Kc.
Prenons un exemple :
H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g)
À 458° C, un ballon de 2,0 L contient, avant réaction, 1,0 mol de dihydrogène gazeux et 1,0 mol de
diiode gazeux. À l’équilibre, il reste 0,22 mol de chaque réactif qui n’a pas réagi.
Quelle est la constante Kc de cette réaction ?
V de 2 L
H2 (g)
+
I2 (g)
⇌
2 HI (g)
Coefficient
stœchiométrique
Nombre de moles
initial ni
Nombre de moles
qui réagissent et
apparaissent nr
Nombre de moles à
l’équilibre = neq
Concentration à
𝑛𝑒𝑞
l’équilibre = 𝑉
[𝑯𝑰]𝟐
=>Kc =
[𝑯𝟐 ].[𝑰𝟐 ]
=
1
1
2
1,0 mol
1,0 mol
0 mol
1,0 – 0,22 =
- 0,78 mol
1,0 – 0,22 =
- 0,78 mol
0,78 * 2 =
+ 1,56
0,22 mol
0,22 mol
1,56 mol
0,22
= 0,11 𝑀
2
𝟎,𝟕𝟖𝟐
𝟎,𝟏𝟏.𝟎,𝟏𝟏
0,22
= 0,11 𝑀
2
1,56
= 0,78 𝑀
2
= 𝟓𝟎, 𝟐𝟖
Avoir laissé sur un côté du tableau la formule générale du Kc et leur demande de remplacer
progressivement chaque terme par les éléments de l’équation de réaction chimique
c. Calcul des concentrations à l’équilibre à partir du Kc et du nombre de moles
initial d’un ou plusieurs réactifs (de boeck)
Soit la réaction suivante, à 250°C :
PCl5 (g) ⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g)
À cette température de 250°C, tous nos composes sont gazeux et sont contenus dans un ballon de
volume 500mL.
Quelles sont les concentrations à l’équilibre si la constante d’équilibre de cette réaction, à 250°C est
de 0,040 et que le nombre de moles initial de PCl5 est de 0,10 mol ?
V de 500mL
250°C
Kc = 0,040
Coefficient
stœchiométrique
ni
nr
neq
Concentration à
𝑛𝑒𝑞
l’équilibre = 𝑉
 Kc =
PCl5 (g)
[𝑃𝐶𝑙3 ][𝐶𝑙2 ]
[𝑃𝐶𝑙5 ]
⇌
PCl3 (g)
+
Cl2 (g)
1
1
1
0,10 mol
-x
0,10 - x
0,10 − 𝑥
0,500
0 mol
+x
0+x
0 mol
+x
0+x
=0,040
𝑥
0,500
𝑥
0,500
𝑥
𝑥
.
0,500 0,500
0,10−𝑥
0,500
= 0,040
2x2 + 0,040x – 0,004 = 0

Il s’agit d’une équation du second degré
Il est utile de réaliser ici un bref rappel des équations du second degré, c’est-à-dire de ce type :
ax2 + bx + c (avec un a non nul)
1. Calculer le discriminant Δ qui vaut b2 – 4ac
2. 3 situations se posent alors :
a. Δ < 0 : il n’y a pas de solution
b. Δ = 0 : il y a une seule solution : 𝒙 =
𝟐𝒂
−𝒃−√𝚫
c. Δ > 0 : il y a deux solutions : 𝒙𝟏 =
𝒙𝟐 =
−𝒃
𝟐𝒂
−𝒃+√𝚫
𝟐𝒂
 Δ = 0,0402 – 4*2*(-0,004) = 0,0336
𝒙𝟏 =
−𝟎, 𝟎𝟒 − √𝟎, 𝟎𝟑𝟑𝟔
= −𝟎, 𝟎𝟓𝟔
𝟐∗𝟐
𝒙𝟐 =
−𝟎, 𝟎𝟒 + √𝟎, 𝟎𝟑𝟑𝟔
= 𝟎, 𝟎𝟑𝟔
𝟐∗𝟐
 Lorsque tu trouves deux valeurs de x possible, il faut prendre celle qui est positive et plus petite
que le nombre de moles initiales
0,036 moles
 Nombre de moles qui réagissent : ………………………………..
0,10−𝑥
= 0,128 M
0,500
 [PCl5] à l’équilibre = ……………………………………………………
0,036/0,500 = 0,072 M
 [PCl3] à l’équilibre = ……………………………………………………
b. Mise en pratique de la constant d’équilibre
Nous allons maintenant réaliser un laboratoire permettant de mettre en évidence la constante
d’équilibre Kc.
a. Mise en garde
Attention, comme pour tout laboratoire, le port d’un tablier et de lunettes est obligatoire.
http://fr.123rf.com/photo_28524522_medecin-de-bande-dessinee-portant-des-lunettes-de-securite-et-une-blouse-de-laboratoire.html
b. Introduction
(TP
notes
de
cours
« https://fr.wikipedia.org/wiki/Dosage_colorim%C3%A9trique »
et
La réaction suivante va être utilisée au cours de ce laboratoire :
Fe+++ + NCS- ⇌ FeNCS ++
L’objectif de cette manipulation est de :
-
déterminer la constante d’équilibre de cette réaction à une température donnée, pour
différente concentrations de départ
déterminer les différentes constantes d’équilibre à différentes températures
Pour ce faire, nous allons faire réagir ensemble dans des tubes différents, différents volumes de KNCS
de concentration connue avec différents volumes de Fe 3+ de concentration connue.
Nous mesurerons ensuite la concentration du FeNCS par colorimétrie.
c. La colorimétrie
La colorimétrie permet de déterminer la concentration d’un élément coloré dans une solution. La loi
de Lambert-Beer va nous donner cette concentration lorsque l’intensité de la coloration est
proportionnelle à la concentration.
Où A = l’absorbance de la solution
ε : coefficient d'extinction molaire en L/(mol×cm)
à 18°C : 2792 L/mol.cm
à 39°C : 2378 L/mol.cm
à 0°C : 3139 L/mol.cm
l= la longueur en cm de la cuve traversée par la lumière
C = la concentration molaire en mol/L
L’absorbance est mesurée par un spectrophotomètre.
Plus l’intensité de la coloration est importante, plus l’absorbance augmente, c’est-à-dire que la lumière
a plus de mal à traverser l’échantillon.
Cette mesure doit se faire à une longueur d’onde particulière, ici 450nm. Il s’agit de la longueur d’onde
à laquelle seul l’ion FeCNS++ absorbera la lumière.
Leur montrer ici le site https://phet.colorado.edu/sims/html/beers-law-lab/latest/beers-lawlab_fr.html et montrer que plus la concentration dans la cuvette augmente, plus l’intensité du
faisceau lumineux est faible. L’absorbance augmente alors. Et inversement.
c. Les blancs
Attention, avant la mesure de chaque tube contenant du FeNCS, il faut mesurer l’absorbance d’un
« blanc ». Le blanc est un tube dans lequel il y a tous les constituants du mélange dans lequel nous
voulons mesurer une concentration à l’exception de l’élément dont nous recherchons la
concentration. L’absorbance de cet échantillon blanc sera alors mise à 0 dans le colorimètre.
Pour le réaliser, nous devons réaliser un échantillon d’alun ferrique à la même concentration que dans
le mélange dont nous allons mesurer la concentration en FeNCS.
d. Matériel et méthode
Matériel :
-
Un colorimètre
Des cellules de 1 cm
Pipettes
Cylindre gradué
Produits :
-
KNCS 2.103 M
Solution aqueuse de Fe3+ 0,02 M contenant du H2SO4
J’aurai ici préalablement préparé cette solution moi-même afin d’éviter une étape supplémentaire lors
de ce laboratoire. L’ajout du H2SO4 permet d’éviter que l’hydroxyde Fe (OH) 3 formé dans l’eau ne
précipite)
e. Calculs préalables
Si les tubes dont nous voulons mesurer la concentration en FeNCS sont préparés comme suit :
Tube
1
2
3
4
Vsol.KNCS 2.10-3 M
4 ml
3 ml
2 ml
1 ml
Vsol.Fe3+ 0,02 M
1 ml
2 ml
3 ml
4 ml
V eau distillée
5 ml
5 ml
5 ml
5 ml
10 ml
 Le volume sera donc toujours de …………….
Quelle quantité de Fe3+ et d’eau distillée allez-vous mettre dans chacun des tubes blancs ?
Vsol.Fe3+ 0,02 M
1 ml
2 ml
3 ml
4 ml
Tube
Blc 1
Blc 2
Blc 3
Blc 4
V eau distillée
9 ml
8 ml
7 ml
6 ml
Question : Pourquoi ne met-on pas de KNCS dans les blancs ?
Bien insister ici sur le fait qu’un blanc contient exactement la même chose que les tubes dont nous
voulons mesurer la concentration d’une substance excepté cette substance !
f.
i.
Mode opératoire
Réalisation des tubes contenant les solutions où la réaction Fe+++ + NCS- ⇌ FeNCS ++ aura lieu
À l’aide d’une pipette graduée de 10 ml, préparer les tubes à essais déposés sur un support
adapté comme décrit dans le tableau ci plus haut.
http://sciencesphysiques.e-monsite.com/pages/tube-a-essai.html
http://www.verrerie-villeurbannaise.com/fr/pipettesgraduees/1091-pipettes-5-ml-graduees.html
Annotez bien vos tubes à essais !
ii.
Réalisation des blancs
De la même manière que pour les tubes précédents, réalisez les tubes de blancs suivant le tableau ci
plus haut.
Annotez également ces tubes à essais.
iii.
Mesures au colorimètre
http://physique-chimie.gjn.cz/spip.php?article117
-
-
http://fr.slideshare.net/prachann/colorimeter-and-spectrophotometer-mass-spectrometer
Régler la longueur d’onde du colorimètre à 450 nm
Réaliser le réglage du blanc 1. Pour ce faire, déposer une partie du tube à essai 1 dans une
cuvette de 1cm3 allant au colorimètre.
Déposez la cuvette dans le colorimètre en veillant à placer les bords sans stries dans le sens de
la lumière.
Appuyer sur 0 afin d’indiquer à l’appareil que cet échantillon correspond à 0 d’absorbance
Réaliser la mesure de l’absorbance du tube 1 en déposant une partie du tube 1 dans une
cuvette de 1 cm3. Mettre ensuite cette cuvette dans le colorimètre en veillant à en veillant à
placer les bords sans stries dans le sens de la lumière.
Réaliser le réglage pour le blanc 2. Attention à bien rincer la cuvette avec le mélange que l’on
va mettre dans le colorimètre.
Réaliser la mesure du tube 2
Continuer cet enchainement jusqu’au tube 4.
iv.
Variation de température
Votre professeur aura pris soin de mettre 4 cuvettes de blancs, 4 cuvettes des tubes 1 à 4 à 0°C dans
de la glace et 4 autres cuvettes des tubes 1 à 4 à l’étuve à 40°C. les recouvrir pour pas évaporer ?
Le professeur effectue les mesures de l’absorbance au colorimètre devant vous.
g. Rapport
1. Remplissez le tableau suivant :
Détailler vos calculs pour un des tubes à une des températures
Tube
C Fe3+ CNCST
A
[FeCNS++]
1
18
2
18
3
18
4
18
[Fe+++]
[CNS-]
Kc
Tube
1
2
3
4
C Fe3+
CNCS-
T
0
0
0
0
A
[FeCNS++]
[Fe+++]
[CNS-]
Kc
Tube
1
2
3
4
C Fe3+
CNCS-
T
40
40
40
40
A
[FeCNS++]
[Fe+++]
[CNS-]
Kc
Exemple de calcul pour le tube 1 :
Nous pouvons préalablement écrire toutes les données et les inconnues pouvant déjà être
trouvées
V de 0,010 L
Coefficient
stœchiométrique
Nombre de moles
initial ni
Nombre de moles
qui réagissent et
apparaissent nr
Nombre de moles à
l’équilibre = neq
Concentration à
𝑛𝑒𝑞
l’équilibre = 𝑉
Fe+++
NCS-
FeNCS ++
⇌
1
1
1
n = C *V
n= 2.10-2 * 0,001
= 2.10-5 moles
-x
n = 2.10-3*0,004
= 8.10-6 moles
0
-x
+x
2.10-5 - x
8.10-6 - x
x
(2.10-5 – x)/0,010
(8.10-6 – x)/0,010
x/0,010
Si l’absorbance est de 0,414
[FeCNS + +] =
+
𝐴
Ɛ∗𝑙
[FeCNS + +] =
=> [FeCNS + +]
0,414
2792∗1
=
= 1,48.10-4 M
𝑥
0,010
=
1,48.10 − 4
=> x = 1,48.10 − 4 ∗ 0,010 = 1.48.10 − 6
=> Nous avons donc le neq de FeCNS-Par les coefficients stœchiométriques, les neq de l’ensemble de l’équation peuvent être
retrouvés
À partir des neq et du volume, il est possible de retrouver les concentrations à l’équivalence de
tous les composés de l’équation
V de 0,010 L
Coefficient
stœchiométrique
Nombre de moles
initial ni
Nombre de moles
qui réagissent et
apparaissent nr
Nombre de moles à
l’équilibre = neq
Concentration à
𝑛𝑒𝑞
l’équilibre = 𝑉
Fe+++
+
NCS-
FeNCS ++
⇌
1
1
1
n = C *V
n= 2.10-2 * 0,001
= 2.10-5 moles
-x
n = 2.10-3*0,004
= 8.10-6 moles
0
-x
+x
2.10-5 - 1,48.10-6
= 1,85.10-5
1,85.10-5/0,010
= 1,85.10-3
8.10-6 - 1,48.10-6
= 6,52.10-6
6,52.10-6/0,010
= 6,52.10-4
1,48.10-6
1,48.10-6/0,010
= 1,48.10-4
Le Kc peut enfin être calculé
𝐾𝑐 =
𝟏, 𝟒𝟖. 𝟏𝟎 − 𝟒
= 122,7
𝟏, 𝟖𝟓. 𝟏𝟎 − 𝟑 ∗ 𝟔, 𝟓𝟐. 𝟏𝟎 − 𝟒
Question : Que vaut CFe3+ ?
Introduire ici la différence entre le C et [] !
2. Qu’observez-vous à la lumière de ces résultats ?
Après la théorie du Kc et exercice pour trouver la constante
Ce Kc peut être influencé par la conc= revient sur ex avec Hb
Qd on fait de l’ex, il y a plus d’O2 qui rentre car température augmente
Temp et P
Labo pour vérifier !
Je peux réexpliquer Hb sur base du labo car diff concentrations de Fe +++ et de l’autre réactif et tjs la
mm cte et on voit que toutes les conc varient
Ça introduit effet conc sur loi le chatelier
j.
Bibliographie
Illustration professeur : http://freedesignfile.com/13522-elements-of-teacher-vector-set-02/