Chimie 5 L’équilibre chimique Lycée Polyvalent de Montbéliard - Physique-Chimie - TSI 1 - 2016-2017 Contenu du programme officiel : Notions et contenus Transformation chimique. Réaction chimique : constante thermodynamique d’équilibre. Évolution d’un système lors d’une transformation chimique modélisée par une réaction chimique unique : activité, quotient réactionnel, critère d’évolution. Composition chimique du système dans l’état final : état d’équilibre chimique, transformation totale. Capacités exigibles - Décrire qualitativement et quantitativement un système chimique dans l’état initial ou dans un état d’avancement quelconque. - Déterminer une constante d’équilibre. - Exprimer l’activité d’une espèce chimique pure ou dans un mélange dans le cas de solutions aqueuses très diluées ou de mélange de gaz parfaits. - Exprimer le quotient réactionnel. - Prévoir le sens d’évolution spontanée d’un système chimique. - Déterminer la composition chimique du système dans l’état final, en distinguant les cas d’équilibre chimique et de transformation totale, pour une transformation modélisée par une réaction chimique unique. En gras les points devant faire l’objet d’une approche expérimentale. Table des matières 1 Constante d’équilibre et quotient de réaction 1.1 L’activité chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . 1.2 Le quotient de réaction . . . . . . . . . . . . . . 1.3 Loi d’action des masses et constante d’équilibre 1.4 Prévision du sens d’une réaction chimique. . . . 1.5 Réactions équilibrées et réactions totales . . . . 2 Exemples et application 2.1 Méthode pour étudier une réaction chimique . . 2.2 Acide acétique et ions fluor en solution . . . . . 2.3 Dépôts calcaires dans les appareils ménagers . . 2.4 Formation de l’ammoniac gazeux . . . . . . . . . 2.5 Acidification de l’argent . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1 1 2 2 3 3 3 3 3 4 4 5 Dans des chapitres précédents, nous avons étudié les réactions chimiques totales. Nous avions précisé à ce moment que la réaction totale n’était qu’un cas particulier. En effet, dans l’étude de la cinétique chimique, nous avons constaté que parfois des réactifs étaient toujours présents en fin de réaction. Il s’agit du cas général des réactions chimiques équilibrées que nous étudions dans ce chapitre. 1 1.1 Constante d’équilibre et quotient de réaction L’activité chimique L’activité chimique est un nombre thermodynamique sans dimension qui permet de quantifier l’influence de la quantité de matière sur la réalisation, ou non, d’une certaine équation chimique. Définition. Si le constituant physico-chimique est . solide, alors son activité vaut as = 1 ; . liquide, alors son activité vaut a` = 1 ; . un solvant, par exemple l’eau liquide dans les solutions aqueuses, alors son activité vaut asolvant = 1 ; ci . une solution diluée de concentration inférieure à 1 mol/L, alors son activité vaut ai = avec ci la c0 concentration (en mol/L) et c0 = 1 mol/L ; pi . gazeux, alors son activité vaut ai = avec pi la pression partielle (en bar) et c0 = 1 bar. p0 Maxime Champion - www.mchampion.fr 1/5 Chimie 5 : L’équilibre chimique Maxime Champion Les nombres c0 et p0 servent à adimensionner l’activité chimique des gaz et des solutions diluées. I Rappel sur les pressions partielles On rappelle les éléments du chapitre C3 sur la pression partielle. Définition. La fraction molaire xX de l’espèce X est le nombre de moles de cette espèce nX rapporté au nombre de moles total nT soit nX xX = . nT Définition. Pour un mélange de gaz, on définit la pression partielle pi d’un gaz i comme la pression qu’aurait l’échantillon si ce gaz était seul. On a p i = xi p avec xi la fraction molaire du gaz i et p la pression totale de l’échantillon. Propriété. La loi de Dalton indique que X p= pi . i La pression totale est la somme des pressions partielles. 1.2 Le quotient de réaction Définition. Soit la réaction chimique νA1 A1 + νA2 A2 + . . . + νAn An −−→ νB1 B1 + νB2 B2 + . . . + νBm Bm . On définit le quotient de réaction à l’instant t, noté Qr (t) ; par Q produits Qr = Q réactifs aνBiBi aνAiAi soit le produit de l’activité des produits puissance leur nombre stœchiométrique divisé par le produit de l’activité des réactifs puissance leur nombre stœchiométrique. Le quotient de réaction est sans dimension. L L L Attention ! Ce quotient ne peut être calculé qu’après avoir écrit le tableau d’avancement de la réaction. Si on considère la réaction inverse, par définition, on a Qr,inverse = 1/Qr . 1.3 Loi d’action des masses et constante d’équilibre Définition. Toutes les réactions chimiques sont caractérisées par une constante d’équilibre thermodynamique qui dépend uniquement de la température notée K(T ). La loi d’action des masses indique que, lorsque la réaction chimique est équilibrée, on a Qr = K(T ) . Une constante d’équilibre est sans dimension. Propriété. Si on connaît la constante d’équilibre K(T ) d’une réaction chimique, alors par définition du quotient de réaction, la constante d’équilibre de la réaction inverse vaut Kinverse (T ) = 1/K(T ). Expérience 1 : TP 21 - Mesure d’une constante d’équilibre 2/5 Chimie 5 : L’équilibre chimique 1.4 Maxime Champion Prévision du sens d’une réaction chimique Propriété. Pour prévoir le sens d’une réaction chimique, on calcule le quotient de réaction initial Qr,i puis . si Qr,i < K(T ) , la réaction ira spontanément dans le sens direct ; . si Qr,i > K(T ) , la réaction ira spontanément dans le sens indirect. On retiendra le graphique de Qr ci-dessous. Sens direct −→ Sens indirect ←− Qr K(T ) 1.5 Réactions équilibrées et réactions totales Si K 103 , alors à l’équilibre, l’activité des produits sera très grande devant l’activité des réactifs, les produits seront donc très majoritaires à l’équilibre. La réaction est totale. À l’inverse, si K 10−3 , alors à l’équilibre, l’activité des réactifs sera très grande devant l’activité des produits, les réactifs seront donc très majoritaires à l’équilibre. La réaction est aussi totale, mais dans le sens indirect. Propriété. Une réaction chimique est qualifiée de totale si sa constante d’équilibre est très grande devant 103 ou très petite devant 10−3 . Dans ce cas, on écrit la réaction dans le sens d’une constante d’équilibre supérieure à 1 et on note produits −−→ réactifs . Dans tous les autres cas, la réaction sera a priori qualifiée d’équilibrée. Elle peut aller dans les deux sens selon les quantités de produits et de réactifs mises en contact. On note − * produits − ) − − réactifs . 2 2.1 Exemples et application Méthode pour étudier une réaction chimique À partir de maintenant, quelle que soit la réaction chimique, soit on utilisera la méthode suivante. Méthode pour étudier une réaction chimique : 1. Écrire le tableau d’avancement en remplissant la ligne initiale et la ligne à l’instant t. . Si c’est spécifié dans l’énoncé ou si la constante d’équilibre est très grande devant 103 ou très petite devant 10−3 , considérer la réaction comme totale. . Sinon, il faut (a) si des gaz sont présents, rajouter une colonne dans le tableau d’avancement avec le nombre de moles total de gaz ; (b) identifier l’état physique de chaque constituant pour écrire son activité ; (c) calculer Q(t) avec l’avancement ξ(t) ; (d) vérifier le sens de la réaction en comparant Q(0) et K(T ) ; (e) résoudre l’équation K(T ) = Qr pour trouver ξeq . 2. remplir la dernière ligne du tableau d’avancement. 2.2 Acide acétique et ions fluor en solution Considérons la réaction matérialisée dans le tableau d’avancement ci-dessous. La constante de réaction est donnée à 298 K et vaut K = 2.51 × 10−3 . À l’instant initial, on mélange un volume V0 = 1 L à la concentration c0 = 10−1 mol/L pour chaque réactif. EI (mol) t (mol) CH3 COOH(aq) + c0 V0 c0 V0 − ξ(t) − − * F – (aq) ) − − c0 V0 c0 V0 − ξ(t) 3/5 CH3 COO – (aq) 0 ξ(t) + HF(aq) 0 ξ(t) Chimie 5 : L’équilibre chimique Maxime Champion La réaction n’est pas équilibrée et tous les constituants sont des espèces diluées. L’activité de toutes les espèces vaut donc la concentration divisée par c0 = 1 mol/L. Ainsi, on a aCH3 COOH (t) = aCH − (t) 3 COO [CH3 COOH](t) c0 ; aF− (t) = [F− ](t) c0 [CH3 COO− ](t) c0 ; aHF (t) = [HF](t) . c0 = ; À l’aide du tableau d’avancement, on calcule est concentrations à l’instant t. Le volume total de la solution vaut 2V0 . Il vient aCH3 COOH (t) = aCH c0 V0 − ξ(t) 2V0 c0 − 3 COO (t) = aF− (t) = ; ξ(t) 2V0 c0 ; aHF (t) = c0 V0 − ξ(t) 2V0 c0 ; ξ(t) . 2V0 c0 On calcule le quotient de réaction à l’instant t, il vient ξ(t) ξ(t) 2 ξ(t) 2V0 c0 2V0 c0 Qr (t) = . = = c0 V0 − ξ(t) c0 V0 − ξ(t) aCH3 COOH (t) aF− (t) c0 V0 − ξ(t) 2V0 c0 2V0 c0 aCH − (t) 3 COO aHF (t) On vérifie bien que le quotient est sans dimension. On constate que Q(0) = 0 < K(T ), la réaction va bien dans le sens direct. À l’équilibre, on a K = Qr = soit, après calcul, ξeq ξeq c0 V0 − ξeq !2 , √ c0 V0 K √ . = 1+ K En faisant l’application numérique, on trouve ξeq = 1.4 × 10−2 mol. La quantité initiale de réactifs étant c0 V0 = 10−1 mol, on constate que la réaction n’a que très peu eu lieu, car le nombre final de produits reste faible devant le nombre final de réactifs. Cela est dû à la faible valeur de la constante d’équilibre. 2.3 Dépôts calcaires dans les appareils ménagers Application 1 : Les dépôts calcaires dans les appareils ménagers sont dus à la réaction chimique − * 2HCO3− (aq) + Ca2+ (aq) − ) − − CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2 O(l) . Écrire le quotient d’équilibre de cette réaction en fonction des concentrations d’équilibre et de la pression partielle en CO2 . 2.4 Formation de l’ammoniac gazeux Considérons la réaction de formation industrielle de l’ammoniac en phase gazeuse − N2 (g) + 3H2 (g) − ) −* − 2NH3 (g) . La pression totale est fixée à 500 bar, la constante d’équilibre K = 1 à la température de réaction de 193 ◦C. On introduit dans le réacteur 3n = 3 mol de dihydrogène et n = 1 mol de diazote. Il s’agit d’un équilibre en phase uniquement gazeuse. Il faut donc dresser le tableau d’avancement en faisant en un plus une colonne pour le nombre totale de moles gazeuses. 4/5 Chimie 5 : L’équilibre chimique EI (mol) t (mol) Maxime Champion N2 (g) + n n − ξ(t) −− 3H2 (g) ) −* − 3n 3n − 3ξ(t) 2NH3 (g) 0 2ξ(t) moles de gaz 4n 4n − 2ξ(t) L’activité de chaque constituant vaut sa pression partielle divisé par la pression de référence p0 . La pression partielle est donnée par xi pT avec xi = ni /nT la fraction molaire du gaz i et pT la pression totale. Ainsi, à l’aide du tableau d’avancement et de la colonne sur le nombre de moles gazeuses, il vient aN2 (t) = pN2 pT n − ξ(t) pT = xN2 = ; p0 p0 4n − 2ξ(t) p0 aH2 (t) = pH2 pT 3n − 3ξ(t) pT = xH2 = ; p0 p0 4n − 2ξ(t) p0 aNH3 (t) = pNH3 pT 2ξ(t) pT = xNH3 = . p0 p0 4n − 2ξ(t) p0 On peut calculer le quotient de réaction 2ξ(t) pT 2 (aNH3 (t))2 16ξ(t)2 (2n − ξ(t)2 ) p0 2 4n − 2ξ(t) p0 Qr (t) = . = = (aN2 (t))(aH2 (t))3 27(n − ξ(t))4 pT n − ξ(t) pT 3n − 3ξ(t) pT 3 4n − 2ξ(t) p0 4n − 2ξ(t) p0 On constate que Qr est bien sans dimension et que Qr (0) = 0 < K(T ), la réaction va bien dans le sens direct. À l’équilibre, on a 2 (2n − ξ 2 ) 16ξeq eq K(T ) = Qr = 27(n − ξeq )4 p0 pT 2 . Cette équation est d’ordre 4, elle se résout soit en constatant qu’on peut en prendre la racine pour se ramener à une équation d’ordre 2, soit en utilisant un outil numérique comme une calculatrice ou un programme python. Au final, on trouve ξeq = 0.96 mol, ce qui permet de déterminer l’état final du système. 2.5 Acidification de l’argent Application 2 : Écrire la relation entre l’avancement d’équilibre et la constante d’équilibre de la réaction + −− * 2Ag(s) + 2H3 O+ (aq) ) − − 2Ag (aq) + H2 (g) + 2H2 O(l) . Initialement, il n’y a pas de gaz et à l’équilibre, le gaz occupe un volume V à la température T . 5/5