Université Cadi Ayyad Faculté des Sciences et Techniques Gueliz Marrakech Département des Sciences Chimiques DEUST - M.I.P.C - S3 Support de cours Module :Réactivité Chimique Pr: Z. ABKHAR SOMMAIRE Chapitre I: Equilibre chimique Chapitre II: Equilibre des acides et des bases Chapitre III: Equilibre de solubilité Chapitre IV: Equilibre d’oxydo-réduction Chapitre V: La cinétique chimique Année universitaire 2020-2021 DEUST M.I.P.C S3 Université Cadi Ayyad Faculté des Sciences et Techniques Gueliz Marrakech Département des Sciences Chimiques Support de cours Module :Réactivité Chimique Chapitre 1: Equilibre chimique Constante de l'équilibre Evolution de l'équilibre Déplacement de l'équilibre Année universitaire 2020-2021 Chapitre 1 Equilibre chimique La réaction chimique C’est une transformation d'espèces chimiques (molécules, atomes ou ions) (réactifs) en d'autres espèces chimiques (produits) avec rupture ou création de liaisons chimiques. Représentée par son « équation bilan » équilibrée: Exemple : 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (g) Réactifs Le sens de la flèche donne le sens de l’évolution Produit En général, l’´equation chimique s’´ecrit : Avec A, B, C et D les espèces chimiques en présence et a, b, c et d, les coefficients stœchiométriques respectifs Les nombres stœchiométriques doivent être ajustés de manière à respecter : la conservation des éléments chimiques la conservation de la charge électrique globale Exemples : Fe3+(aq) + 3HO−(aq) C3H8(g) + 5O2(g) Fe(OH)3 (s) 3CO2(g) + 4H2O(g) 3 Equilibre chimique Un équilibre chimique est une réaction au cours de laquelle aucun des réactifs ne disparait complètement. On obtient toujours un mélange de réactifs et de produits formés. Exemple 1 Si on mélange à chaud du HCl et du O2, il se forme de Cl2 et du H2O. 4HCl + O2 2Cl2 + 2H2O La réaction cesse d’évoluer alors qu’il reste du HCl et du O2. A l’état final, on a un mélange de HCl, O2, Cl2 et H2O Exemple 2 Si on mélange à chaud du Cl2 et du H2O, il se forme du HCl et du O2. 2Cl2 + 2H2O 4HCl + O2 Cl2 et du H2O ne réagissent pas totalement. A l’état final, on a un mélange de HCl ,O2, Cl2 et H2O . On a alors deux réactions qui ont lieu simultanément au sein du système : directe 4HCl + O2 2Cl2 + 2H2O inverse 4 Equilibre chimique Réaction totale : Réaction qui évolue jusqu’à disparition complète d’au moins un des réactifs. Zn2+ + 2Cl- + H2(g) Zn(s) + 2HCl(g) Réaction inversible: Si aucun des réactifs ne disparait complètement lorsque le système cesse d’évoluer. CH3COO- CH3COOH + H2O + H3O+ Lorsque la vitesse de réaction directe est égale à vitesse de réaction inverse, le système est dans un état d’équilibre. Soit la réaction: N2O4(g) 2NO2 Diminue avec la transformation des réactifs Vitesses des réaction directe et inverse sont égales Augmente avec la formation des produits Aucun changement net n’est visible à l’échelle macroscopique, on parle d’équilibre dynamique 5 Equilibre homogène, hétérogène et notion de phase Selon le cas, on distingue deux types d’équilibres: Equilibre homogène et équilibre hétérogène Tout ensemble homogène sera désigné par le terme : phase Milieu homogène : contient une phase ϕ = 1 Exemple : H2(g) + Cl2(gaz) 2 HCl(g) Milieu hétérogène : contient 2 phases ou plus ϕ ≥ 2 H2O(liquide) CaO(solide) ϕ=2 H2O (glace) + CO2(gaz) CaCO3(solide) ϕ=3 Un mélange de gaz forme toujours une seule phase. 6 Loi d’action de masse Loi de Guldberg et Waage ou loi d’action de masse: Soit la réaction : On observe que: [i]= concentration du constituant i à l’équilibre La loi d’action de masse est donc une loi générale qui s’exprime sous la forme suivante : aA + bB cC + dD A l’équilibre, les concentrations des constituants vérifient la relation : L’équilibre est défini par une grandeur thermodynamique appelée constante d’équilibre K donnée par la loi d’action de masse Exemples : 7 Loi d’action de masse L’équation qui traduit la loi d’action de masse peut être généralisée en utilisant les activités : Produits Réactifs (aC) = activité du constituant C à l’équilibre – constituant pouvant être à l’état solide, liquide ou gazeux . L’activité du gaz est : Pi est la pression partielle P° la pression standard Lorsque les réactifs et les produits sont assez dilués, on peut exprimer l’activité en fonction de la concentration. Remarques •Pour les gaz parfaits, l’activité est égale à la pression partielle du gaz •Pour les solutions diluées l’activité est égale à la concentration molaire de la solution. •Pour les solides purs l’activité est égale à 1 •Pour les solvants l’activité est égale à 1 8 Loi d’action de masse sur des équilibres homogènes La loi d’action de masse s’applique à tous les systèmes homogènes liquide et gazeux. Constante d’équilibre Kc en fonction de la concentration molaire Soit le système homogène en équilibre: aA(aq) + bB(aq) cC(aq) + dD(aq) La constante d’équilibre relative aux concentrations : Lorsqu'un système chimique atteint son état d'équilibre (les concentrations en réactifs et produits n'évoluent plus). [A], [B], [C] et [D] concentrations à l’équilibre en [mol/L] a, b, c et d sont les coefficients stœchiométriques Kc est appelé loi d’action des masses ou relation de Guldberg et Waage. Elle ne dépend que de la température. Le solvant (eau) et les corps solides n'interviennent pas dans l'expression de la constante d'équilibre. Exemple : équilibre en phase aqueuse: On exprime uniquement Kc CH3COOH (aq) + C2H5OH(aq) CH3COOC2H5 (aq) + H2O(aq) Kc augmente si l’équilibre se déplace vers la droite 9 Loi d’action de masse sur des équilibres homogènes Constante d’équilibre en fonction des pressions partielles. Définition de la pression partielle La pression partielle PA d’un gaz A dans un mélange est la pression qu’aurait ce gaz A s’il occupait à lui seul le volume total à la même température. La somme des Pressions partielles des différents gaz du mélange est égale à la Pression totale : (Loi de Dalton) ∑ Pi = P Dans ces conditions, on peut appliquer la loi des gaz parfaits piV = niRT et PV = n RT Avec pi ni = = Xi P n pi P RT = = ni n V n = ∑ ni Où Pi = Xi .P avec Xi la fraction molaire du gaz i (0< Xi <1) ∑ Xi=1 Il y a proportionnalité entre P et n Ces formules ne sont valables que pour des gaz parfait. ⇒ 10 Loi d’action de masse sur des équilibres homogènes Définition de Kp Dans le cas où les constituants sont à l’état gazeux, on utilise la constante d’équilibre relative aux pressions partielles. aA(g) + bB(g) Soit l’équilibre suivant : cC(g) + dD(g) La constante d’équilibre aux pressions partielles est: Kp : constante définie à une température donnée Exemple 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) c) Relation entre Kp et Kc Loi des gaz parfaits: P = C.R.T (avec la concentration ) d’où Kp = Kc (RT)∆n avec ∆n=c+d-a-b Relation entre Kp et Kx Kp et Kc dépendent de la température Remarque Si ∆n = 0 ⇒ Kp = Kc KX est appelé constante d’équilibre relative aux fractions molaires Xi On a : Pi = Xi.PT 11 Loi d’action de masse sur des équilibres hétérogènes Dans le cas des systèmes hétérogènes, on ne tient pas compte des solides Exemple 1 CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) La constante est alors réduite à Kc = [CO2], ou Kp = PCO2 Pour un équilibre hétérogène de solide et de gaz, la loi d’action de masse ne s’applique qu’à la phase gazeuse. Exemple 2 Elle ne fait pas intervenir les phases solides Pour un équilibre hétérogène formé de solide et d’éléments en solution, la loi d’action de masse ne s’applique qu’aux éléments en solution. Exemple 3 12
