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/