L`équilibre chimique

CHIMIE
L’équilibre
chimique
Chapitres 7 et 8
Marc Voyer
Physique : Optique : Chapitre 2 : La réflexion
MARC VOYER
CSDPS
2016-17 Page 1
Chapitre 7 : L’étude qualitative de l’état d’équilibre
L’équilibre chimique
État d’un système dans lequel deux processus inverses se déroulent à la même
vitesse dans un milieu fermé (ou isolé) de sorte que les propriétés
macroscopiques demeurent constantes. Il est à noter que dans un système à
l’état d’équilibre la concentration des réactifs n’est pas nécessairement égale à
la concentration des produits.
Si une fois l’équilibre atteint, il y a une grande concentration de produits par
rapport à celle des réactifs, nous disons que la réaction directe est favorisée.
[Réactifs]
 [Produits]
Par contre, s’il y a une plus grande concentration de réactifs par rapport à celle
des produits, nous disons que la réaction inverse est favorisée.
[Réactifs]  [Produits]
Il faut d’abord que la réaction soit réversible. Une fois les molécules de produit
formées, il faut que celles-ci puissent réagir à nouveau pour redonner les
substances initiales. La combustion d’une bûche de bois n’est pas un système
réversible; donc on ne peut arriver à un état d’équilibre avec cette réaction.
L’indice nous indiquant que la réaction est réversible est que l’on retrouve
simultanément des réactifs et des produits dans le système (elle est
incomplète).
Il faut en outre que les particules impliquées soient toujours les mêmes. Par
conséquent il faut que le système soit fermé ou isolé.
Enfin il faut que les propriétés macroscopiques du système soient constantes.
À ce moment, c’est l’indice que les deux phénomènes inverses se déroulent à la
même vitesse.
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 1
1. Indique si chacune des réactions suivantes s’effectue en système ouvert
(SO) ou en système fermé (SF).
a) On fait réagir du Mg(s) avec une solution de HCl(aq) dans une éprouvette
ouverte. _____
b) Nous avons dissous du NaOH(s) dans de l’eau contenue dans un récipient
ouvert. _____
c) Le mercure liquide contenu dans un thermomètre s’évapore à l’intérieur
de la tige. _____
d) Un comprimé effervescent est dans l’eau d’un récipient ouvert. _____
e) Une bougie qui brûle. _____
2. Nomme des propriétés macroscopiques.
________________________________________________________________
3. On suppose qu’une réaction est réversible lorsqu’ …
________________________________________________________________
Les facteurs modifiants l’équilibre chimique
Un état d’équilibre s’installe lorsque les deux réactions inverses deviennent
égales. Il est important de comprendre qu’à ce moment la concentration des
réactifs n’est pas nécessairement égale à la concentration des produits.
Pouvons-nous modifier cet état d’équilibre ? Pouvons-nous changer les
conditions afin de favoriser, pendant un moment, la réaction directe ou la
réaction inverse ? Dans l’affirmative, il se produira alors une modification des
concentrations des réactifs ou des produits et nous obtiendrons un nouvel
équilibre.
Lorsqu'une réaction est à l'état d'équilibre, si nous apportons une modification
quelconque (à la température, à la concentration ou à la pression), l'équilibre se
déplacera dans un sens tel qu'il s'opposera à cette modification pour tenter de
l'annuler.
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 2
Modification de la concentration
1. Quel sera l’effet sur l’état d’équilibre :
CO2(g) + H2(g) ⇌ CO(g) + H2O(g)
a)
 [H2(g)]
b)  [CO2(g)]
c)  [H2O(g)]
2. Quel sera l’effet sur l’état d’équilibre :
CO32-(aq) + H+(aq) ⇌ HCO3-(aq)
a)  [H+(aq)]
b)  [HCO3-(aq)]
c)  [CO32-(aq)]
Modification de la température
1. Quel sera l’effet sur les concentrations d’une augmentation de température ?
a) N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) + 92,4 kJ
b) 2 HI(g) + 10 kJ ⇌ H2(g) + I2(g)
2. Quel sera l’effet sur l’équilibre d’une diminution de température ?
a) 4 Fe(s) + 3 O2(g) ⇌ 2 Fe2O3(s) + 1600 kJ
b) CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g)
Marc Voyer
H = +180 kJ
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 3
3. Quel sera l’effet sur la température d’une augmentation de [O2(g)] ?
P4(s) + 5 O2(g) ⇌ P4O10(g) + 2900 kJ
4. Quel sera l’effet sur l’équilibre d’une diminution de [SCN-(aq)] ?
Fe3+(aq) + SCN-(aq) ⇌ FeSCN2+(aq) + Chaleur
Modification de la pression
1. Quel sera l’effet sur l’équilibre d’une augmentation de pression ?
a) N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
b) 2 Cl2(g) + 2 H2O(g) ⇌ 4 HCl(g) + O2(g)
c) 2 HI(g) ⇌ H2(g) + I2(g)
d) 3 Fe(s) + 4 H2O(g) ⇌ Fe3O4(s) + 4 H2(g)
e) CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g)
2. Quel sera l’effet sur la température d’une diminution de pression ?
a) ½ N2(g) + O2(g) + 33,8 kJ ⇌ NO2(g)
b) S8(s) + 12 O2(g) ⇌ 8 SO3(g)
Marc Voyer
H = -3168 kJ
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 4
Principe de Le Châtelier
Lorsque nous modifions un paramètre d’un système à l’équilibre, l’égalité des
vitesses est brisée et pendant un certain temps une des deux réactions va se
faire plus rapidement que l’autre entraînant alors une variation des
concentrations des réactifs ou des produits selon le cas.
Changement de concentration : Lorsqu’on augmente la concentration d’un ou
de plusieurs réactifs, le système réagit de façon à diminuer l’ajout qu’il subit.
Ainsi, si la concentration des réactifs augmente, la réaction directe sera
favorisée (favorise les produits) jusqu’à l’obtention d’un nouvel état d’équilibre. À
l’inverse, si nous augmentons la concentration des produits, la réaction inverse
sera favorisée (favorise les réactifs).
Changement de température : Lorsqu’on augmente la température d’un
système à l’équilibre, il réagit de façon à contrer cette hausse de température.
C’est alors la réaction endothermique (celle qui absorbe la chaleur) qui sera
favorisée. Si le système subit une baisse de température, c’est alors la réaction
exothermique (celle qui libère de la chaleur) qui sera favorisée.
Changement de pression : Lorsqu’il y a augmentation de la pression sur un
système gazeux à l’équilibre, il réagit toujours de manière à s’opposer à cette
modification. Pour ce faire, puisqu’une augmentation de pression a plus d’effet
lorsqu’il y a plus de moles de gaz, le système cherchera à diminuer la
concentration du côté qui possède le plus grand nombre de moles gazeuses,
donc favoriser la réaction vers le côté qui possède le plus petit nombre de moles
gazeuses. Alors, une diminution de pression favorise le côté qui possède le plus
grand nombre de moles gazeuses. De plus, si le nombre de moles de gaz est
identique de chaque côté, une modification de pression n’aura aucun effet.
Ajout d’un catalyseur : Puisque l’ajout d’un catalyseur diminue l’énergie
d’activation des réactions directe et inverse, les deux vitesses de réaction sont
augmentées simultanément sans entraîner de modification sur l’état d’équilibre.
L’équilibre est atteint plus rapidement, c’est tout!
C’est Henry Le Châtelier qui a formulé le principe qui nous permet de prévoir
facilement comment un système à l’équilibre va réagir suite à une modification.
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 5
1. On produit de l’hydrogène en fractionnant le méthane par la chaleur selon la
réaction d’équilibre suivante :
CH4(g) + 75 kJ ⇌ C(s) + 2 H2(g)
Énumérer toutes les conditions qui favoriseraient la formation d’hydrogène.
_____________________________________________________________
2. Quel serait l’effet d’une augmentation de la concentration d’oxygène (O2)
dans chacun des systèmes suivants ?
a) 2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g)
b) 4 HCl(g) + O2(g) ⇌ 2 H2O(g) + 2 Cl2(g)
c) H2O2(aq) ⇌ H2O(l) + ½ O2(g)
d) 2 CuO(s) ⇌ Cu2O(s) + ½ O2(g)
e) 2 C(s) + O2(g) ⇌ 2 CO(g)
3. Soit le système à l’équilibre suivant :
H2O(g) + C(s) + 131 kJ ⇌ CO(g) + H2(g)
Quelles seraient les conditions qui favoriserait la production de carbone ?
_____________________________________________________________
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 6
4. Quel serait l’effet d’une diminution de température sur chacun des systèmes
suivants. (Indiquer seulement si la réaction directe ou inverse est favorisée)
a) H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g)
H = - 5 kJ
__________
b) H2O(g) + C(s) + 131,8 kJ ⇌ CO(g) + H2(g)
__________
c) CO(g) + 2 H2(g) ⇌ CH3OH(g) + 116 kJ
__________
d) 6 C(s) + 3 H2(g) ⇌ C6H6(l)
H = + 49 kJ
__________
5. Énumérer toutes les conditions qui maximiseraient la production de
méthanol (CH3OH) selon la réaction d’équilibre suivante :
CO(g) + 2 H2(g) ⇌ CH3OH(g) + 116 kJ
_____________________________________________________________
6. Quel serait l’effet d’une diminution de volume sur chacun des systèmes
suivants ? (Indiquer seulement si la réaction directe ou inverse est favorisée)
a) 2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g)
__________
b) 2 CuO(s) ⇌ Cu2O(s) + ½ O2(g)
__________
c) 4 HCl(g) + O2(g) ⇌ 2 H2O(g) + 2 Cl2(g)
__________
d) H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g)
__________
e) N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
__________
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 7
7. Après avoir lu un article sur la pollution atmosphérique, un ami vous assure
que la formation des gaz responsables des pluies acides (le SO3, le SO2 et
le NO2) est favorisée lors des journées où la température et la pression
atmosphérique sont élevées. Vérifier son affirmation en indiquant pour
chacune des équations si ces conditions favorisent bien ces gaz.
1
3
S8(s) +
O2(g) ⇌ SO3(g) + 396 kJ
8
2
P
T
1
N2(g) + O2(g) + 33,8 kJ ⇌ NO2(g)
2
P
T
1
S8(g) + O2(g) ⇌ SO2(g)
8
H = - 297 kJ
P
T
8. Indiquer si chacune des affirmations suivantes est Vraie (V) ou Fausse (F).
A(s) + 2 B(aq) + 100 kJ ⇌ C(aq) + D(g)
a) Si nous augmentons [B], il se dégagera davantage de gaz.
b) Si nous diminuons [C], l’équilibre se déplace vers la droite.
c) Si l’équilibre se déplace vers la gauche, nous observons un dégagement
de chaleur.
d) Si nous augmentons le volume du récipient, [B] diminuera.
e) Si l’équilibre se déplace vers les produits, la quantité de A augmentera.
f) Si nous diminuons [B], l’équilibre se déplace dans le sens
endothermique.
g) Si nous chauffons le milieu dans lequel a lieu la réaction, le déplacement
de l’équilibre favorisera les réactifs.
h) Si nous ajoutons du A(s), l’équilibre se déplacera vers la droite.
i) Si nous ajoutons un catalyseur, la réaction directe est favorisée.
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 8
Chapitre 8 : L’étude quantitative de l’état d’équilibre
Les tables IRE
Soit une réaction réversible s’effectuant dans un système fermé. Au début
(initialement), il n’y a que des réactifs dans le système. La quantité de produits
est alors nulle. La réaction directe s’amorce et la quantité de réactif commence
à diminuer pendant que celle des produits augmente jusqu’à ce que le système
atteigne l’état d’équilibre. La quantité de réactifs et de produits se stabilisent.
Par exemple :
I
R
E
A2B
12
⇌
2A
+
B
4
I  Initialement
Nous plaçons par exemple 12 mol de A2B dans le système.
Il n’y a pas de produit dans le système. (Sauf avis contraire)
R  Réaction
Les quantités qui réagissent et qui sont formées au cours de la réaction
(entre le moment initial et l’équilibre).
E  Équilibre
Les quantités restantes à l’équilibre.
Du côté des réactifs  I – R
Du côté des produits  I + R
I
R
E
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
(6)
A2B
12
- 2(4)
10(6)
⇌
2A
0(1)
+ 4(2)
4
+
B
(1)
0
+ 2(3)
2(5)
Au début, il n’y a pas de produit dans le système.
Puisqu’il n’y a pas de produit initialement et qu’il y a 4 mol de A à
l’équilibre.
Selon les coefficients de proportion 2 A : 1 B.
Selon les coefficients de proportion 1 A2B : 1 B.
I+R
I–R
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 9
1. Compléter les tables IRE suivantes :
a)
I
R
E
2 HI(g)
8
⇌
H2(g)
0
+
I2(g)
0
2
b)
I
R
E
2 HI(g)
3
⇌
H2(g)
0
+
I2(g)
0
0,3
c)
I
R
E
2 HI(g)
5,2
⇌
H2(g)
0
+
I2(g)
0
⇌
H2(g)
0
+
I2(g)
0,8
4,1
d)
I
R
E
2 HI(g)
6
2
e)
I
R
E
2 NH3(g)
2,5
⇌
N2(g)
0
+
3 H2(g)
0
1,8
f)
I
R
E
Marc Voyer
2 NH3(g)
4,2
⇌
N2(g)
0
+
3 H2(g)
0
1,6
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 10
g)
I
R
E
2 NH3(g)
6
⇌
N2(g)
1
+
3 H2(g)
0
2,4
h)
I
R
E
2 NH3(g)
5,4
⇌
N2(g)
0
+
3 H2(g)
0
⇌
N2(g)
3
+
3 H2(g)
5
1,6
i)
I
R
E
2 NH3(g)
5,4
2
j)
I
R
E
2 CO2(g)
3,6
⇌
2 CO(g)
0
+
O2(g)
0
+
O2(g)
4
1,6
k)
I
R
E
2 CO2(g)
0
⇌
2 CO(g)
7
2
2. Le pentachlorure de phosphore (PCl5) se décompose pour former du
trichlorure de phosphore (PCl3) et du chlore (Cl2). On introduit 5,2 mol de
PCl5 dans une chambre à réaction. À l’équilibre, on ne mesure plus que 3,2
mol de PCl5. Quelles sont les quantités de tous les gaz présents à l’équilibre.
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 11
3. Nous effectuons une réaction dont l’équation est la suivante :
3A + 2B ⟶ C + 3D
Nous avons placé 15 mol de A et 10 mol de B dans un récipient. Lorsque les
quantités de C et de D ont cessé d’augmenter, nous trouvons qu’il reste 6
mol de B dans le récipient.
a) Quelle quantité de A, de C et de D trouverons-nous dans le récipient ?
_____________________________________________________________
b) La réaction est-elle complète à ce moment-là ? Justifier.
_____________________________________________________________
c) La réaction peut-elle être dans un état d’équilibre ? Justifier.
_____________________________________________________________
4. Nous effectuons une réaction dont l’équation est la suivante :
2A + B ⟶ C + 3D
Nous avons déposé 20 mol de A et 15 mol de B dans un récipient. La
réaction terminée, nous trouvons 5 mol de B non transformées dans le
récipient.
a) Calculer les quantités de A, de C et de D que nous trouverons dans le
récipient à la fin de la réaction.
_____________________________________________________________
b) La réaction se trouve-t-elle dans un état d’équilibre ? Justifier.
_____________________________________________________________
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 12
Notation pH
La notation pH est une autre façon d’exprimer la concentration en ions H+ d’une
solution donnée. Il représente le log de l’inverse de la concentration en ions H+.
pH   log[H  ]
[H  ]  10 pH
pH  pOH  14
1. Trouver le pH des solutions dont la [H+] est :
a)
b)
c)
d)
e)
2,7 x 10-4 mol/L
1,0 x 10-7 mol/L
1,6 x 10-3 mol/L
7,3 x 10-2 mol/L
0,00005 mol/L
2. Trouver la [H+] de chacune des solutions dont le pH est :
a)
b)
c)
d)
e)
2,5
3,6
6,5
10
12,5
3. Détermine le pOH des solutions dont le pH est :
a)
b)
c)
d)
e)
5,4
3,5
11,8
7
12
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 13
Les électrolytes forts et les électrolytes faibles
Nous avons vu, en quatrième secondaire, que lorsqu’une substance se dissout
dans l’eau et donne des ions positifs et négatifs, la solution permet le passage
d’un courant électrique. On disait de cette substance qu’elle était un électrolyte.
Le sel de table en est un exemple.
Cependant, les électrolytes ne se dissocient pas au même degré.
Électrolytes forts :
Substance qui se dissout complètement dans l’eau. Le courant électrique va
circuler fortement dans ces solutions. HCl, HNO3, H2SO4, NaOH et KCl en sont
des exemples.
100 % (ou presque) des molécules placées en solution s’ionisent.
Prenons le HCl :
I
R
E
HCl(aq)
100
⇌
H+(aq)
0
+
Cl-(aq)
0
On détermine le pourcentage de dissociation à l’aide de la formule suivante :
Pourcentage de dissociation =
%
ionisation
=
Quantité dissociée
X 100
Quantité initiale
R
X 100
I
Le pourcentage de dissociation se nomme parfois : Le rendement
Puisque le HCl est un électrolyte fort, son pourcentage d’ionisation est 100 %.
Comme tous les électrolytes forts. Et puisque la réaction est complète, le
système n’atteint pas un état d’équilibre.
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 14
Électrolytes faibles :
Substances qui peuvent se dissoudre dans l’eau mais qui s’ionisent très peu.
Ce ne sont pas toutes les molécules qui se séparent en ions. Une partie
seulement des molécules qui se dissolvent vont s’ioniser. Pour une même
concentration qu’un électrolyte fort, la conductibilité de la solution est beaucoup
plus faible.
L’acide cyanidryque est un électrolyte faible. Si nous plaçons 0,2 mol de HCN
dans 500 mL d’eau, seulement 0,01 % de cette quantité se dissocie.
HCN(aq)
0,2 mol
I
R
E
⇌
H+(aq)
0 mol
CN-(aq)
0 mol
+
Il existe une autre version de table IRE, c’est la table [I][R][E]. Ce sont les
concentrations lors de la réaction.
HCN(aq)
0,4 mol/L
[I]
[R]
[E]
⇌
H+(aq)
0 mol/L
CN-(aq)
0 mol/L
+
ou
V=
0,5 L
1L
I
R
E
[E]
HCN(aq)
0,2 mol
⇌
H+(aq)
0 mol
+
CN-(aq)
0 mol
Quel est le pH de cette solution de HCN ?
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 15
La constante d’équilibre
En utilisant le principe de Le Châtelier, nous pouvons prévoir qualitativement de
quelle façon le système va réagir suite à un changement de concentration, de
température ou de pression.
Il existe une relation mathématique qui demeure constante lorsque nous
apportons une modification à un système à l’équilibre. Cette relation est entre
les concentrations des réactifs et des produits.
Cette relation a été observée la première fois par 2 norvégiens, Gulberg et
Waage. Le premier était mathématicien et le second, chimiste. À l’époque,
comme la notion de mole était inconnue, ils exprimèrent la relation en fonction
des masses des réactifs et des produits. C’est pourquoi on parlait de la loi
d’action de masse. Maintenant, comme la relation est fonction des
concentrations molaires, on parle plutôt de « l’expression de la constante
d’équilibre ».
Pour l’équation générale suivante :
aA + bB ⇌ cC + dD
l’expression de la constante s’écrit :
[C ]c [D]d
Kc 
[ A]a [B]b
Si K  1  favorise Rx directe
Si K  1  favorise Rx inverse
c’est-à-dire que pour une réaction à l’équilibre, à une température donnée, la
valeur de la constante correspond au produit des concentrations des produits
sur le produit des concentrations des réactifs, chacune des concentrations étant
affectée d’un exposant égal à son coefficient stoechiométrique dans l’équation
balancée.
Lorsque survient un changement de concentration, de volume ou de pression, le
système réagit conformément au principe de Le Châtelier et lorsque le nouvel
état d’équilibre est atteint, la valeur de la constante reste la même.
Puisque les solides et les liquides n’ont pas de concentration (100 %),
l’expression de la constante ne dépend que des gaz et des solutions aqueuses.
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 16
1. Écrire l’expression de la constante d’équilibre pour les réactions suivantes :
a) N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
b) 2 NO(g) + O2(g) ⇌ 2 NO2(g)
c) 4 HCl(g) + O2(g) ⇌ 2 H2O(g) + 2 Cl2(g)
d) CH3COOAg(s) ⇌ CH3COO-(aq) + Ag+(aq)
e) CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g)
f)
H2O(l) ⇌ H+(aq) + OH-(aq)
g) H2SO4(aq) + H2O(l) ⇌ HSO4-(aq) + H3O+(aq)
h) H2O(g) ⇌ H2O(l)
i)
½ N2(g) + O2(g) + 33,8 kJ ⇌ NO2(g)
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 17
2. Soit la réaction suivante :
HB(aq) ⇌ H+(aq) + B-(aq)
On place 0,25 mol d’acide (HB) dans un contenant de 500 mL.
On mesure un pH de 2,25.
a) Quelle est l’expression de la constante d’équilibre ?
b) Faire la table [I][R][E].
c) Quelle est la valeur de la constante d’équilibre ?
d) Quel est le rendement de la réaction ?
e) Est-ce la réaction directe ou inverse qui est favorisée ?
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 18
La constante d’équilibre à partir des pressions partielles
Nous venons de voir la constante d’équilibre en fonction des concentrations que
l’on symbolise par Kc. Maintenant, dans le cas où des réactions où les réactifs et
les produits sont en phase gazeuse, il est plus pratique de mesurer les
pressions partielles que la concentration. On calcule alors la constante
d’équilibre à partir des pressions partielles Kp.
Pour l’équation générale suivante :
aA + bB ⇌ cC + dD
l’expression de la constante s’écrit :
(PC )c (PD )d
Kp 
(PA )a (PB )b
Si K  1  favorise Rx directe
Si K  1  favorise Rx inverse
Puisque la pression n’affecte que les gaz, l’expression de la constante ne
dépend que des gaz.
1. Écrire l’expression de la constante d’équilibre pour les réactions suivantes :
a) N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
b) 2 NO(g) + O2(g) ⇌ 2 NO2(g)
c) CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g)
d) H2O(l) ⇌ H+(aq) + OH-(aq)
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 19
2. La réaction suivante atteint l’équilibre à une certaine température.
N2(g) + O2(g) ⇌ 2 NO(g)
Une fois l’équilibre atteint, on note ces résultats :
Substance
Pression partielle
(kPa)
N2
15,20
O2
33,43
NO
5,07
Quelle est la constante d’équilibre de cette réaction à cette température ?
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 20
Signification de la valeur numérique de K
Nous savons déjà que la valeur de la constante K nous permet de savoir qui
des réactifs ou des produits, sont favorisés à l’équilibre. Plus la valeur de la
constante est élevée, plus les produits sont favorisés à l’équilibre. Plus la
constante est petite, plus les réactifs sont favorisés.
Si K  1  favorise Rx directe car [P]  [R]
Si K  1  favorise Rx inverse car [P]  [R]
Modification de la valeur numérique de K
Nous savons que lorsque nous modifions la concentration, la valeur de la
constante n’est pas affectée.
Nous savons également que la modification de la pression n’affecte pas la
valeur de la constante.
Seule une modification de la température fait varier la valeur numérique de la
constante d’équilibre.
Par exemple :
Voici les concentrations à l’équilibre et la valeur de la constante à différentes T.
Une réaction exo!
2 SO2(g) +
O2(g)
⇌ 2 SO3(g) + Q
Constante K
650 K
0,03
2,63
10,12
4,34 x 104
750 K
0,29
2,77
9,86
4,14 x 102
850 K
1,37
3,31
8,78
1,23 x 101
950 K
3,53
4,39
6,62
7,99 x 10-1
1050 K
5,93
5,59
4,22
9,04 x 10-2
Si nous augmentons la température du système, la réaction endo est
favorisée (qui est la réaction inverse) : la concentration des produits diminue et
celle des réactifs augmente. La valeur de la constante diminue.
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 21
Autre exemple :
Voici les concentrations à l’équilibre et la valeur de la constante à différentes T.
Une réaction endo!
2 HI(g) + Q
⇌ H2(g)
+
I2(g)
Constante K
300 K
4,83
0,08
0,38
1,38 x 10-3
400 K
4,65
0,17
0,47
3,81 x 10-3
500 K
4,47
0,26
0,56
7,39 x 10-3
600 K
4,31
0,34
0,64
1,18 x 10-2
700 K
4,17
0,41
0,71
1,69 x 10-2
Si nous augmentons la température du système, la réaction endo est
favorisée (qui est la réaction directe) : la concentration des produits augmente et
celle des réactifs diminue. La valeur de la constante augmente.
Donc en résumé :
Il n’y a que la température qui fait varier la valeur de la constante et ce, de la
façon suivante :
Si la réaction est exothermique, une  de T cause une  de K.
Et
Si la réaction est endothermique, une  de T cause une  de K.
1. Soit la réaction : 2 A(g) + B(g) ⇌ C(g) + 2 D(g)
Trouver la valeur de la constante d’équilibre si, à l’équilibre, les
concentrations des substances A, B, C et D sont respectivement de 1 mol/L,
2 mol/L, 4 mol/L et 3 mol/L
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 22
2. Soit la réaction : A(g) + 2 B(g) ⇌ 2 C(g)
Sachant que la valeur de la constante d’équilibre est de 0,50 et que les
concentrations des substances A et B que l’on retrouve à l’équilibre sont
respectivement de 0,1 mol/L et 0,6 mol/L. Trouver la concentration de la
substance C à l’équilibre.
3. On mélange 0,160 mol d’une substance A et 0,080 mol d’une substance B
dans un ballon de 2 L. Une fois l’équilibre atteint, on retrouve 0,060 mol de
chacun des produits C et D. Trouver la valeur de la constance d’équilibre
sachant que l’équation de la réaction est :
2 A(aq) + B(aq) ⇌ C(aq) + D(aq)
4. Dans 500 mL de solution, on retrouve 0,2 mol de A, 0,3 mol de B, 0,18 mol
de C et 3,4 mol de D à l’équilibre. Sachant que l’équation de la réaction est
la suivante, trouver la valeur de la constante d’équilibre.
A(aq) + 2 B(aq) ⇌ C(aq) + D(s)
5. Pour les numéros 1 à 4, dire si la réaction favorise les réactifs ou les
produits.
_____________________________________________________________
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 23
6. Connaissant la valeur de la constante d’équilibre de chacun des trois
systèmes suivants, dire quelle réaction favorise plus la réaction directe (sera
la plus complète).
a) AgI(s) ⇌ Ag+(aq) + I-(aq)
K = 8,5 x 10-17
b) AgBrO3(s) ⇌ Ag+(aq) + BrO3-(aq)
K = 5,4 x 10-5
c) AgIO3(s) ⇌ Ag+(aq) + IO3-(aq)
K = 3,1 x 10-8
7. Dans trois béchers d’eau distillée, on dissout les trois substances suivantes :
CaSO4(s) ⇌ Ca2+(aq) + SO42-(aq)
K = 6,1 x 10-5
PbSO4(s) ⇌ Pb2+(aq) + SO42-(aq)
K = 1,3 x 10-8
Ag2SO4(s) ⇌ 2 Ag+(aq) + SO42-(aq)
K = 1,2 x 10-5
Laquelle des trois substances donnera la plus grande concentration en ions
SO42- sachant qu’au départ on a placé le même nombre de soluté par
volume de solution.
_____________________________________________________________
8. Soit le système suivant : N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) + 92,4 kJ
a) Qu’arrive-t-il de la concentration des réactifs si on augmente la
température ? Qu’arrive-t-il de la valeur de K ?
_____________________________________________________________
b) Qu’arrive-t-il de la concentration des produits si on augmente la
température ? Qu’arrive-t-il de la valeur de K ?
_____________________________________________________________
c) Qu’arrive-t-il de la valeur de K si on réchauffe le système ?
_____________________________________________________________
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 24
9. Soit le système : 2 Cl2(g) + 2 H2O(g) ⇌ 4 HCl(g) + O2(g)
H = 113 kJ
Quel sera l’effet d’une diminution de température sur la valeur de K ?
_____________________________________________________________
10. Soit la réaction : CO(g) + ½ O2(g) ⇌ CO2(g)
H = - 283 kJ
a) Donner tous les moyens d’augmenter la production de CO(g).
_____________________________________________________________
b) Donner tous les moyens d’augmenter la production de CO2(g).
_____________________________________________________________
c) Donner tous les moyens d’augmenter la température.
_____________________________________________________________
d) Donner tous les moyens d’augmenter la valeur de K.
__________________________________________________________
11. Soit les trois réactions d’équilibre représentées par les équations suivantes :
H3PO4(aq) ⇌ H+(aq) + H2PO4-(aq)
K = 7,1 x 10-3
HNO3(aq) ⇌ H+(aq) + NO3-(aq)
K = 5,1 x 10-4
CH3COOH(aq) ⇌ H+(aq) + CH3COO-(aq)
K = 1,8 x 10-5
Lequel des trois acides est le plus acide ?
__________________________________________________________
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 25
12. Soit la réaction : H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g)
K = 54,4
a) Quelle est la valeur de la constante de la réaction inverse ?
2 HI(g) ⇌ H2(g) + I2(g)
_____________________________________________________________
b) Quelle est la valeur de la constante de la réaction suivante ?
2 H2(g) + 2 I2(g) ⇌ 4 HI(g)
_____________________________________________________________
13. Soit la réaction suivante : C(s) + O2(g) ⇌ CO2(g) + 394,1 kJ
À une certaine température et dans un contenant de 5 L, la réaction débute
avec 6 mol de O2(g) et 3 mol de C et l’on retrouve à l’équilibre 2 mol de CO2.
Faire la table IRE
Trouver :
a) le nombre de mole d’oxygène à l’équilibre.
b) La concentration du CO2 à l’équilibre.
c) La valeur de K.
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 26
Constante de dissociation de l’eau
1. Si l’on plonge un pH mètre dans un bécher contenant de l’eau distillée,
quelle valeur obtient-on ?
_____________________________________________________________
2. Quel renseignement nous donne le pH ?
_____________________________________________________________
3. Pourquoi y-a-t-il présence de H+ dans l’eau pure ?
_____________________________________________________________
4. Quelle est l’équation de la dissociation ionique de l’eau ?
_____________________________________________________________
5. Sachant la [H+], quelle est la [OH-] ?
_____________________________________________________________
6. Quelle est l’expression de la constante de dissociation de l’eau ?
_____________________________________________________________
7. Quelle est la valeur de la constante ?
_____________________________________________________________
8. Si l’on ajoute des ions H+, qu’arrive-t-il de la valeur du pH ?
_____________________________________________________________
9. Maintenant, si l’on ajoute des ions OH-, qu’arrive-t-il de la valeur du pH ?
_____________________________________________________________
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 27
Pour résumer,
Solution neutre : [H+] = [OH-]
Solution acide : [H+] > [OH-]
Solution basique : [H+] < [OH-]
Échelle pH
Nous savons déjà que :
pH   log[H  ]
[H  ]  10 pH
pOH   log[OH  ]
[OH  ]  10 pOH
pH  pOH  14
et
Keau  [H  ][OH  ]  1x1014
Il est donc très facile de calculer le pH, le pOH, la [H+] et la [OH-] de n’importe
quelle des solutions aqueuses !!!
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 28
1. En se basant sur la valeur de la constante de dissociation de l’eau,
compléter le tableau suivant :
[H+]
[OH-]
pH
pOH
Nature
1 x 10-6
3,2
1 x 10-7
3,87 x 10-8
4,6
2. Combien de fois une solution dont le pH est de 2 est-elle plus acide qu’une
autre dont le pH est de 5 ?
3. Déterminer le pH d’une solution de KOH (0,001 mol/L) si l’on sait que c’est
un électrolyte fort ?
4. Soit 2 L d’une solution électrolytique forte de NaOH (0,1 mol/L). Quelle est la
concentration en ions H+ ?
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 29
5. Quelle est la concentration en ions OH- d’une solution de 500 mL de vinaigre
(CH3COOH) qui contient 1,5 x 10-2 mol/L d’ions H+ ?
6. On dissout 0,4 g de NaOH(s) (un électrolyte fort) dans suffisamment d’eau
pour obtenir un volume total de 2 L de solution. Trouver le pH et le pOH de
la solution.
7. Déterminer le pH et le pOH d’une solution NH4OH [0,5 mol/L] sachant que le
pourcentage d’ionisation est de 0,02 %.
8. Un litre de solution de HNO3 [0,2 mol/L] possède un pH de 2,9. Quel est le
pourcentage d’ionisation de cet acide ?
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 30
Acide et base
Les acides sont des substances qui produisent des ions H+ en solution. Et les
bases sont des producteurs de OH- ou simplement des acepteurs de H+.
Acide :
HCl(aq) ⟶ H+(aq) + Cl-(aq)
Base :
KOH(aq) ⟶ K+(aq) + OH-(aq)
Force d’un acide
Acide fort :
Les acides qui se dissocient complètement, ou presque, en
solution aqueuse pour libérer des ions H+.
Un acide fort est un électrolyte fort.
Acide faible :
Les acides qui en solution aqueuse s’ionisent très peu pour
libérer des ions H+.
Un acide faible est un électrolyte faible.
Constante d’acidité (Ka)
La constante d’équilibre d’un acide se calcule de la même façon que n’importe
quelle substance. Cependant, une information supplémentaire peut être
trouvée; la force de l’acide.
Puisque Ka correspond à la concentration des produits divisée par la
concentration des réactifs et que les ions H+ se trouve dans les produits, nous
constatons que plus la concentration en ions H+ est élevée, plus Ka sera élevée.
De plus, puisque la concentration en ions H+ est élevée, la valeur du pH sera
basse.
En résumé:
Si [H+] est grande, Ka est grande, le pH est petit, donc c’est un acide fort !
Si [H+] est petite, Ka est petite, le pH est grand, donc c’est un acide faible !
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 31
1. Nous dissolvons 4 x 10-4 mol d’acide très faible dans 1 litre d’eau. Nous
obtenons alors un pH de 5. Quelle est la valeur de Ka de cet acide ?
2. Connaissant la constante d’acidité de chacun de ces acides, dire lequel
donnera le pH le plus bas pour des concentrations identiques.
HF : Ka = 6,7 x 10-4
HCN : Ka = 7 x 10-10
3. On dissout 6 g de CH3COOH dans 10 L d’eau. Sachant que cet acide
s’ionise à 10 %, quel est le pH de la solution et la valeur de Ka ?
4. Un acide très faible HA [0,01 mol/L], a une Ka de 1 x 10-9. Quel est le pH et
le pourcentage d’ionisation de cet acide ?
5. L’acide carbonique, H2CO3(aq), est un acide faible qui se dissocie en deux
étapes. Écrire les équations représentant les 2 étapes successives
d’ionisation.
(1) _______________ ⟶ _______________ + _______________
(2) _______________ ⟶ _______________ + _______________
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 32
La constante du produit de solubilité
Une solution saturée qui contient du soluté non dissous déposé au fond du
contenant est un exemple de système à l’équilibre. Dans ce cas, on est en
présence d’un équilibre de solubilité. Pour connaître la quantité de soluté
présent dans la solution saturée, il faut examiner la solubilité du soluté qui est
dissous.
La solubilité d’une substance correspond à la quantité maximale de substance
qui se dissout dans un volume donné de solvant à une température donnée.
Pour l’équation générale suivante :
XnYm(s) ⇌ n X+(aq) + m Y-(aq)
l’expression de la constante s’écrit :
  Y 
K ps  X 
n
 m
La constante du produit de solubilité permet de classer les composés selon leur
solubilité. Ainsi, lorsqu’on compare des composés qui comportent des ions dans
les mêmes proportions, on s’aperçoit que plus un composé est soluble dans
l’eau, plus la valeur de la constante du produit de solubilité est grande.
1. Écrire l’expression de la constante du produit de solubilité des sels peu
solubles suivant.
a) CuCl2
b) Ag2SO4
c) BaCl2
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 33
2. La solubilité maximale du cyanure d’argent (AgCN) est de 1,5 x 10-8 mol/L à
25 °C. Quelle est la valeur de la constante du produit de solubilité du
cyanure d’argent ?
3. La solubilité du carbonate d’argent (Ag2CO3) est de 3,6 x 10-3 g/100 mL de
solvant à 25 °C. Quelle est la valeur de la constante du produit de solubilité
pour le carbonate d’argent ?
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 34
4. Quel est la solubilité (en g/L) du fluorure de calcium (CaF2) dans l’eau si sa
constante de solubilité est de 4,14 x 10-11 ?
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 35
Réponses
L’équilibre chimique (page 2)
1.
2.
3.
a) SO
b) SF
c) SF
d) SO
Quantité, Volume, Température, Couleur, Pression, etc.
il y a présence de réactifs et de produits en même temps.
e) SO
Modification de la concentration (page 3)
1.
2.
a) [CO2] [CO] [H2O]
b) [H2] [CO] [H2O]
c) [CO2] [H2] [CO]
a) [CO32-] [HCO3-]
b) [CO32-] [H+]
c) [H+] [HCO3-]
(réaction directe favorisée)
(réaction inverse favorisée)
(réaction inverse favorisée)
(réaction inverse favorisée)
(réaction directe favorisée)
(réaction directe favorisée)
Modification de la température (pages 3-4)
1.
2.
3.
4.
a) [N2] [H2] [NH3]
b) [HI] [H2] [I2]
a) Fe [O2] Fe2O3
b) CaCO3 CaO [CO2]
T
[Fe3+] [FeSCN2+] T
(réaction inverse favorisée)
(réaction directe favorisée)
(réaction directe favorisée)
(réaction inverse favorisée)
(réaction inverse favorisée)
Modification de la pression (page 4)
1.
2.
a) [N2] [H2] [NH3]
b) [Cl2] [H2O] [HCl] [O2]
c) aucun effet
d) aucun effet
e) CaCO3 CaO [CO2]
a) T
Marc Voyer
(réaction directe favorisée)
(réaction inverse favorisée)
(réaction inverse favorisée)
b) T
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 36
Principe de Le Châtelier (pages 6-8)
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
[CH4] [H2] T P V
(réaction directe favorisée)
a) [SO2] [SO3]
(réaction directe favorisée)
b) [HCl] [H2O] [Cl2]
(réaction inverse favorisée)
c) [H2O2(aq)] H2O(l)
(réaction inverse favorisée)
d) CuO Cu2O
(réaction directe favorisée)
e) C [CO]
[H2O] [CO] [H2] T P V
a) réaction directe favorisée
b) réaction inverse favorisée
c) réaction directe favorisée
d) réaction inverse favorisée
[CO] [H2] T P V
a) réaction directe favorisée
b) réaction inverse favorisée
c) réaction directe favorisée
d) aucune n’est favorisée
e) réaction directe favorisée
Son affirmation est vraie pour la production de NO2 mais fausse pour les
deux autres.
a) V
b) V
c) V
d) V
e) F
f) F
g) F
h) F
i) F
Les tables IRE (pages 10-12)
1.
2.
3.
4.
…
PCl5 = 3,2 mol
PCl3 = 2 mol
Cl2 = 2 mol
a) A = 9 mol
C = 2 mol
D = 6 mol
b) Non, il reste des réactifs
c) Oui, cessé d’augmenter
a) A = 0 mol
C = 10 mol
D = 30 mol
b) Complète, il n’y a plus de A
Notation pH (page 13)
1.
2.
3.
a) 3,57
b) 7
c) 2,8
-3
-4
a) 3,16 x 10
b) 2,51 x 10
c) 3,16 x 10-7
a) 8,6
b) 10,5
c) 2,2
Marc Voyer
d) 1,14
d) 1 x 10-10
d) 7
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
e) 4,3
e) 3,16 x 10-13
e) 2
Page 37
La constante d’équilibre (pages 17-18)
1.
2.
…
H  B 


a) kc
b) …

HB
d) % ion = 1,12 %
c) Kc = 6,3965 x 10-5
e) inverse
La constante d’équilibre à partir des pressions partielles (pages 19-20)
1.
2.
…
Kp = 0,05
Modification de K (pages 22-26)
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
K = 18
[C] = 0,134 mol/L
K = 225
K = 2,5
134 P et 2 R
B
CaSO4
a) [R]  et K 
b) [P]  et K 
c) K 
K
a) [O2] [CO2] T P V
b) [CO] [O2] T P V
c) [CO] [O2] [CO2] P V
c) T
11. H3PO4
12. K = 0,0184 (1/54,4)
13. a) nO2 = 4 mol
b) [CO2] = 0,4 mol/L
c) K = 0,5
Constante de dissociation de l’eau (pages 29-30)
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
1000 X
pH = 11
[H+] = 1 x 10-13 mol/L
[OH-] = 6,67 x 10-13 mol/L
pH = 11,7
pOH = 2,3
pH = 10
pOH = 4
%ion = 0,63 %
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 38
Constante d’acidité (Ka) (page 32)
1.
2.
3.
4.
5.
Ka = 2,5 x 10-7
HF
pH = 3
pH = 5,5
(1) H2CO3(aq) 
(2) HCO3-(aq) 
Ka = 1,11 x 10-4
%ion = 0,03 %
H+(aq) + HCO3-(aq)
H+(aq) + CO32-(aq)
Constante du produit de solubilité (Kps) (pages 33-35)
1.
2.
3.
4.
…
Kps = 2,25 x 10-16
Kps = 8,8 x 10-12
s = 0,017 g/L
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 39
Notes personnelles
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 40
Notes personnelles
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 41
Notes personnelles
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 42
Notes personnelles
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 43
Notes personnelles
Marc Voyer
Chimie : Partie 4 : L’équilibre chimique : Chapitres 7 et 8
Page 44