CH200Theme8

CHIMIE 200 : THÈME 8
Équilibres chimiques
 Parcours pédagogique
 Notes de cours
 Devoir-NC
 Devoir-UEL
Professeur: René-Yves Hervé
A : PARCOURS PÉDAGOGIQUE
I. RESSOURCES
Notes de cours, parcours pédagogique, questions du devoir-UEL et questions du devoir-NC.
RESSOURCE UEL Nº 9 (étude des équilibres homogènes gazeux avec un simulateur). Pour parvenir à la
ressource UEL nº 9, il faut :
a. Cliquer sur le lien ressource UEL nº 9: la fenêtre de la thermodynamique chimique s’ouvre.
b. Cliquer successivement sur «Simuler», «Équilibres chimiques» et par la suite les équilibres
homogènes gazeux en observant et expliquant l’avancement et le taux d’avancement d’une réaction.
 Équilibres homogènes gazeux : influence de la quantité de matière d’un réactif sur l’état
d’équilibre.
 Équilibres homogènes gazeux : influence des conditions de transformation sur l’état
d’équilibre.
 Équilibres homogènes gazeux : influence de la température sur l’état d’équilibre.
 Équilibres homogènes gazeux : influence du volume du système sur l’état d’équilibre.
Schémas dynamiques (4) : généralités sur les équilibres, loi de le Châtelier, calcul de la constante
d’équilibre, synthèse sur les équilibres.
II. TEMPS PRÉVU : 7 HEURES
III. DÉROULEMENT DES ACTIVITÉS
Réaliser les activités UEL et expédier le devoir.
Répondre aux questions du devoir portant sur les notes de cours et expédier le devoir.
Compléter le schéma dynamique et expédier le devoir.
Répondre aux questions du quiz du thème.
Répondre aux questions du test d’évaluation du thème.
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B : NOTES DE COURS
I. GÉNÉRALITÉS
Prenons l'exemple de la réaction du H2 (g) sur le I2 (g) pour donner l'iodure d'hydrogène: les
molécules des réactifs donnent un produit intermédiaire: le complexe activé H2I2 (g). L'énergie
absorbée par les molécules de réactifs pour donner les molécules du complexe activé est l'énergie
d'activation. Ce complexe activé est instable; il libère de l'énergie pour donner les molécules de
produits: 2 HI (g). Le mécanisme de la réaction directe peut donc être représentée par l'équation cidessous:
H2 (g) + I2 (g) → H2I2 →
2 HI (g)
Toutefois, comme les atomes de la molécule d'iodure d'hydrogène sont faiblement liés, cette molécule
se décompose pour donner les molécules de dihydrogène et de diode selon la réaction inverse:
H2 (g) + I2 (g) ← H2I2 ← 2 HI (g)
En observant les diagrammes énergétiques de ces deux réactions, nous retrouvons leurs aspects
énergétiques respectifs.
RÉACTION DIRECTE
RÉACTION INVERSE
La réaction directe s'effectue de gauche à droite, alors que la réaction inverse s'effectue de droite à
gauche. En fait au bout d'un certain temps les vitesses des deux réactions sont égales. En d'autres
termes, la vitesse de formation des molécules de HI est égale à la vitesse de décomposition de ces
mêmes molécules. La réaction combinée est une RÉACTION RÉVERSIBLE qui se représentera par
l'équation suivante:
H2 (g) + I2 (g) ↔
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2 HI (g)
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Lorsque l’équilibre est atteint, les concentrations des réactifs et des produits demeurent constantes.
Quand une mole d’iodure d’hydrogène est formée, elle se décompose avec la même vitesse pour
redonner les molécules de dihydrogène et de dioxygène.
Des transformations physiques peuvent, elles aussi, être réversibles, comme pour tous les
changements d'états:
Dans un contenant hermétiquement fermé comme ce bécher, l’eau s’évapore jusqu’à ce que la
pression de la vapeur à l’intérieur du bécher devienne constante: l'évaporation et la condensation
s’effectuent alors au même rythme:
H2O(l) ↔
H2O(g)
Dans une bouteille de gaz propane utilisée pour le camping, il y a équilibre entre le propane liquide et
le propane gazeux:
C3H8(l) ↔
C3H8 (g)
Dans une bonbonne aérosol, il y a équilibre entre le dichloro-difluoro carbone liquide et le dichlorodifluoro carbone gazeux.
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Tous ces systèmes sont en état d’équilibre dynamique: les vitesses des réactions dans les deux sens
sont égales. À l’équilibre, toutes les propriétés MACROSCOPIQUES sont constantes:
o
o
o
o
o
Concentration des réactifs.
Concentration des produits.
Température.
Pression.
Volume.
Un équilibre n’est possible que dans un SYSTÈME FERMÉ, c’est-à-dire un système qui n’a pas
d’accès à l’air libre, comme la bouteille de propane ou d’aérosol. Un tel système permet le transfert
d’énergie (chaleur) mais ne permet pas le transfert de la masse: la somme des masses des réactifs
initiaux est égale à la somme des masses des réactifs et des produits à l'équilibre. Un système qui ne
conserve pas la masse est un SYSTÈME OUVERT; un tel système permet le transfert d’énergie
(chaleur) et de la masse: il y a perte de réactifs ou de produits sous forme de gaz. Une solution
contenant divers solutés dissous s’appelle un SYSTÈME ISOLÉ s’il n’y a pas de dégagement gazeux,
par exemple le sel dissous dans l'eau.
Une réaction est complète lorsqu’au moins un des réactifs disparaît et que le système ne peut pas
retourner à son état initial: c’est une RÉACTION IRRÉVERSIBLE.
En conclusion, nous pouvons dire que pour qu’un système soit en équilibre, trois conditions doivent
être respectées:



1. Le système doit être fermé ou isolé.
2. Les propriétés macroscopiques doivent demeurer constantes (concentration, masse,
température, volume).
3. L’équilibre sera atteint lorsque deux processus inverses auront des vitesses égales.
Nous pouvons résumer ainsi:



Dans un système fermé les particules réagissantes sont enfermées: il se produit un équilibre
dynamique ou réaction réversible.
Dans un système chimiquement isolé les particules ne sont pas enfermées, mais il n'y a pas de
perte de matière (pas de dégagement gazeux) : il se produit un équilibre dynamique ou réaction
réversible.
Dans un système ouvert les particules ne sont pas enfermées et il y a perte de matière: nous
obtenons une réaction irréversible.

II. SYSTÈMES EN ÉQUILIBRE
Nous donnerons quatre exemples de systèmes en équilibres:


Deux exemples de phénomènes physiques: dissolution de l’iode dans l’alcool et
évaporation de l’eau.
Deux exemples de phénomènes chimiques: décomposition du carbonate de calcium et
action des ions ferriques sur les ions sulfocyanures.
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Pour chaque exemple, nous préciserons l’équation de la réaction réversible, les vitesses des réactions
directes et inverses et donnerons une brève description.
I2 (s) ↔ I2 (alcool)
VD = kD . [I2(s)]
VI = kI . [I2(alcool)]
De l'iode solide est en équilibre avec l'iode dissous
dans une solution saturée d'iode dans l'alcool. Lorsque
l'état d'équilibre est atteint, il y a autant d'iode solide
qui se dissout dans l'alcool, que d'iode dissous dans
l'alcool qui cristallise .
H2O(l) ↔ H2O(g)
VD = kD . [H2O(l)]
VI = kI . [H2O(g)]
De l'eau liquide en équilibre avec de la vapeur
d'eau. Il y a autant de molécules de vapeur d'eau
qui se forment, que de molécules de vapeur d'eau
qui se transforment en eau liquide. .
Décomposition du carbonate de calcium
CaCO3 (s) ↔ CaO (s) + CO2 (g) en oxyde de calcium et en gaz
carbonique, en milieu fermé. Lorsque
VD = kD . [CaCO3 (s)]
l'équilibre est atteint, il y autant de
molécules de CaCO3 qui se forment,
VI = kI . [CaO (s)] . [CO2 (g)]
que de molécules de CaCO3 qui se
décomposent.
Fe3+ (aq) + SCN- (aq) ↔ FeSCN2+
(aq)
VD = kD . [Fe3+ (aq)] . [SCN- (aq)]
VI = kI . [FeSCN2+ (aq)]
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Les ions ferriques aqueux [Fe3+
(aq)] réagissent avec les ions
sulfocyanures [SCN- (aq)] pour
donner une coloration rouge due
aux ions sulfocyanures ferriques
[FeSCN2+ (aq)]. Lorsque l'équilibre
est atteint, il y a autant d'ions
sulfocyanures ferriques qui se
forment que d'ions sulfocyanures
ferriques qui se décomposent
pour donner des ions ferriques et
des ions sulfocyanures .
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D'une façon générale, lorsque l'équilibre chimique est atteint, les propriétés macroscopiques
demeurent constantes.
• Coloration de l'iode et masse de l'iode solide dans le premier exemple.
• Pression de la vapeur d'eau dans le deuxième exemple.
• Masse du carbonate de sodium, masse de l'oxyde de calcium et pression du gaz
carbonique dans le troisième exemple.
• Coloration rouge des ions sulfocyanures ferriques, concentration des ions ferriques
jaunâtres et concentration des ions sulfocyanures incolores dans le quatrième exemple.
III. CALCUL DE LA CONSTANTE D'ÉQUILIBRE
Reprenons la réaction réversible de formation de l'iodure d'hydrogène représentée par l'équation
suivante:
H2 (g) + I2 (g) ↔
2 HI (g)
La vitesse de la réaction directe est proportionnelle à la concentration en dihydrogène et à la
concentration en diode; la vitesse de la réaction inverse est proportionnelle au carré de la
concentration en iodure d’hydrogène . Au début de la réaction, la vitesse de la réaction directe est
maximale et elle décroît au fur et à mesure que le temps s’écoule; la vitesse de la réaction inverse est
nulle et elle augmente au fru et à mesure que le temps s’écoule.
Inévitablement, il arrivera un moment où les deux vitesses seront égales: à ce moment la vitesse de
formation de l'iodure d'hydrogène (VD) sera égale à sa vitesse de décomposition (VI); l'état d'équilibre
dynamique sera atteint. Nous pourrons alors écrire:
VD = VI  kD . [H2 (g)] . [I2 (g)] = kI . [HI (g)]2
Kc =
𝐤𝐈
𝐤𝐃
=
[𝐇𝐈 (𝐠)]𝟐
[𝐇𝟐 (𝐠)] .[𝐈𝟐 (𝐠)]
Pour cette réaction: Kc = 55,5 à 423 °C; la constante de la réaction inverse vaudrait 0,018.
La valeur de la constante d'équilibre nous renseigne sur les quantités de réactifs et de produits
présents è l'équilibre:
• Lorsque la constante d'équilibre est beaucoup plus grande que 1, les produits sont favorisés
par rapport aux réactifs; en d'autres termes il y aura peu de réactifs et beaucoup de produits
présents à l'équilibre.
• Lorsque la constante d'équilibre est égale à 1, il y aura à peu près autant de réactifs que de
produits présents à l'équilibre.
• Lorsque la constante d'équilibre est beaucoup moins grande que 1, les réactifs sont favorisés
par rapport aux produits; en d'autres termes il y aura peu de produits et beaucoup de réactifs
présents à l'équilibre.
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Voici quelques exemples de réactions avec leurs constantes d'équilibre :
a) Action des ions Argent sur le cuivre: très peu de Cu(s) et de Ag+ (aq) à l'équilibre. Beaucoup de
Ag(s) et de Cu2+ (aq) à l'équilibre:
Cu (s) + 2 Ag+ (aq) ↔ Cu2+ (aq) + 2 Ag (s)
Kc =
[𝐂𝐮𝟐+ (𝐚𝐪)]
[𝐀𝐠 + (𝐚𝐪)]𝟐
b) Décomposition du tétraoxyde de diazote: le N2O4 est dissocié à peu près à 50%: il y a à peu près
autant de N2O4 que de NO2 à l'équilibre:
N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g)
Kc =
[𝐍𝐎𝟐 (𝐠)]𝟐
[𝐍𝟐 𝐎𝟒 (𝐠)]
= 0.87 à 55 C
c) Décomposition ionique de l'eau: une quantité d'eau infime est dissociée.
H2O (l) ↔ H+ (aq) + OH- (aq)
Kc = [H+ (aq)] x [OH- (aq)]
CALCUL DE LA CONSTANTE D'ÉQUILIBRE
On introduit dans un récipient de 2 L 10 moles de NO(g) et 8 moles de O2(g). Ces deux réactifs
réagissent conformément à l'équation suivante: 2 NO (g) + O2 (g)
↔
2 NO2 (g)
Une fois l'équilibre atteint, il ne reste plus que 4 moles de O2(g) dans le récipient. Calculez la constante
d'équilibre.
Les données du problème sont résumées sur le tableau ci-dessous:
Début de la réaction
Réaction
Équilibre
2 NO (g)
10
O2(g)
8
2 NO2(g)
0
4
4 moles de O2(g) ont réagi avec 8 moles de NO(g) pour donner 8 moles de NO2(g), ce qui nous permet
de trouver le nombre de moles à l'équilibre.
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2 NO (g)
10
8
2
Début de la réaction
Réaction
Équilibre
O2(g)
8
4
4
2 NO2(g)
0
8
8
On en déduit les concentrations à l'équilibre ainsi que la valeur de la constante d'équilibre:
[NO] =
𝟐
𝟐
= 1 mol/L
[O2] =
𝟒
𝟐
= 2 mol/L
[NO] =
[𝐍𝐎𝟐 (𝐠)]𝟐
𝟒𝟐
Kc =
= 𝟐
[𝐍𝐎(𝐠)]𝟐 .[ 𝐎𝟐 (𝐠)]
𝟏 . 𝟐
𝟖
𝟐
= 4 mol/L
=8
Les produits sont favorisés.
IV. LOI DE LE CHÂTELIER
Nous allons étudier l'influence des facteurs suivants sur un état d'équilibre: la concentration des
réactifs et des produits, la température, la pression et la présence d'un catalyseur.
Toutes les modifications subies par un équilibre chimique, résultent de l'application d'un principe très
général : LE PRINCIPE DE LE CHÂTELIER
Si l'on modifie les conditions d'un système en équilibre, celui-ci réagit de façon à s'opposer en partie
aux changements qu'on lui impose, jusqu'à ce qu'il atteigne un autre état d'équilibre.
4.1) INFLUENCE DE LA CONCENTRATION
Reprenons l'exemple Nº 4 du deuxième paragraphe: Fe3+ (aq) + SCN- (aq) ↔ FeSCN2+ (aq)
Si l'on modifie la concentration des ions ferriques, deux cas doivent être envisagés:
• Lorsqu'on augmente la concentration des ions ferriques, l'équilibre se déplace dans le sens qui
correspond à leur disparition : Sens direct.
• Lorsqu'on diminue la concentration des ions ferriques, l'équilibre se déplace dans le sens qui
correspond à leur formation : Sens inverse.
D'une façon générale, l'application du principe de Le Châtelier aux concentrations conduit aux
conclusions suivantes :
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• Si on augmente la concentration d'un réactif, l'équilibre se déplace dans le sens de la
formation des produits.
• Si on diminue la concentration d'un réactif, l'équilibre se déplace dans le sens de la formation
des réactifs.
• Si on augmente la concentration d'un produit, l'équilibre se déplace dans le sens de la
formation des réactifs.
• Si on diminue la concentration d'un produit, l'équilibre se déplace dans le sens de la formation
des produits.
4.2) INFLUENCE DE LA TEMPÉRATURE
Reprenons l'exemple de la dissolution de l'iode solide dans l'alcool : I2 (s)
↔ I2 (alc) DH = + 6.7
kJ
Dans le sens direct la réaction est endothermique; dans le sens inverse elle est exothermique.
Lorsque la température augmente, l'équilibre se déplace dans le sens qui s'oppose à cette élévation
de température, c'est-à-dire dans le sens où la réaction est endothermique : Sens direct. Une
diminution de température déplacera cet équilibre dans le sens inverse.
D'une façon générale, l'application du principe de Le Châtelier aux températures conduit aux
conclusions suivantes :
• Une élévation de température déplace un équilibre dans le sens où la réaction
est endothermique.
• Une diminution de température déplace un équilibre dans le sens où la réaction
est exothermique.
4.3) INFLUENCE DE LA PRESSION
Notons tout d'abord que la pression a une influence seulement en phase gazeuse.
L'application du principe de Le Châtelier aux pressions conduit aux conclusions suivantes :
• Une augmentation de pression déplace un équilibre chimique dans le sens qui la fait diminuer
soit le sens où le nombre de moles dimininue et où par conséquent il y a diminution de volume.
• Une diminution de pression déplace un équilibre chimique dans le sens où il y a augmentation
de volume.
• Si le système ne présente aucune variation du nombre de moles (donc du volume), une
variation de pression ne produira aucun effet.
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Considérons par exemple l'équilibre de la synthèse de l'ammoniac à partir de ses éléments :
N2 (g) + 3 H2 (g) ↔
2 NH3 (g)
L'application du principe de Le Châtelier à cet équilibre conduit aux conclusions suivantes:
• Une augmentation de pression déplace l'équilibre dans le sens (1) puisque le nombre de
moles dans ce sens passe de 4 à 2 (diminution de volume).
• Une diminution de pression déplace l'équilibre dans le sens (2) puisque le nombre de moles
dans ce sens passe de 2 à 4 (augmentation de volume) .
Considérons maintenant l'équilibre de la synthèse du chlorure d'hydrogène à partir de ses éléments :
H2 (g) + Cl2 (g) ↔
2 HCl (g)
Le nombre de moles reste constant, donc la variation de pression n'aura aucun effet.
4.4) INFLUENCE D'UN CATALYSEUR
Un catalyseur n'a aucun effet sur les concentrations d'un système en équilibre. Il permet seulement
d'atteindre l'équilibre plus rapidement car il augmente la vitesse de réaction en diminuant l'énergie
d'activation.
V. CONSTANTE D'ÉQUILIBRE ET LOI D'ACTION DES MASSES
5.1) EXEMPLE Nº 1 : FORMATION DES IONS SULFOCYANURES
Fe3+ (aq) + SCN- (aq) ↔ FeSCN2+ (aq)
Réaction directe: formation des ions FeSCN2+(aq).
Réaction inverse: décomposition des ions FeSCN2+(aq).
Par définition la constante d'équilibre est le rapport de la constante de vitesse de la réaction directe et
de la constante de vitesse de la réaction inverse.
VD = kD . [Fe3+ (aq)] . [SCN- (aq)] et VI = kI . [FeSCN2+ (aq)]
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À l’équilibre : kD . [Fe3+ (aq)] . [SCN- (aq)] = kI . [FeSCN2+ (aq)]
La constante d’équilibre est : Kc =
𝐤𝐈
=
𝐤𝐃
[𝐅𝐞𝐒𝐂𝐍𝟐+ (𝐚𝐪)]
[𝐅𝐞𝟑+ (𝐚𝐪)] .[𝐒𝐂𝐍− (𝐚𝐪)]
5.2) EXEMPLE Nº 2 : SYNTHÈSE DE HCL
H2 (g) + Cl2 (g) ↔
2 HCl (g)
Réaction directe: formation de HCl (g).
Réaction inverse: décomposition de HCl (g).
VD = kD . [H2 (g)] . [Cl2 (g)] et VI = kI . [HCl (g)]2
À l’équilibre : kD . [H2 (g)] . [Cl2 (g)] = kI . [HCl (g)]2
La constante d’équilibre est : Kc =
𝐤𝐃
𝐤𝐈
=
[𝐇𝐂𝐥 (𝐠)]𝟐
[𝐇𝟐 (𝐠)] .[𝐂𝐥𝟐 (𝐠)]
5.3) EXEMPLE Nº 3 : SYNTHÈSE DE L'AMMONIAC
Soit l'équilibre suivant : N2 (g) + 3 H2 (g)
↔
2 NH3 (g)
Réaction directe): formation de l'ammoniac.
Réaction inverse): décomposition de l'ammoniac.
À l’équilibre : kD . [N2 (g)] . [H2 (g)]3 = kI . [NH3 (g)]2
[𝐍𝐇𝟑 (𝐠)]𝟐
La constante d’équilibre est : Kc =
=
[𝐍𝟐 (𝐠)] .[𝐇𝟐 (𝐠)]𝟑
𝐤𝐈
𝐤𝐃
Comme les réactifs et les substances sont sous l'état gazeux, nous pouvons exprimer chaque
concentration en fonction de la pression partielle en appliquant la loi de Dalton:
[
𝐏𝐍𝐇 𝟐
𝟑]
𝐑𝐓
[𝐍𝐇𝟑 (𝐠)]𝟐
Kc =
=
=
= Kp . RT2 avec
𝐏𝐍
𝐏𝐇 𝟑
𝐤𝐈
[𝐍𝟐 (𝐠)] .[𝐇𝟐 (𝐠)]𝟑
[ 𝟐 ] .[ 𝟐 ]
𝐤𝐃
𝐑𝐓
𝐑𝐓
KP =
𝟐
𝐏𝐍𝐇
𝟑
𝐏𝐍𝟐 . 𝐏𝐇𝟑
𝟐
Ce résultat se généralise à toute réaction en phase gazeuse:
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a A (g) + bB (g)
↔ c C (g)
𝐜
Kc
=
𝐏
[ C]
[C]𝐜
[A]𝐚 .[B]𝐛
=
𝐑𝐓
= Kp . RTc – (a+b) avec
𝐚
𝐏A
𝐏B 𝐛
[ ] . [ ]
𝐑𝐓
𝐑𝐓
KP =
Pc𝐂
Pa𝐀 .Pb
𝐁
5.4) EXEMPLE Nº 4 : CARBONATE DE CALCIUM
Lorsque la réaction fait intervenir des réactifs qui sont solides ou liquides, on peut considérer leurs
concentrations comme constantes au cours de la réaction.
Prenons l'exemple de la décomposition du carbonate de calcium :
CaCO3 (s) ↔
CaO (s) + CO2 (g)
Réaction directe: décomposition du carbonate de calcium.
Réaction inverse: formation du carbonate de calcium.
VD = kD1 . [CaCO3 (s)] = kD1 . kD2 = kD et VI = kI1 . [CaO (s)] . [CO2 (g)] = kI . [CO2 (g)]
À l’équilibre : kD = kI . [CO2 (g)]
La constante d’équilibre est : Kc =
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𝐤𝐃
𝐤𝐈
= k . [CO2 (g)]
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5.5) EXEMPLE Nº 5 : DISSOLUTION DE L'IODE SOLIDE
Soit la réaction: I2 (s)
↔
: I2 (alcool)
Réaction directe: dissolution de l'iode dans l'alcool.
Réaction inverse: cristallisation de l'iode.
VD = kD1 . [CaCO3 (s)] = kD1 . kD2 = kD et VI = kI1 . [CaO (s)] . [CO2 (g)] = kI . [CO2 (g)]
À l’équilibre : kD [I2 (s)] = kI . [I2 (alcool)]
𝐤𝐃
La constante d’équilibre est : Kc =
𝐤𝐈
= k [I2 (alcool)]
5.6) EXEMPLE Nº 6 : VAPORISATION DE L'EAU
Soit la réaction: H2O(l) ↔ H2O(g)
Kc = k . [H2O(g)]
5.7) LOI D'ACTION DES MASSES
L'application de la loi d'action des masses à la décomposition du chlorure d'hydrogène conduit à la
relation:
kD
Kc =
kI
[HCl (g)]2
=
[H2 (g)] .[Cl2 (g)]
Pourquoi une telle relation donne-t-elle toujours la même valeur à une température donnée?
Rappelons que la réponse à cette question fut donnée dans la loi d'action des masses par deux
norvégiens GULDBERG et WAAGE:
À une température donnée, la vitesse instantanée d'une réaction est DIRECTEMENT
PROPORTIONNELLE aux concentrations molaires des substances réagissantes, chacune des
concentrations étant affectée d'un exposant égal au nombre de moles dans l'équation équilibrée.
Si l'on considère l'équation hypothétique suivante, tous les constituants étant sous l'état GAZEUX:
a A (g) + bB (g)
𝐜
Kc
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=
[C]𝐜 .[D]𝐝
[A]𝐚 .[B]𝐛
↔ c C (g) + d D (g)
𝐝
𝐏
𝐏
[ C ] .[ D ]
=
𝐑𝐓
𝐏A 𝐚
[ ]
𝐑𝐓
.
𝐑𝐓
= Kp . RT (c = d)
𝐏B 𝐛
[ ]
𝐑𝐓
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– (a+b)
avec
KP =
Pc𝐂
Pa𝐀 .Pb
𝐁
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La constante d'équilibre (Kc ou KP) varie avec uniquement la température. Cette constante est
indépendante des concentrations des réactifs et de la pression.
À l'équilibre, le rapport du produit des concentrations moléculaires des substances produites sur le
produit des concentrations moléculaires des réactifs est constant. Les concentrations des substances
produites et réagissantes doivent être affectées d'un exposant égal au nombre de molécules qui
participent à la réaction.
Si tous les réactifs sont gazeux, la loi d'action des masses peut s'exprimer aussi en fonction des
pressions partielles des réactifs et des produits:
À l'équilibre, le rapport du produit des pressions partielles des substances produites sur le produit des
pressions partielles des substances réagissantes, est constant. Les pressions partielles des
substances produites et réagissantes doivent être affectées d'un exposant égal au nombre de
molécules qui participent à la réaction.
VI. PRINCIPES DE L'ÉQUILIBRE CHIMIQUE
Rappel Nº 1: L'état de stabilité maximum correspond à l'enthalpie minimum.
Rappel Nº 2: L'entropie est une mesure qui caractérise le désordre. Plus l'entropie est grande et
plus le désordre est grand.
Un équilibre chimique est un compromis entre ces deux tendances opposées :
• MAXIMUM D'ENTROPIE (S)
• MINIMUM D'ENTHALPIE (H)
Considérons par exemple l'équilibre entre l'eau liquide et la vapeur d'eau.
Faible entropie et faible enthalpie
→ H2O(l) ↔
H2O(g) ← Grande entropie et grande enthalpie
La tendance vers l'enthalpie minimale favorise la formation de l'eau liquide (Sens inverse), tandis que
la tendance vers l'entropie maximale favorise la formation de la vapeur d'eau (Sens direct). Il y aura
possibilité d'équilibre puisque les deux tendances sont opposées.
Prenons maintenant l'exemple de la décomposition du carbonate de calcium.
Faible entropie et faible enthalpie
→ CaCO3 (s) ↔ CaO (s)
+ CO2 (g)← Grande entropie et grande
enthalpie
La tendance vers l'enthalpie minimale favorise la réaction (2) : un solide possède moins d'énergie
qu'un gaz. La tendance vers l'entropie maximale favorise la réaction (1) : il y a plus de désordre dans
un gaz que dans un solide. Il y aura possibilité d'équilibre puisque les deux tendances sont opposées.
Si les tendances vers LE MAXIMUM D'ENTROPIE et LE MINIMUM D'ENTHALPIE se produisent
dans le même sens, la réaction sera complète et irréversible. C'est le cas par exemple de la réaction
entre deux solutions qui réagissent ensemble pour donner un sel très peu soluble:
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Faible enthalpie
→ NaCl (aq)+ AgNO3 (aq) →
AgCl (s) + NaNO3 (aq)
← Grande entropie
La tendance vers le maximum de désordre favorise la formation de AgCl (s), car il y a plus de désordre
dans un mélange hétérogène (solide insoluble dans une solution de nitrate de sodium) que dans le
mélange homogène des deux solutions liquides. La tendance vers le minimum d'énergie favorise
aussi la formation de AgCl (s), car il y a moins d'énergie dans un solide que dans un liquide.
VII. ACIDES ET DES BASES
7.1) RÉACTION DE NEUTRALISATION: ACIDE + BASE
→ SEL
+ EAU
Exemple N° 1 : Pour neutraliser 10 mL d'une solution de NaOH (0,1 mol/L), il a fallu 20 mL d'une
solution de HCl. Quelle est la concentration de cet acide (C).
La réaction de neutralisation nous indique que une mole d'ion H+ , provenant de l'acide, est neutralisée
par une mole d'ion OH-, provenant de la base.
+ NaOH → NaCl + H2O
H+ + OH- →
H2O
+
Nombre de moles d'ions H qui proviennent de HCl : C mol/L x 0,02 L = 0,02 x C mol
Nombre de moles d'ions OH-, qui proviennent de NaOH : 0,1 mol/L x 0,01 l = 0,001 mol
Par conséquent : 0,02 x C = 0,001 Soit
C = 0,05 mol/L
HCl
Exemple N° 2 : Pour neutraliser 200 mL d'une solution de Ba(OH)2 (1 mol/L), il a fallu 50 mL
d'une solution de HCl. Quelle est la concentration de cet acide. (C).
La réaction de neutralisation nous indique que deux moles d'ion H+, provenant de l'acide, sont
neutralisées par deux moles d'ion OH-, provenant de la base.
2 HCl + Ba(OH)2 → BaCl2 + 2 H2O
Nombre de moles d'ions H+ qui proviennent de HCl : C mol/L x 0,05 L = 0,05 x C mol
Nombre de moles d'ions OH-, qui proviennent de Ba(OH)2 : 1 mol/L x 0,2 L = 0.2 mol Ba(OH)2=0,4
mol OHPar conséquent : 0,05 x C = 0,4 Soit
C = 8 mol/L
Plus généralement, si VA «mL» d'une solution aqueuse d'un acide AH, de concentration CA (mol/L),
neutralisent exactement VB «mL» d'une solution aqueuse d'une base BOH, de concentration CB
(mol/L), nous pouvons écrire l'égalité du nombre de moles d'ions H+ et du nombre de moles d'ions
OH- au moment de l'équivalence:
C A . V A = CB . V A
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7.2) CONSTANTE D'ÉQUILIBRE DE L'EAU OU PRODUIT IONIQUE DE L'EAU
D'après la théorie d'Arrhenius, la conductivité électrique est attribuable à la présence d'ions. La
conductibilité électrique de l'eau s'explique par sa faible dissociation:
H2O (l) ↔ H+ (aq) + OH- (aq)
La loi d'action des masses pour cet équilibre se traduit par la relation suivante:
Kc =
𝐤𝐈
𝐤𝐃
=
[H+ (aq)] .[OH− (aq)]
[H2 O(l)]
Comme la concentration d'eau dans l'eau pure et dans les solutions aqueuses diluées ne varie
pratiquement pas, on peut calculer une nouvelle constante qui tient compte à la fois de la concentration
stable de H2O (l) et de la constante d'équilibre. On l'appelle PRODUIT IONIQUE DE L'EAU (Ke).
Ke = [H+ (aq)] . [OH- (aq)] = 10-14 mol2 .L-2
7.3) FORCE DES ACIDES ET DES BASES
Rappelons tout d'abord que, selon Arrhénius, la force d'un acide se mesure par sa concentration en
protons et que celle d'une base par la concentration en ions hydroxyde en solution aqueuse. Le pH est,
sur une échelle graduée de 0 à 14, une valeur qui indique l'acidité ou la basicité d'une substance.
On associe le pH à la concentration en ions hydrogène alors que le pOH est associé à la concentration
en ions hydroxyde. Le pH d'une solution est l'opposé du logarithme en base 10 de la concentration en
ion hydrogène:
pH = log
𝟏
([𝐇+ ]) = -log ([𝐇+ ]) et
pOH = log
[H+ (aq)] . [OH- (aq)] = 10-14
𝟏
([𝐎𝐇− ]) = -log ([𝐎𝐇− ])
 pH + pOH = 14
Selon la théorie d'Arrhenius, un électrolyte fort se dissocie complètement dans l'eau. Ainsi le
chlorure d'hydrogène en solution dans l'eau se dissocie complètement pour former des ions hydrogène:
il s'agit d'un acide fort.
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq)
Le pH d'une solution aqueuse de chlorure d'hydrogène, de concentration 0,10 mol/L sera donc:
[H+ (aq)] = 0.1 + 10-7 (négligeable)= 0.1 mol/L  pH = - log(10-1) = + 1
Dans une solution d'acide acétique 0,10 mol/L, seulement 1,3% des molécules de CH3COOH sont
ionisées pour former des ions hydrogène selon l'équation suivante:
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CH3COOH (aq)
↔ H+ (aq)
+ CH3COO- (aq)
Le pH de cette solution sera donc: pH = - log(1.3 . 10-3) = 2.89
Pour mieux décrire les équilibres des électrolytes faibles, les chimistes utilisent une constante
d'ionisation (Ka pour les acides et Kb pour les bases). Ainsi, la constante d'ionisation de l’acide acétique
est:
Le pourcentage d'ionisation qui représente le pourcentage du nombre de moles ionisées par
rapport au nombre initial de moles:
Pourcentage d’ionisation =
Nombre de moles ionisées
Nombre initial de moles
. 100
Problème: Quel est le pH d'une solution d'acide acétique 1,0 mol/L à TAPN?
[H+] = √1.8 × 10−5 + 10−7 (𝑛é𝑔𝑙𝑖𝑔𝑒𝑎𝑏𝑙𝑒) = 4.2 pH = - log(4.2 . 10-3) = 3 – log(4.2) = 2.37
7.4) CONCEPT ACIDO-BASIQUE DE BRONSTED-LOWRY
Un acide de Bronsted-Lowry se définit comme un donneur de protons: Ainsi, le chlorure
d'hydrogène en solution dans l'eau est un acide au sens de Bronsted-Lowry , car il cède un proton à
la molécule d'eau:
HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Une base de Bronsted-Lowry se définit comme un accepteur de protons: l'ammoniac est une base
au sens de Bronsted-Lowry car sa molécule est capable de fixer un proton.
H3O+ (aq) + NH3 (aq) → H2O (l) + NH4+ (aq)
Une neutralisation au sens de Bronsted-Lowry ne fait pas intervenir nécessairement la molécule
d'eau liquide, comme le montre la réaction entre le chlorure d'hydrogène gazeux et l'ammoniac
gazeux:
HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s)
Dans cette réaction l’acide (HCl) donne un proton à la base (NH3) : la base conjuguée à HCl est Cl-;
l’acide conjugué NH3 à est NH4+.
Lorsqu'il y a transfert de protons dans un système en équilibre, les acides et les bases de
Bronsted-Lowry participent aux réactions directes et inverses: l'acide donnant une base conjuguée
en libérant le proton et la base donnant un acide conjugué en captant ce proton.
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CH3COOH (aq) H2O (L(
↔ H3O+ (aq)
+ CH3COO- (aq)
Une paire de substances qui diffèrent uniquement par un proton porte le nom de paire acide-base
conjuguée. Une molécule d'acide acétique et l'ion acétate forment une telle paire: l'acide acétique
[CH3COOH] est l'acide conjugué de l'ion acétate [CH3COO-]; alors que l’eau liquide [H2O] est
la base conjuguée de l’ion hydroxonium [H3O+].
La théorie de Lewis est encore plus générale; elle considère qu'un acide est un accepteur de
doublets d'électrons, alors qu'une base est un donneur de doublets d'électrons.
VIII. PRODUIT DE SOLUBILITÉ
Rappelons qu’une solution est un mélange homogène d'au moins deux substances pures: le soluté et
le solvant. Le soluté est la substance qui est en plus petite quantité dans la solution; l'autre substance
qui se trouve en plus grande quantité dans la solution est le solvant. Une solution est sous le même
état physique que le solvant; en conséquence il existe trois grandes catégories de solutions:
• Les solutions solides (solvant solide) comme les alliages.
• Les solutions liquides (solvant liquide): l'eau salée (soluté solide), l'eau alcoolisée
(soluté liquide), l'oxygène dans l'eau (soluté gazeux).
• Les solutions gazeuses (solvant gazeux) comme l'air.
Les solutions aqueuses (solution dont le solvant est de l’eau) qui conduisent le courant sont des
solutions électrolytiques; elles se subdivisent en trois grandes catégories: les acides, les bases et
les sels.
Les concentrations des solutions s'expriment essentiellement de trois manières:
• Le titre : concentration en g/L (nombre de grammes de soluté par litre de solution).
• La molarité : concentration en mol/L ( nombre de moles de soluté par litre de solution). Ainsi une
solution de NaOH qui contient 4 g de soluté par litre de solution a une molarité de 0,1M.
• La normalité: nombre d'équivalent-gramme par litre de solution. Un équivalent gramme d'acide est la
fraction de mole qui correspond à un proton (une mole pour HCl, une demi-mole pour H2SO4), un
équivalent gramme de base est la fraction de mole qui correspond à un ion hydroxyde (une mole pour
NaOH, une demi-mole pour Ca(OH)2). Une solution décinormale d'acide sulfurique (0,1 N))
contient 4.9 g d'acide sulfurique par litre de solution.
On appelle "SOLUBILITÉ" la quantité maximum de soluté, que l'on peut dissoudre dans un volume
donnée de solvant. Pour les solutions aqueuses, on exprime la solubilité en grammes de soluté pour
100 mL d'eau ou en mole par litre (mol/L). En considérant la solubilité, nous avons déjà distinguer
trois sortes de solutions :
• Quantité de soluté dissous < Solubilité: Solution non-saturée.
• Quantité de soluté dissous = Solubilité: Solution saturée.
• Quantité de soluté dissous > Solubilité: Solution sursaturée.
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Trois facteurs influencent la SOLUBILITÉ d'un soluté:
• LA NATURE DU SOLVANT. À 20 °C l'iode (I2) est très peu soluble dans l'eau.
Il se dissout beaucoup mieux dans l'alcool.
• LA TEMPÉRATURE. Lorsque les soluté est SOLIDE, habituellement la
solubilité augmente, lorsque la température croît (l'eau chaude dissout plus
facilement que l'eau froide le sucre ou le sel). Lorsque le soluté est GAZEUX,
habituellement la solubilité diminue, lorsque la température croît (l'eau froide
peut dissoudre plus d'oxygène que l'eau chaude.).
• LA PRESSION. Lorsque le soluté est SOLIDE, la pression n'a pratiquement
AUCUN EFFET. Lorsque le soluté est GAZEUX, habituellement une
augmentation de pression entraîne une augmentation de la solubilité. Ceci nous
explique très bien le principe des eaux gazeuses. Le CO2 est dissous dans l'eau
sous une pression égale à 10 fois la pression atmosphérique. Lorsque la
bouteille est ouverte, la pression diminue, ce qui entraîne une diminution de la
solubilité. Le gaz s'échappe de l'eau.
On considère la réaction de dissociation du CuSO4 (s) en milieu aqueux représentée par l'équation
suivante:
CuSO4 (s)
↔
Cu2+ (aq) + SO42- (aq)
La constante de cet équilibre est : Kc = [Cu2+(aq)] . [SO42- (aq)] est une mesure de la solubilité du
CuSO4 (s) dans l'eau: on l'appelle produit de solubilité (KPS).
La solubilité (s) désigne le nombre de moles de CuSO4 (s) qui se dissocient par litre de solution: elle
est égale à la concentration en ions [Cu2+(aq)] à l'équilibre (solution saturée).
s = [Cu2+(aq)] = [SO42- (aq)] dans une solution saturée
Le produit ionique (PI) est une grandeur qui caractérise une quantité de soluté :
PI = [Cu2+(aq)] . [SO42- (aq)] pour une certaine quantité de soluté
Le produit de solubilité (KPS) le produit ionique calculé avec les concentrations des ions aqueux à
l'équilibre dans une solution saturée : ces concentrations mesurent la solubilité du soluté.
KPS = [Cu2+(aq)] . [SO42- (aq)] pour les concentrations qui correspondent à la solubilité
Solubilité du trihydroxyde d'aluminium
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On considère la réaction de dissociation de Al(OH)3 (s) en milieu aqueux représentée par l'équation
suivante:
↔
Al(OH)3 (s)
Al3+ (aq) + 3 OH- (aq)
KPS = [Al3+(aq)] . [OH- (aq)]3
s =
[Al3+(aq)]
=
[𝐎𝐇 − (𝐚𝐪)]
𝟑
KPS = s . (3s)3= 27 s4
𝟒
S=
√
𝐊 𝐏𝐒
𝟐𝟕
Solubilité du trisulfure de dialuminium
On considère la réaction de dissociation de Al2S3 (s) en milieu aqueux représentée par l'équation
suivante:
Al2S3 (s)
↔
2 Al3+ (aq) + 3 S2- (aq)
KPS = [Al3+(aq)]2 . [OH- (aq)]3
s =
[𝐀𝐥𝟑+ (𝐚𝐪)] [𝐒𝟐− (𝐚𝐪)]
=
𝟐
𝟑
KPS = (2s)2 . (3s)3= 108 s5
𝟓
S=
√
𝐊 𝐏𝐒
𝟏𝟎𝟖
Les trois cas qui peuvent se présenter
Tant que le produit ionique est inférieur à la valeur du KPS, le soluté est soluble. Le KPS est en fait la
valeur limite du produit d'ionisation: quand le produit d'ionisation est égal à la valeur du KPS, la solution
est saturée.
• PI < KPS : solution non saturée (PAS DE PRÉCIPITÉ)
• PI = KPS : solution saturée (PAS DE PRÉCIPITÉ)
• PI > KPS S : solution saturée AVEC UN DÉPÔT : RÉACTION DE PRÉCIPITATION
Plus le KPS a une valeur élevée, plus le soluté est soluble et plus le produit ionique (donc la
concentration en ions aqueux à l'équilibre) sera élevée, et réciproquement. On peut résumer les liens
entre la solubilité et le la valeur du KPS par le tableau suivant:
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SOLUTÉ
SOLUBILITÉ
KPS
Très peu soluble
Peu soluble
Soluble
Inférieure à 0,001 mol/ L
Entre 0,001 mol/ L et 0,1 mol/ L
Supérieure à 0,1 mol/ L
Inférieur à 10-7
Entre 10-7 et 10-4.
Supérieur à 10-4
Le tableau ci-dessous rappelle les principales réactions entre les principaux ions réagissants au cours
d'une réaction ionique:
Ag+
Argent
Al3+
Ca2+
Calcium
Cu2+
Cuivrique
Fe2+
Ferreux
Fe3+
Ferrique
Pb2+
Plomb
Aluminium
ClChlorure
Précipité
blanc
AgCl
Précipité
gris
AgOH
Précipité
blanc
Ag2(CO3)3
Précipité
brun
Ag2SO4
Précipité
noir
Ag2S
OHHydroxyde
CO32Carbonate
SO42Sulfate
S2Sulfure
Précipité
blanc
Al(OH)3
Précipité
blanc
Al2(CO3)3
Précipité
blanc
Cal(OH)2
Précipité
blanc
CaCO3
Précipité
blanc
CaSO4
Précipité
blanc
Al2S3
Précipité
bleu
Cul(OH)2
Précipité
Bleu, vert
CuCO3
Précipité
vert
Fe(OH)2
Précipité
blanc
FeCO3
Précipité
rouille
Fe(OH)3
Précipité
noir
CuS
Précipité
noir
FeS
Précipité
noir
Fe2S3
Précipité
blanc
PbCl2
Précipité
blanc
Pb(OH)2
Précipité
blanc
CO3
Précipité
blanc
PbSO4
Précipité
noir
PbS
NO3Nitrate
N.B. Les nitrates (NO3-) sont tous SOLUBLES.
Examinons par exemple ce qui se passe dans la réaction de précipitation du chlorure d'argent.
AgNO3 (aq)
+
NaCl (aq)
Ag+ NO3- (aq)
+
Na+Cl- (aq)
→
AgCl (s) + Na NO3 (aq)
→
AgCl (s) + Na+ NO3- (aq)
Les ions Na+ et NO3-, qui ne réagissent pas sont des «IONS SPECTATEURS».
Les ions Ag+ et Cl- sont les «IONS RÉAGISSANTS .
Pour représenter le phénomène, il suffit d'écrire la réaction entre ions réagissants :
Ag+(aq) + Cl-(aq)
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→
AgCl (s
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C : QUESTIONS DU DEVOIR-NC
1) Calculer les constantes des équilibres sous l’état gazeux en exprimant l’unité, sachant que dans chaque
cas le volume est de un litre. (15 points)
a) Décomposition de l'iodure d'hydrogène: 2 HI (g) ↔ H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
H2(g)
Début de la réaction (moles)
10
0
Équilibre (moles)
b) Décomposition de l'iodure d'hydrogène: 2 HI (g) ↔ H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
H2(g)
Début de la réaction (moles)
2,00
0
Équilibre (moles)
0,20
I2(g)
0
4
I2(g)
0
c Décomposition de l'iodure d'hydrogène: 2 HI (g) ↔ H2 (g) + I2 (g)
Début de la réaction (moles)
Équilibre (moles)
2 HI (g)
2,60
2,08
H2(g)
0
I2(g)
0
d) Décomposition de l'iodure d'hydrogène: 2 HI (g) ↔ H2 (g) + I2 (g)
Début de la réaction (moles)
Équilibre (moles)
2 HI (g)
2,50
H2(g)
0
I2(g)
0,20
0,39
e) Décomposition de l'iodure d'hydrogène: 2 HI (g) ↔ H2 (g) + I2 (g)
Début de la réaction (moles)
Équilibre (moles)
f) Décomposition de l'ammoniac :
Début de la réaction (moles)
Équilibre (moles)
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2 HI (g)
3,2
H2(g)
0
I2(g)
0
0,718
N2(g)
2,00
4,33
3 H2(g)
0
2 NH3 (g) ↔ N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g)
5,00
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g) Décomposition du tétroxyde de diazote : N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g)
Début de la réaction (moles)
Équilibre (moles)
N2O4 (g)
0
2 NO2 (g)
6,00
5,52
2) Une solution d'acide acétique (CH3COOH) a une concentration de 1,0 mol/L. Quel est le
pourcentage des molécules dissociées dans cette solution sachant que constante d'acidité (Ka) de l'acide
acétique est de 1,8 . 10-5. (5 points)
3) Deux substances A et B réagissent selon l'équation suivante: 3 A (g) + 2 B(g) ↔ 2 C (g) + D (g)
Quand on mélange 4 mol de A avec 4 mol de B et 1 mol de C, il ne reste à l'équilibre que 1 mol de A
lorsque l'équilibre est atteint. (5 points)
a) Quelle est la constante de cet équilibre, sachant que la réaction s'effectue dans un récipient dont
le volume est de 10 L? On précisera l'unité de la constante d'équilibre
b) Calculer les pressions partielles de chacun des gaz, lorsque l'équilibre est atteint, sachant que la
température est de 25 º C?
c) Dans une nouvelle expérience, les nombres de moles à l'équilibre de A, B et D, sont
respectivement 4, 6 et 8 mol. Quelle est la concentration de C à l'équilibre?
4) Pour les équilibres suivants, donner les expressions mathématiques qui permettent de calculer les
constantes d'équilibres. (10 points)








CH3COOH(aq) ↔ H+ (aq) + CH3COO- (aq)
C2H6 (g) ↔ C2H4 (g) + H2 (g)
C6H5COOH(aq) ↔ H+ (aq) + C6H5COO- (aq)
4 HCl (g) + O2 (g) ↔ 2 H2O (g) + Cl2 (g)
2 SO3 (g) ↔ 2 SO2 (g) + O2 (g)
2 NO (g) + 2 H2 (g) ↔ N2 (g) + 2 H2O (g)
2 HCl (g) ↔ H2 (g) + Cl2 (g)
AgBrO3 (s) ↔ Ag+ (aq) + BrO3- (aq)
5) Voici la réaction de synthèse de l'ammoniac (selon le procédé HABER) (10 points):
2 NH3 (g) ↔ N2 (g) + 3 H2 (g) + Énergie
a) Quels changements peut-on imposer au système pour augmenter le rendement en ammoniac?
b) On introduit dans un récipient de 1 L: 5 moles de NH3 et 2 moles de N2. À l'équilibre, il y
4,33 moles de N2. Quelles sont les concentrations à l'équilibre? Quelle est la valeur de la
constante d'équilibre?
c) Quel nombre de moles de diazote devra--t-on ajouter pour que la concentration de l'ammoniac
dans le nouvel état d'équilibre soit de 0,46 mol/L?
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6) Voici la réaction de décomposition du trioxyde de soufre (7 points):
2 SO3 (g) ↔ 2 SO2 (g) + O2 (g)
a) Quels changements peut-on imposer au système pour augmenter la concentration en trioxyde
de soufre?
b) On introduit dans un récipient de 1 L: 1 moles de SO3 , 2,9 moles de SO2 et 1,9 moles de O2.
À l'équilibre, il y 0,86 mole de SO3. Quelles sont les concentrations à l'équilibre? Quelle est la
valeur de la constante d'équilibre?
c) Quel nombre de moles de dioxyde de soufre devra--t-on ajouter pour que la concentration du
trioxyde de soufre dans le nouvel état d'équilibre soit de 0,46 mol/L?
7) On chauffe à 448 ºC dans un récipient de 30 L où l'on a fait préalablement le vide, exactement 1 mole
de I2 (g) et 1 mol de H2 (g). À cette température, la constante d'équilibre est: Kc = 50. (8 points)
a) Combien de moles I2 (g) reste-t-il lorsque l'équilibre est atteint?
b) Quelle est la pression totale dans le récipient?
c) Quelles sont les pressions partielles de I2 (g) et de HI (g) dans le mélange à l'équilibre?
d) Si on ajoute une mole de H2 (g). dans le système en équilibre, combien restera-t-il de moles de
I2 (g) lorsque le nouvel état d'équilibre sera atteint?
8) Répondre aux questions suivantes portant sur les pH. (11 points)
a) Calculer la concentration en ions OH-(aq) dans une solution de HCl (0,01 M); on peut
considérer que cet acide est totalement dissocié.
b) Calculer la concentration en ions OH-(aq) dans une solution de HCl (10-6 M); on peut
considérer que cet acide est totalement dissocié.
c) La concentration en ions hydronium dans une solution est de 0,2 M. Calculer le pH et le pOH
de cette solution.
d) Le pH d'une solution est de 3,602. Calculer les concentrations en ions hydroxydes et en ions
hydroniums.
e) Une solution de HCl a une concentration de 0,05 mol/L.
 Quel est le pH de cette solution?
 On prend 100 mL de cette solution et on la dilue jusqu'à 400 mL avec de l'eau distillée.
Quel est le pH de cette nouvelle solution?
f) Vous mélangez 100 mL d'une solution d'hydroxyde de sodium contenant 0,40 g de NaOH et
100 mL d'une solution d'acide chlorhydrique contenant 0,73 g de HCl. Quel est le pH de la
solution obtenue?
g) Vous mélangez 70 mL d'une solution acide ( [H3O+(aq)] = 10-3 mol/L) avec 30 mL d'une
autre solution acide ( [H3O+(aq)] = 10-2 mol/L). Quel est le pH de la solution obtenue?
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h) Vous ajoutez de l'acétate de sodium (CH3COONa) à une solution d'acide acétique
(CH3COOH). Avez-vous augmenté ou diminué le pH?
i) Vous dissolvez du tétroxosulfate de diammonium dans de l'eau. La solution obtenue est-elle
acide ou basique? Pourquoi?
j) La dissolution de 2,3 g d'acide formique (HCOOH) donne une solution dont le pH est de 2,523.
Calculez la constante d'acidité (Ka) de cet acide.
k) Un monoacide a une constante d'acidité (Ka) dont la valeur est de 5,4 . 10-2. Quel sera le pH
d'une solution de cet acide ayant une concentration de 0,2 mol/L?
9) Une solution d'acide acétique (CH3COOH) est ionisée dans une proportion de 1,34 %. (6 points)
a) Calculer la constante d'ionisation de cet acide (Ka).
b) Quel est le pH de cette solution?
10) Une solution d'acide nitreux (HNO2) a une concentration de 0,1 mol/L. La constante d'ionisation de
cet acide (Ka) est de 4,5 . 10-4. Quel est le pH de cette solution? (4 points)
11) Répondre aux questions suivantes portant sur les produits de solubilité. (25 points)
a) On mélange 40 mL de Sr(NO3)2 (s) (1 mol/L) avec 60 mL de Na2CrO4 (s) (1 mol/L). Le
produit de solubilité SrCrO4 (s) est de 3,6 . 10-5 . (4 points)
 Y-aura-t-il un précipité? Pourquoi?
 Quelle est la masse du précipité?
b) On peut dissoudre 350 g de KCl (s) dans 1 L d'eau à 25 º C. Calculer le produit de solubilité de
KCl (s).
c) La solubilité de BaSO4 (s) est de 2,4 . 10-4 dans 100 mL de solution. Quel est le produit de
solubilité du BaSO4 (s)?
d) Le produit de solubilité MgCO3 (s) est : KPS = 2,5 . 10-5. Quelle est la solubilité de MgCO3
(s)?
e) Soit le composé hypothétique XY; c'est un composé ionique peu soluble dans l'eau.
L'expérience montre qu'à une température donnée on peut dissoudre 0,0068 g de ce sel dans 1 L
de solution. La masse molaire de ce composé est 124 g/mol. Quel est le produit de solubilité
(KPS) ?
f) On vous donne un mélange de deux solutions: Pb(NO3)2 (aq) et Mg(NO3)2 (aq). Comment
pourrez-vous procéder pour enlever de cette solution tous les ions Pb2+ (aq)?
g) On mélange 50 mL de Mg(NO3)2 (aq) [10-3 mol/L] avec 60 mL de Na2CO3 (aq) [10-3
mol/L] . Sachant que le produit de solubilité MgCO3 (s) est : KPS = 2,5 . 10-5. Quels volumes
respectifs des deux solutions devrait-on ajouter pour obtenir une solution saturée?
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h) Le produit de solubilité SrCrO4 (s) est : KPS = 3,6 . 10-5. Quelle est la solubilité de SrCrO4
(s)?
i) On mélange 40 mL de Sr(NO3)2 (s) (1 mol/L) avec 60 mL de Na2CrO4 (s) (1 mol/L). Sachant
que le produit de solubilité SrCrO4 (s) est de 3,6 . 10-5 , répondre aux questions suivantes.
 Y-aura-t-il un précipité? Pourquoi?
 Quelle est la masse du précipité?
j) On peut dissoudre 350 g de KCl (s) dans 1 L d'eau à 25 º C. Calculer le produit de solubilité de
KCl (s).
k) La solubilité de BaSO4 (s) est de 2,4 . 10-4 dans 100 mL de solution. Quel est le produit de
solubilité du BaSO4 (s)?
l) Le produit de solubilité MgCO3 (s) est : KPS = 2,5 . 10-5. Quelle est la solubilité de MgCO3
(s)?
m) Soit le composé hypothétique XY; c'est un composé ionique peu soluble dans l'eau.
L'expérience montre qu'à une température donnée on peut dissoudre 0,0068 g de ce sel dans 1 L
de solution. La masse molaire de ce composé est 124 g/mol. Quel est le produit de solubilité
(KPS) ?
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D:
QUESTIONS DU DEVOIR-UEL
I. QUESTIONS SUR L’ACTIVITÉ UEL # 9
1) Définir l’avancement d’une réaction chimique. (5 points)
2) Définir le taux d’avancement d’une réaction chimique. (5 points)
3) Comment varient l’avancement et le taux d’avancement d’une réaction pour un équilibre homogène
gazeux lorsqu’on fait varier la quantité initiale d’un réactif? Expliquer vos conclusions. (10 points)
4) Comment varient l’avancement et le taux d’avancement d’une réaction pour un équilibre homogène
gazeux lorsqu’on fait varier la condition de transformation? Expliquer vos conclusions. (10 points)
5) Comment varient l’avancement et le taux d’avancement d’une réaction pour un équilibre homogène
gazeux lorsqu’on fait varier la température? Expliquer vos conclusions. (5 points)
6) Comment varient l’avancement et le taux d’avancement d’une réaction pour un équilibre homogène
gazeux lorsqu’on fait varier le volume du système? Expliquer vos conclusions. (5 points)
II. AUTRES QUESTIONS
7) Répondre aux questions suivantes (10 points)
a) Écrire l'équation ionique nette de la réaction les ions ferriques et les ions sulfocyanures?
b) Dire comment se déplace l'équilibre dans les cas suivants (vers la droite ou vers la gauche) :
[Fe3+(aq)] augmente ; [Fe3+(aq)] diminue; [SCN-(aq)] augmente ; [SCN-(aq) ] diminue ;
[FeSCN2+(aq)] augmente et [FeSCN2+(aq) ] diminue .
c) On chauffe dans un ballon de 1 litre 3 moles de A et 2 moles de B. Ces deux réactifs réagissent pour
donner des molécules de C , selon l'équation suivante:
A (g) + B (g) ↔ C(g)
Une fois l'équilibre atteint, il s'est formé 1 mole de C. Calculez la constante d'équilibre en précisant son
unité.
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