Equilibre chimique

Travaux pratiques de chimie physique I
Fournier Coralie, Chappuis Emilie
Groupe E 23.10.2009
- 1 -
EQUILIBRE CHIMIQUE
1. PARTIE QUALITATIVE
1.1 But
Le but de cette expérience est d’étudier l’effet de 3 paramètres :
1. La concentration de Cl-
2. La concentration de H2O
3. La température
sur l’équilibre de la réaction chimique suivante :
€
Co H 2O
( )
6
2++4Cl−← → % CoCl4
2−+6H2O
Cette étude se ferra principalement sur l’observation des couleurs des solutions en fonction des diverses
concentrations.
De plus les solubilités relatives du LiCl, NaCl et du KCl seront déterminées.
1.2 Théorie
Quatre facteurs influencent la couleur d’un ion complexe impliquant un métal de transition :
1. la nature du métal
2. le degré d’oxydation du métal
3. la nature du ligand
4. le nombre de coordination (nombre de liaison entre le ligand et le métal)
Ce qui explique que le sel de cobalt de couleur violette, devient une solution bleue lorsqu’on y ajoute de
l’acide chlorhydrique concentré. Cela résulte d’une réaction d’échange de ligand (remplacement des
molécules d’eau par des ions chlorures). Et qui implique donc une réaction réversible :
( ) OHCoClClOHCo 2
2
4
2
6
264 +!→←+−−
+

Travaux pratiques de chimie physique I
Fournier Coralie, Chappuis Emilie
Groupe E 23.10.2009
- 2 -
1.3 Partie pratique et résultats
Partie A : Observations du CoCl2 . 6H2O dans divers solvants
Tableau n°1 :
Eprouvettes
Solvant
Couleur de la solution
Espèce prédominante
Tendance
1
Eau distillée
rose
[Co(H2O)6]2+
vers la gauche
2
H2O/EtOH 50:50
rose foncé
[Co(H2O)6]2+
vers la gauche
3
H2O/EtOH 20:80
violet
[Co(H2O)6]2+ et [CoCl4]2-
mélange
4
H2O/EtOH 5:95
bleu foncé
[CoCl4]2-
vers la droite
5
EtOH
bleu foncé
[CoCl4]2-
vers la droite
Quel est le rôle de l’éthanol, de l’eau et de l’acide chlorhydrique ?
L’eau permet de créer un complexe de la forme [Co(H2O)6]2+ avec le cobalt. D’après la loi d’action de
masse, lorsque de l’eau est ajoutée au cobalt, l’équilibre de la réaction est déplacé vers la gauche et rend la
solution de couleur de rose.
Le rôle de l’acide chlorhydrique est de remplacer les molécules d’eau par les ions chlorures, il y a
donc échange de ligands. L’acide chlorhydrique concentré permet de déplacer l’équilibre de la réaction vers la
droite où l’espèce prédominante est [CoCl4]2-.
Quant au rôle de l’éthanol, il est de déshydrater la solution, afin de déplacer l’équilibre vers la droite
d’après le principe de Le Châtelier.
Expliquer le principe de Le Châtelier ?
Quand un système à l’équilibre est soumis é divers facteurs influençant cet équilibre alors ce dernier à
tendance à se diriger dans le sens réduisant cette contrainte. Par exemple, dans notre réaction lorsque nous
ajoutons de l’éthanol, ce dernier élimine de l’eau, par conséquent l’équilibre ira vers la droite afin de produire
de l’eau et notre solution deviendra donc bleue. Rappel de l’équation :
€
Co H 2O
( )
6
2++4Cl−← → % CoCl4
2−+6H2O

Travaux pratiques de chimie physique I
Fournier Coralie, Chappuis Emilie
Groupe E 23.10.2009
- 3 -
Partie B : Observations en fonction de la concentration de HCl et de H2O
Au départ, la couleur de la solution de Co(NO3)2 0.4M est rose-rouge, l’espèce prédominante est [Co(H2O)6]2+.
Tableau n°2 : Ajouts de HCl et d’eau_Observations
Volume HCl [mL]
Observations
1
La solution devient plus rose
2
La solution devient violette foncée
3
La solution devient violette-bleue
4
La solution devient bleue
5
6
7
8
9
10
La solution reste de couleur bleue. On n'observe pas de
changements, car la solution devient saturée en HCl.
L'équilibre est déplacé vers la droite, l'espèce prédominante est [CoCl4]2-
Volume H2O ajouté [mL]
Observations
3
La solution reste de couleur bleue. On n'observe pas de
changements.
6
La solution devient violette
9
La solution devient rose foncée
12
15
18
La solution devient rose et de plus en plus claire, car nous
diluons de plus en plus.
L'équilibre est déplacé vers la gauche, l'espèce prédominante est [Co(H2O)6]2+
Est-ce que la réaction est réversible ?
Oui, la réaction est réversible. On le remarque facilement avec cette expérience. Au départ notre
solution est rose, puis en ajoutant de l’acide chlorhydrique concentré elle devient bleue. Si la réaction n’était
pas réversible, on pourrait ajouter autant d’eau que l’on veut notre solution resterait bleue. Mais nous
observons qu’en joutant environs 6 ml d’eau nous revenons à l’équilibre (solution violette) et qu’après
quelques millilitres d’eau en plus, l’équilibre tend vers la gauche.

Travaux pratiques de chimie physique I
Fournier Coralie, Chappuis Emilie
Groupe E 23.10.2009
- 4 -
Partie C : Solubilité relative du LiCl, du NaCl et du KCl
Tableau n°3 : Observations solutions saturées et Co(NO3)2 . 6H2O
Eprouvettes
Solution
saturée
Couleur
solution
Concentration relative de
chlorures
1
LiCl
Bleue foncée
100%
La plus grande
concentration de
[CoCl4]2-
2
NaCl
violet-rose
50%
Mélange
3
KCl
rose-rouge
0
La plus grande
concentration de
[Co(H2O)6]2+
Tableau n°4 : Ajouts de volume d’eau nécessaire pour atteindre la même concentration que la solution de KCl
(la moins concentrée)
Volume d'eau ajouté [mL] pour la solution la plus
concentrée (LiCl)
Volume d'eau ajouté [mL] pour la solution de
concentration moyenne (NaCl)
0.3 mL doivent être ajoutés à la solution de NaCl
afin d'atteindre la même concentration de chlorures
que la solution de KCl (la moins concentrée)
Il faut ajouter 1.1 mL d'eau pour atteindre la même
concentration en chlorures que dans la solution de
concentration moyenne.
Il faut encore ajouter 0.4 mL (soit un total de 1.5 mL)
pour atteindre la même concentration en chlorure que
la solution la plus faiblement concentrée.
Relevé la solubilité théorique des solutions de LiCl, NaCl et KCl et calculer la concentration molaire:
Tableau n°5 : Solubilités et concentrations molaires théoriques des solutions
Solutions
Solubilités relatives [g/L]
Concentration molaire
[mol/L]
LiCl
637
15.03
NaCl
357
6.11
KCl
344
4.61
Est-ce que ces résultats sont cohérents par rapport aux observations faites :
Nous remarquons effectivement que la solution de LiCl est la plus concentrée, comme nous avons pu
le prévoir expérimentalement. De plus, nous pouvons calculer le rapport entre la concentration de la solution
saturée de LiCl et celle saturée de NaCl.

Travaux pratiques de chimie physique I
Fournier Coralie, Chappuis Emilie
Groupe E 23.10.2009
- 5 -
satNaCl
départsatLiCldépartsatLiCl
tot
départsatLiCldépartsatLiCl c
cc
V
Vc
_
________
mL 1.2mL )1.11(
mL 1 ==
+
⋅
=
⋅
Donc d’un point de vue théorique :
satNaCldépartsatLiCl cc ___ 1.2 ⋅=
Expérimentalement nous obtenons :
46.2
11.6
03.15
11.6
03.15
_
__
_
__
==
=
=
satNaCl
départsatLiCl
satNaCl
départsatLiCl
c
c
c
c
Théoriquement, nous observons que notre concentration de LiCl saturée de départ équivaut à 2.1 fois la
concentration de NaCl. Et par nos mesures expérimentales, nous arrivons à une concentration de LiCl
équivalant à 2.46 fois la concentration de NaCl.
Partie D : Observations en fonction de la température
Lorsque 1.5 mL de HCl sont ajoutés à 3 mL de solution de Co(NO3)2 0.4M, la solution est de couleur
rose-violette. Il faut ajouter 3.1 mL (soit le double) de NaCl afin d’arriver à la même couleur de solution. Nous
observons alors l’effet de la température sur cette solution. Lorsque la solution est chauffée elle devient bleue
et lorsque qu’elle est refroidie elle devient rose.
La réaction est-elle endothermique ou exothermique ?
Suite à ces observations, nous pouvons conclure que la réaction est endothermique, il faut fournir de
la chaleur pour que la réaction s’effectue. Nous pouvons écrir la réaction en plaçant la chaleur en tant que
réactif.
€
Co H 2O
( )
6
2++4Cl−+Δ← → & CoCl4
2−+6H2O
ROSE BLEUE
Nous pouvons déjà émettre l’hypothèse que la variation d’enthalpie de la réaction sera positive : ΔH>0.
Quelles sont les espèces prédominantes aux différentes températures ?
Tableau n°6 :
Températures [°C]
Espèce prédominante
Environs 0
[Co(H2O)6]2+
Environs 25
Equilibre [Co(H2O)6]2+ et [CoCl4]2-
Environs 50
[CoCl4]2-
Quel est le rôle de H+ et de Na+ ?
Le rôle des cation H+ et Na+ est de ¨capturer¨ l’anion NO3- afin que les ions chlorures puissent créer
des ligands avec le cobalt et créer ainsi un complexe métallique.