L`étude qualitative de l`état d`équilibre
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11120_cyr_ch_07-p293-304_Layout 1 2013-06-05 10:18 Page295 CHAPITRE 7 7.1 ■ Le smog, un brouillard épais formé de particules de suie et de gouttes d’eau, recouvre parfois le centre-ville de Montréal. L’étude qualitative de l’état d’équilibre Notre planète est un immense système qui tend constamment vers l’équilibre. Qu’est-ce que l’équilibre ? Quelles sont les conditions pour atteindre l’équilibre ? Quels facteurs peuvent le perturber ? 295 11120_cyr_ch_07-p293-304_Layout 1 2013-06-05 10:18 Page296 D Dans ce chapitre, nous ferons l’étude qualitative de l’état d’équilibre et des facteurs qui l’influencent. Cela nous permettra de prévoir l’évolution des systèmes dont les conditions ont été modifiées. Qu’est-ce que l’équilibre chimique ? 7.1 Jusqu’à maintenant, nous avons vu que des transformations peuvent se réaliser dans les deux sens. ● Si on interprète l’équation de gauche à droite : H2O(l) ➞ H2O(g) Réaction directe : vaporisation ● Si on interprète l’équation de droite à gauche : H2O(l) ➞ H2O(g) Réaction inverse : condensation CONCEPT DÉJÀ VU o Transformations physiques et chimiques ➞ LABO La synthèse et la décomposition, la respiration et la photosynthèse sont d’autres exemples de transformations qui s’effectuent dans les deux sens. 23. L’OBSERVATION D’UN ÉTAT D’ÉQUILIBRE De plus, nous n’avons considéré que des réactions complètes, selon des proportions définies. DÉFINITION Toutefois, malgré la présence de réactifs en quantité suffisante et de conditions favorables, de nombreuses transformations ne parviennent pas à se réaliser complètement. Les réactifs coexistent alors avec les produits d’une même transformation; il s’agit d’une réaction incomplète. Par exemple, ÉTYMOLOGIE l’eau d’un lac ne gèle pas complètement en hiver, même «Sédiment» vient du mot si la température du milieu environnant descend sous latin sedimentum, qui sile point de congélation. Le calcaire (CaCO3), qui gnifie «tassement, fond», forme les roches sédimentaires et qu’on trouve diset du verbe italien sedere, « être assis, séjourner, sous dans les cours d’eau, ne précipite pas complètedemeurer fixé». ment, même s’il s’agit d’un sel peu soluble. Pourquoi ces réactions sont-elles incomplètes ? C’est que des réactifs se transforment en produits, tandis qu’au même moment des produits se transforment en réactifs. Ces réactions s’effectuent dans les deux sens en même temps. On dit que ce sont des réactions réversibles : la réaction directe et la réaction inverse se produisent simultanément. En théorie, dans des conditions favorables, toute réaction est réversible. En pratique, certaines le sont plus facilement que d’autres. 296 7.2 Malgré des températures hivernales, l’eau de ce lac n’est pas complètement gelée. PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE © ERPI Reproduction interdite Une réaction complète survient lorsque au moins un des réactifs d’une transformation s’est complètement transformé en produits. 11120_cyr_ch_07-p293-304_Layout 1 2013-06-05 10:18 Page297 DÉFINITION Une réaction réversible survient lorsque, au même moment et au même endroit, les réactifs se transforment en produits et les produits se transforment en réactifs. Pour représenter une réaction réversible, on utilise deux demi-flèches pointant en sens opposés, superposées l’une à l’autre, comme ceci : Réactifs Produits En guise d’exemple, prenons la réaction réversible de la dissolution et de la préci pitation du carbonate de calcium, qui se traduit par l’équation suivante : Ca2+(aq) + CO32-(aq) CaCO3(s) Le carbonate de calcium, un électrolyte, est notamment sécrété par les coraux. Il s’ionise dans l’eau, formant des ions Ca2+, dont la présence est caractéristique de l’eau dure et contribue à la salinité de l’eau de mer. Comme il s’agit d’un sel peu soluble, il précipite. C’est ce précipité qui forme les structures spectaculaires des récifs coralliens. 25 °C 25 °C H2O(l) Phase liquide 25 °C H2O(g) H2O(g) H2O(l) H2O(l) Phases liquide et gazeuse Équilibre des phases liquide et gazeuse ANIMATION Note : À 25 °C, l’augmentation de pression équivaudrait à 3,2 kPa (voir le chapitre 2), soit la pression de vapeur de l’eau. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ THÉORIE CHAPITRE Trois ballons reliés à un manomètre. CHIMIE © ERPI Reproduction interdite 7.4 7 ■ Illustrons de nouveau le phénomène de réaction réversible, cette fois à partir d’une manipulation faite en laboratoire. ● On met de l’eau dans un contenant, qu’on ferme. 7.3 Le contenant ne contient alors que de l’eau sous forme liquide et une certaine quantité d’air (voir la La dissolution et la précipitation du carbonate de calcium est caractéristique des récifs coralliens. FIGURE 7.4). ● De la vapeur d’eau se forme peu à peu à la surface du liquide : c’est le début de l’évaporation. La pression augmente alors graduellement en fonction du nombre de molécules de gaz formées. ● La pression partielle du gaz finit par égaler la pression de la vapeur d’eau associée à la température du système. À cette étape, il n’y a plus de changements apparents : le volume d’eau, la pression, la température sont constants. 297 11120_cyr_ch_07-p293-304_Layout 1 2013-06-05 10:18 Page298 À vue d’œil, aucune transformation ne semble avoir lieu. Dans les faits, il y a une transformation perpétuelle entre les molécules d’eau liquide et la vapeur d’eau. Comme les quantités de molécules de chaque phase ne varient pas, on peut supposer que la vitesse d’évaporation de l’eau est égale à la vitesse de condensation de la vapeur. On dit alors qu’il y a un équilibre entre l’eau dans sa phase liquide et l’eau dans sa phase gazeuse. DÉFINITION L’équilibre est un état dans lequel la vitesse de la réaction directe (vdir ) est égale à la vitesse de la réaction inverse (vinv ). vdir = vinv L’ équilibre a un caractère dynamique puisqu’il y a un échange perpétuel entre les réactifs et les produits. C’est pour cette raison qu’on parle souvent d’«équilibre dynamique», par opposition à «équilibre statique», où il n’y a pas d’échange possible. « Équilibre » vient du latin æquilibrium, qui signifie «exactitude des balances». Comme la bouteille ne contient qu’une substance en phase liquide, il s’agit d’un exemple d’équilibre statique. 7.6 L’échange perpétuel entre un liquide et sa vapeur est un exemple d’équilibre dynamique. © ERPI Reproduction interdite 7.5 ÉTYMOLOGIE Le système d’emprunt de livres dans une bibliothèque est une analogie qui illustre bien ce qu’est un état d’équilibre. Si le nombre d’emprunts est égal au nombre de retours, la quantité de livres à la bibliothèque demeure constante. On dit alors que le système formé par la bibliothèque est à l’équilibre. De plus, il s’agit d’un équilibre dynamique puisque ce ne sont pas toujours les mêmes livres qu’on trouve sur les rayons de la bibliothèque. L’équilibre peut être physique ou chimique. Il est physique lors qu’il est associé à une transformation physique, par exemple l’équilibre entre un liquide et sa vapeur. Il est chimique lorsqu’il est associé à une transformation chimique. Par exemple, la synthèse du HI : H2(g) Incolore 298 + I2(g) Violet 7.7 L’emprunt et le retour des livres dans une bibliothèque illustrent bien l’état d’équilibre. 2 HI(g) Incolore PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE 11120_cyr_ch_07-p293-304_Layout 1 2013-06-05 10:18 Page299 Cette observation est confirmée par l’analyse de la FIGURE 7.8. Ainsi, à partir du temps te , il n’y a plus de changements apparents : les concentrations des réactifs et des produits demeurent constantes. La réaction semble complètement arrêtée. Toutefois, grâce à nos connaissances des transformations de la matière, nous savons que ce n’est pas le cas : le système a simplement atteint l’équilibre. La vitesse de la synthèse de l’iodure d’hydrogène est alors égale à la vitesse de sa décomposition. 7.8 LES VARIATIONS DE CONCENTRATION DE H2, DE I2 ET DE HI EN FONCTION DU TEMPS Concentration (mol/L) Si on effectue cette transformation dans un milieu clos, on peut suivre la progression de la réaction par la disparition de la couleur violette, caractéristique du diiode gazeux. Après un certain temps, la cou leur se stabilise : son intensité ne change plus. On en déduit que les réactifs ne se sont pas complètement transformés en produits. [H2] = [I2] [HI] te Temps (s) Les conditions nécessaires pour atteindre l’équilibre Comme l’équilibre n’est pas visible, il importe d’établir des critères pour le reconnaître. Ainsi, pour atteindre l’équilibre, un système doit respecter trois conditions : 1. Contenir une réaction réversible. 2. S’effectuer dans un système fermé. 3. Présenter des propriétés macroscopiques constantes. 7 CHAPITRE Voyons plus en détail ce qu’implique chacune des conditions. ■ Une réaction réversible s’effectue dans les deux sens. Elle implique la présence, au même moment et au même endroit, de tous les réactifs et de tous les produits d’une même transformation. S’il manque un réactif ou un produit, la réaction est irréversible. Voici des exemples où la réaction est irréversible : ● Si un ou plusieurs réactifs sont complètement transformés en produits, c’està-dire qu’il y a eu réaction complète. ● S’il y a perte d’un produit dans le milieu environnant. Cette condition est intimement liée au système dans lequel la transformation s’effectue : système ouvert ou fermé (condition 2). CHIMIE © ERPI Reproduction interdite 1. CONTENIR UNE RÉACTION RÉVERSIBLE 2. S’EFFECTUER DANS UN SYSTÈME FERMÉ Qu’est-ce qu’un système fermé ? Voyons d’abord ce qu’est un système ouvert (voir aussi le chapitre 5). Prenons l’exemple d’une bouteille d’eau. Si la bouteille est ouverte, la vapeur résultant de l’évaporation de l’eau s’échappera du contenant. La bouteille constitue alors un système ouvert pour cette transformation. DÉFINITION Un système ouvert est un système réactionnel qui permet un échange de matière, un gain ou une perte, avec le milieu environnant. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ THÉORIE 299 11120_cyr_ch_07-p293-304_Layout 1 2013-06-05 10:18 Page300 Toutefois, un contenant ouvert n’est pas nécessairement un système ouvert. Si on étudie une solution sursaturée de sucre, que la bouteille soit ouverte ou fermée n’a aucune incidence. Il s’agit d’un système fermé car, pour la dissolution et la précipitation du sucre, le sucre dissous et le sucre solide ne peuvent pas s’échapper du contenant. DÉFINITION Un système fermé est un système réactionnel qui ne permet ni gain ni perte de matière. H2O(l) ➞ H2O(g) 7.9 Une bouteille ouverte constitue un système ouvert pour l’évaporation de l’eau. H2O(l) H2O(g) Sucre(s) 7.10 Sucre(aq) 7.11 Une bouteille fermée constitue un système fermé pour l’évaporation de l’eau. Même ouverte, une bouteille constitue un système fermé pour la dissolution du sucre. Un système fermé permet à une réaction d’être réversible et, ainsi, de pouvoir atteindre l’équilibre. Soulignons que, pour effectuer une transformation qui implique un gaz, on doit obligatoirement utiliser un contenant fermé. Dans les autres cas, le contenant a peu d’importance. Lorsqu’un système atteint l’équilibre, ÉTYMOLOGIE il n’y a pas de changements apparents, «Macroscopique» vient des parce que la quantité de réactifs et la mots grecs makros, qui si quantité de produits demeurent consgnifie «grand», et skopos, tantes. Cette stabilité se traduit par «observateur». des propriétés macroscopiques constantes. La pression, la couleur, la température en sont des exemples. DÉFINITION Diiode solide Une propriété macroscopique est une propriété observable à l’œil nu ou mesurable à l’aide d’un instrument. Par opposition, une propriété microscopique est une propriété qui caractérise les atomes ou les molé ÉTYMOLOGIE cules. Ce sont des propriétés difficiles «Microscopique» vient des à observer ou à mesurer. Le rayon mots grecs mikros, qui siatomique ou la force qui lie les atomes gnifie « petit », et skopos, entre eux sont des exemples de pro«observateur». priétés microscopiques . 300 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E Diiode gazeux 7.12 Ce système est à l’équilibre : la réaction est réversible, le système est fermé, et les propriétés macroscopiques sont constantes. ❙ THÉORIE © ERPI Reproduction interdite 3. PRÉSENTER DES PROPRIÉTÉS MACROSCOPIQUES CONSTANTES 11120_cyr_ch_07-p293-304_Layout 1 2013-06-05 10:18 Page301 Nom : Groupe : Date : Exercices 7.1 Qu’est-ce que l’équilibre chimique ? 1. La photo ci-contre montre un état d’équilibre entre l’alcool sous sa forme liquide et sa forme gazeuse. Pour chacun des énoncés, indiquez s’il décrit correctement l’état d’équilibre entre l’alcool et sa vapeur. Si non, expliquez pourquoi. a) À l’équilibre, le système a toujours le même nombre de molécules d’alcool liquide que de molécules d’alcool gazeux. Incorrect. À l’équilibre, il n’y a pas nécessairement le même nombre de molécules de réactifs et de produits. b) À l’équilibre, le volume d’alcool liquide et le volume d’alcool gazeux ne varient pas avec le temps. Correct. c) À l’équilibre, les molécules d’alcool s’évaporent et se condensent à la même vitesse. Correct. CHAPITRE 7 d) À l’équilibre, le volume d’alcool liquide est toujours le même que celui de l’alcool gazeux. Incorrect. À l’équilibre, la quantité de réactifs n’est pas nécessairement égale à la quantité e) À l’équilibre, le même nombre de molécules d’alcool s’évaporent et se condensent. Correct. CHIMIE © ERPI Reproduction interdite ■ de produits. f) À l’équilibre, les molécules d’alcool en phase gazeuse demeurent en nombre constant puisqu’elles ne peuvent pas s’échapper du contenant. Correct. 2. Quels énoncés, parmi ceux du numéro précédent, montrent la nature dynamique de l’équilibre entre l’alcool et sa vapeur ? Expliquez votre réponse. Les énoncés c et e, puisqu’ils montrent qu’il y a un échange perpétuel entre les réactifs et les produits. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ EXERCICES 301 11120_cyr_ch_07-p293-304_Layout 1 2013-06-05 10:18 Page302 Nom : Groupe : 3. Soit l’équation suivante : N2(g) + 2 O2(g) Date : 2 NO2(g) a) Comment s’appelle la transformation qui illustre la réaction directe ? La réaction de synthèse du dioxyde d’azote. b) Comment s’appelle la transformation qui illustre la réaction inverse ? La décomposition du dioxyde d’azote. 4. Nommez quatre exemples de propriétés macroscopiques. Exemples de réponses. Pression, volume, concentration, température, couleur, pH. 5. Dites si chacun des systèmes suivants représente un système fermé. Expliquez votre réponse. a) Un bécher rempli d’une solution de sucre. On considère la dissolution du sucre. C’est un système fermé. Puisque le système ne comporte pas de gaz, il n’y a pas de perte des substances analysées dans l’environnement. b) Un bécher rempli d’une solution de sucre. On considère l’évaporation de l’eau. C’est un système ouvert, puisque du gaz (vapeur d’eau) peut s’échapper du contenant. c) Une bouteille scellée de shampoing. C’est un système fermé, puisqu’il ne peut y avoir perte de gaz, le contenant étant scellé. 6. Pour chacun des systèmes, indiquez s’il s’agit ou non d’un système à l’équilibre. Expliquez votre réponse. a) Un ballon contient de l’air possédant un taux d’humidité très élevé. Quelques gouttes d’eau se sont formées sur les parois internes du ballon. La pression est constante dans le ballon. C’est un système à l’équilibre, puisque les trois conditions sont respectées. L’eau liquide et sa vapeur représentent la réaction réversible. Le ballon constitue un système fermé. Du fait que la pression est constante, on peut déduire que les propriétés macroscopiques sont constantes. b) Dans une casserole, de l’eau bout à température constante. Ce n’est pas un système à l’équilibre, puisque la casserole n’est pas un système fermé. c) Un pot scellé contient du sucre, dont la masse est constante. Ce n’est pas un système à l’équilibre, puisqu’il n’y a pas de réaction réversible. 302 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ EXERCICES © ERPI Reproduction interdite d) Un lave-vaisselle en marche. C’est un système ouvert, puisqu’il y a entrée et sortie d’eau, et sortie de gaz (vapeur d’eau). 11120_cyr_ch_07-p293-304_Layout 1 2013-06-05 10:18 Page303 Nom : Groupe : Date : d) Un thermomètre à alcool indique une augmentation de température à un rythme constant. On analyse le système formé par l’alcool et sa vapeur dans le thermomètre. Ce n’est pas un système à l’équilibre, puisqu’une propriété macroscopique, c’est-à-dire la température, n’est pas constante. e) Une bonbonne est remplie d’un mélange d’hélium et d’argon, dont la pression est constante. Ce n’est pas un système à l’équilibre, puisqu’il n’y a pas de réaction réversible. (Ce sont des gaz inertes.) f) Un bécher contient une solution de sel sursaturée. La température et le volume y sont constants. C’est un système à l’équilibre si on évalue la dissolution du sel. Le sel dissous et celui sous forme solide représentent la réaction réversible. La température et le volume sont des propriétés macroscopiques, et elles sont constantes. La solution constitue un système fermé. g) La combustion du méthane (CH4 ) est effectuée dans un contenant scellé. La réaction libère une quantité constante d’énergie. Ce n’est pas un système à l’équilibre, puisque les propriétés macroscopiques ne sont pas constantes. En effet, si la réaction libère de l’énergie, c’est que la vitesse de la réaction de combustion est plus grande que la vitesse de la réaction inverse. et gazeux représente la réaction réversible. De plus, le système est fermé puisque la bouteille 7. Samuel dit à Valérie : «Je te le dis, les molécules CHIMIE © ERPI Reproduction interdite ■ est scellée. 7 CHAPITRE h) Une bouteille scellée de boisson gazeuse contient du dioxyde de carbone, dont la pression partielle est de 450 kPa. C’est un système à l’équilibre, puisque la pression est constante. Le dioxyde de carbone dissous d’eau font la fête là-dedans !» Expliquez l’affirmation de Samuel. En effet, à l’équilibre, il y a un changement perpétuel entre les molécules d’eau sous forme liquide et sous forme gazeuse. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ EXERCICES 303 11120_cyr_ch_07-p293-304_Layout 1 2013-06-05 10:18 Page304 Nom : Groupe : Date : 8. Un ballon contenant un mélange de gaz à l’équilibre est relié à un manomètre. Lesquels des énoncés suivants représentent une propriété macroscopique de ce système ? A. L’aiguille du manomètre indique une pression constante. C. La vitesse de la réaction directe demeure constante. B. Le mélange a une couleur orange. D. Le ballon est hermétiquement fermé. 9. Une réaction complète peut-elle atteindre l’équilibre ? Expliquez votre réponse par au moins deux arguments. Non, puisque la réaction est irréversible. Il n’y a plus de réactifs. 10. Vrai ou faux ? Expliquez votre réponse. a) Une réaction qui s’effectue dans un contenant ouvert ne peut atteindre l’équilibre. Faux. Les réactions qui ne font pas intervenir de substances en phase gazeuse peuvent atteindre l’équilibre dans un contenant ouvert. b) Une bonbonne contenant uniquement du diazote gazeux ne peut atteindre l’équilibre. Vrai. Comme la bonbonne ne contient que du dizote gazeux, le système ne peut atteindre l’équilibre, puisqu’il n’y a pas de réaction réversible. c) Une réaction incomplète dont les propriétés macroscopiques sont constantes est nécessairement à l’équilibre. Faux. Il peut s’agir d’un équilibre statique. d) Une réaction de dissolution dans laquelle le soluté a dépassé son point de saturation est complète. Faux. Puisque le soluté a dépassé son point de saturation, il restera un dépôt solide qui ne pourra 11. Le bécher de la photo contient des ions chromates, des ions dichromates et des ions hydroxydes. Même s’il n’y a pas de dépôt solide dans le fond du bécher, est-il possible que l’équilibre ci-dessous soit atteint ? Expliquez votre réponse. Cr2O72—(aq) + 2 OH—(aq) 2 CrO42—(aq) + H2O(l) Orange Jaune Oui, il est possible que le système soit à l’équilibre, puisque la couleur semble constante, et que toutes les substances de l’équation réversible sont présentes. De plus, le système est fermé, puisque dans cette équation on ne fait pas intervenir de gaz. Consulter le Compagnon Web pour d’autres exercices en lien avec la section 7.1. 304 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ EXERCICES © ERPI Reproduction interdite pas se dissoudre. 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:20 Page305 7.2 L’effet de différents facteurs sur l’équilibre L’état d’équilibre suppose que des processus opposés se produisent à des vitesses égales. Par exemple, la vitesse de vaporisation d’un liquide est égale à la vitesse de sa condensation; ou la vitesse de la synthèse de l’iodure d’hydrogène est égale à la vitesse de sa décomposition. Par conséquent, les facteurs qui modifient la vitesse pourront également avoir un effet sur l’équilibre; nous les examinerons un peu plus loin. Mais regardons d’abord comment l’équilibre peut être modifié. CONCEPTS DÉJÀ VUS o o Maintien de l’équilibre sanguin Réactions endothermique et exothermique L’équilibre peut être modifié de deux façons : ● Si la vitesse de la réaction directe devient plus grande que celle de la réaction inverse, la formation des produits est favorisée. Il en résulte une plus grande quantité de produits formés. On dit alors que l’équilibre est déplacé vers les produits ou que la réaction directe est favorisée. LABOS Si vdir > vinv : 26. L’EFFET DE LA PRESSION SUR L’ÉTAT D’ÉQUILIBRE Réactifs 24. L’EFFET DE LA CONCEN TRATION SUR L’ÉTAT D’ÉQUILIBRE 25. L’EFFET DE LA TEMPÉ RATURE SUR L’ÉTAT D’ÉQUILIBRE Produits Note : La flèche rouge indique le sens du déplacement de l’équilibre (directe ou inverse). 7 CHAPITRE Au contraire, si la vitesse de réaction inverse devient plus grande que celle de la réaction directe, la formation des réactifs est favorisée. Dans ces conditions, c’est la concentration des réactifs qui augmente. On dit alors que l’équilibre est déplacé vers les réactifs ou que la réaction inverse est favorisée. Si vdir < vinv : Réactifs Produits CHIMIE © ERPI Reproduction interdite ■ ● Pour prédire le sens de la réaction (directe ou inverse), le principe élaboré par le chimiste et métallurgiste français Henry Le Chatelier (1850-1936) est très utile. DÉFINITION Le principe de Le Chatelier indique que, si on modifie les conditions d’un système à l’équilibre, le système réagit de façon à s’opposer, en partie, aux changements qu’on lui impose jusqu’à ce qu’il atteigne un nouvel équilibre. Le parallèle qui suit sert à illustrer ce principe. Lorsqu’on nous impose un changement qui ne nous convient pas, notre premier réflexe est souvent de nous y opposer. Pour créer un nouvel équilibre, on discute de la question et on cherche une situation de compromis qui satisfera les deux parties. Il se produit un phénomène semblable lorsqu’on impose un changement à un système à l’équilibre. Dans les sous-sections suivantes, le principe de Le Chatelier nous aidera à mieux comprendre l’effet des différents facteurs sur l’équilibre. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ THÉORIE 305 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:20 Page306 L’effet de la concentration Pour illustrer l’effet de la concentration sur l’équilibre, reprenons l’exemple de la réaction de synthèse de l’iodure d’hydrogène. Cette réaction est souvent utilisée, car elle offre l’avantage de pouvoir en observer la progression, en raison de la couleur caractéristique du diiode. H2(g) Incolore + I2(g) Violet 2 HI(g) Incolore Voyons d’abord ce qui arrive lorsqu’on augmente la concentration du dihydrogène, un réactif, en ajoutant des molécules de H2 dans le système réactionnel. On constate que la couleur du mélange pâlit. On en déduit alors que la concentration en diiode a diminué. Pourquoi ? Illustrons le phénomène. H2(g) + I2(g) 2 HI(g) Ajout de H2 Il en résulte la réaction directe est favorisée. Examinons maintenant une diminution de la concentration d’un des réactifs, par exemple en enlevant des molécules de dihydrogène dans le système réactionnel. On remarque alors que la couleur violette du mélange devient plus foncée. Ainsi, toujours selon le principe de Le Chatelier, la réaction s’oppose au changement en favorisant la formation des réactifs. C’est d’ailleurs ce qui permet de récupérer une partie des molécules de dihydrogène perdues. Toutefois, comme le montre le graphique de la FIGURE 7.14, la concentration finale du dihydrogène est plus petite que la concentration initiale. H2(g) + I2(g) 2 HI(g) Retrait de H2 Il en résulte 306 la réaction inverse est favorisée. PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE © ERPI Reproduction interdite En fait, selon le principe de Le Chatelier, la réaction s’oppose en partie au changement en formant des produits avec le surplus de dihydrogène qui lui a été imposé. Lorsque le nouvel équilibre est atteint, la concentration du dihydrogène aura diminué, mais sera quand même plus grande que sa concentration initiale (voir le graphique de la FIGURE 7.13). Qu’arrive-t-il alors au diiode ? Il se combine au dihydrogène pour former des produits. Il en résulte une diminution de sa concentration, ce qui explique que la couleur du mélange soit plus pâle. 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:20 Page307 7.13 LES CONCENTRATIONS DE H2, DE I2 ET DE HI EN FONCTION DU TEMPS (AJOUT DE H2 ) Équilibre Perturbation 7.14 Nouvel équilibre Équilibre [HI] [HI] [I2] [I2] [H2] [H2] t0 t1 Ajout de H2 t2 LES CONCENTRATIONS DE H2, DE I2 ET DE HI EN FONCTION DU TEMPS (RETRAIT DE H2) t3 t0 Temps Perturbation t1 Retrait de H2 t2 Nouvel équilibre t3 Temps Reprenons l’analogie de la bibliothèque utilisée plus tôt (voir à la page 298). Une personne a fait don d’un grand nombre de livres. Puisqu’il n’y a plus d’espace pour les ranger, les bibliothécaires font une campagne de publicité ciblant l’augmentation du nombre de prêts de livres. Avec plus de livres en circulation, donc plus d’espace sur les rayons, la bibliothèque trouve un nouvel équilibre. 7 CHAPITRE ■ E Le corps humain est un système complexe dans lequel évoluent plusieurs milliers de transformations qui cherchent constamment à établir un équilibre avec le milieu environnant. La fixation du dioxygène gazeux par l’hémoglobine dans le sang est un exemple de transformation qui existe dans notre corps. Même s’il s’agit d’un processus comportant plusieurs étapes, il peut être résumé par l’équation suivante : Hémoglobine + Dioxygène + O2(g) Hb(aq) CHIMIE ENRICHISSEMENT © ERPI Reproduction interdite Si, au contraire, la bibliothèque est victime d’un vol, les bibliothécaires pourraient communiquer avec l’ensemble des abonnés pour leur demander de rapporter les livres empruntés. Avec moins de livres en circulation, donc des rayons remplis, la bibliothèque trouverait un nouvel équilibre. Dioxygène fixé HbO2(aq) 7.15 Lors d’un effort physique intense, notre organisme utilise une plus grande quantité de dioxygène pour L’hémoglobine est une protéine que l’on trouve alimenter nos muscles. Cela a pour effet de dimi - essentiellement dans les globules rouges du sang. nuer la concentration du dioxygène fixé dans le sang. Notre rythme respiratoire augmente afin d’augmenter l’approvisionnement en dioxygène dans notre corps et ainsi rétablir l’équilibre sanguin. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ THÉORIE 307 E Cet équilibre peut aussi être perturbé par les conditions du milieu environnant. Par exemple, en altitude, la concentration en dioxygène gazeux diminue, ce qui favorise la réaction inverse. Il en résulte différents malaises associés au mal de l’altitude. Les maux de tête, les nausées, la ÉTYMOLOGIE fatigue extrême ne sont que quelques exemples «Hémoglobine» vient du de symptômes provenant du manque d’oxypréfixe hémo, qui signifie gène. Pour pallier cette carence, notre corps «sang», et du mot globuline, produit plus d’ hémoglobine . C’est un proces«protéine à poids molécusus lent qui peut prendre de deux à trois laire élevé». semaines. 3000 m : PpO2 ≈ 14 kPa Hb(aq) + O2(g) HbO2(aq) À 3000 m Il en résulte 0 m : PpO2 ≈ 20 kPa 7.16 La diminution de la pression partielle du dioxygène occasionne une diminution du dioxygène fixé dans notre organisme. Le TABLEAU 7.17 résume l’effet d’un changement de concentration sur l’équilibre. Il importe de bien distinguer le changement imposé, et les variations de concentration qui en résultent. Le changement imposé dicte les variations de concentration des autres substances. 7.17 L’EFFET DES CHANGEMENTS DE CONCENTRATION IMPOSÉS SUR UNE RÉACTION À L’ÉQUILIBRE Changement imposé Schématisation Réaction favorisée Changement imposé Schématisation Réaction favorisée Augmentation [Réactifs] Réactifs Produits Réaction directe Augmentation [Produits] Réactifs Produits Réaction inverse Diminution [Réactifs] Réactifs Produits Réaction inverse Diminution [Produits] Réactifs Produits Réaction directe 308 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE © ERPI Reproduction interdite (suite) 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:20 Page308 11120_cyr_ch_07-c-b_1.qxd:Layout 1 5/18/10 10:28 AM Il ne faut pas oublier que, même si la quantité d'une substance en phase solide ou liquide varie, sa concentration demeure inchangée. Ainsi, un ajout ou un retrait d'une certaine quantité d'un réactif ou d'un produit en phase solide ou liquide ne modifie pas l'équilibre. Cela s'explique par le fait que la vitesse de réaction n'est pas modifiée par ce changement. Toutefois, si la formation d'une substance solide ou liquide est favorisée, la quantité totale de cette substance augmentera par rapport à sa valeur initiale, mais sa concentration demeurera constante. Page 309 CO2(g) CaO 7.18 CaCO3 CaO CaCO3 La quantité de solide n’influence pas l’équilibre. L’exemple présenté à la FIGURE 7.18 est caractérisé par l’équation suivante : CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g). À la même température, la pression du CO2(g) en équilibre avec le CaO(s) et le CaCO3(s) n’est pas modifiée par les quantités des deux solides présents. L’effet de la température 7 CHAPITRE ■ Reprenons l’exemple de la formation de l’iodure d’hydrogène. Sachant que la chaleur nécessaire à sa formation est de +26,5 kJ/mol de Hl, l’équation thermique qui en résulte est la suivante : H2(g) + I2(g) + 53,0 kJ 2 HI(g) CHIMIE © ERPI Reproduction interdite Pour prédire l’effet de la température sur un système à l’équilibre, il faut tenir compte du rôle de l’énergie. Autrement dit, il faut savoir si la réaction à l’équilibre est endothermique ou exothermique. Lorsqu’on augmente la température de ce système à l’équilibre, la couleur pâlit (voir la FIGURE 7.19, à la page suivante). On en déduit que la formation des produits a été favorisée. Mais pourquoi ? La réaction cherche à s’opposer au changement. Elle va donc tenter d’utiliser ce surplus d’énergie créé par la hausse de la température. Pour y parvenir, elle favorise la transformation qui requiert le plus d’énergie possible, soit la réaction endothermique. Dans cet exemple, il s’agit de la réaction directe, comme le montre la schématisation suivante : H2(g) + Incolore I2(g) Violet + 53,0 kJ 2 HI(g) Incolore Augmentation de T Il en résulte CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ THÉORIE 309 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:20 Page310 7.19 Équilibre initial Augmentation de température Diminution de température Témoin [H2] et [I2] diminuent; [HI] augmente. [H2] et [I2] augmentent; [HI] diminue. L’effet de la température sur la réaction H2(g) + I2(g) 2Hl(g) . Le TABLEAU 7.20 résume les effets d’une variation de la température sur une réaction à l’équilibre. L’EFFET DES CHANGEMENTS DE TEMPÉRATURE IMPOSÉS SUR UNE RÉACTION À L’ÉQUILIBRE Changement imposé Augmentation de la température Schématisation Réactifs Produits + Énergie Réactifs + Énergie Diminution de la température Réactifs Réaction favorisée Produits Produits + Énergie Réactifs + Énergie Produits On constate qu’une augmentation de la température favorise la réaction endothermique, tandis qu’une diminution de température favorise la réaction exothermique . C’est pour cette raison qu’une variation de température ne favorise pas systématiquement la réaction directe ou la réaction inverse. 310 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE Réaction inverse Réaction directe Réaction directe Réaction inverse © ERPI Reproduction interdite 7.20 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:20 Page311 LA POLLUTION THERMIQUE Chaque année, plusieurs milliers de litres d’eau provenant du drainage agricole, des industries et des égouts domestiques sont déversés dans les cours d’eau. Les sources de contamination et de perturbation de l’équilibre aquatique sont diverses. L’une d’entre elles est la pollution thermique. Elle est causée par les rejets d’eau chaude provenant des circuits de refroidissement de divers procédés industriels. Il en résulte une augmentation de la température des cours d’eau et une diminution de la concentration du dioxygène dissous. En effet, la solubilité du dioxygène diminue en fonction de l’augmentation de température. En modifiant les conditions du milieu, la pollution thermique menace la survie de différentes espèces aquatiques. 7.21 Le déversement des eaux usées dans les cours d’eau contamine les milieux aquatiques. ARTICLE TIRÉ D’INTERNET Vers un déséquilibre climatique L’équilibre climatique de l’hémisphère nord pourrait basculer d’ici 7 à 10 ans, provoquant une hausse subite de la température moyenne du globe, affirme Louis Fortier, directeur d’Articnet, le plus important programme de recherche sur les changements climatiques au Canada. CHAPITRE 7 Le pouvoir réfléchissant de la banquise diminue. ■ Au rythme actuel, prévoit Louis Fortier, la disparition de la calotte polaire pourrait se produire vers 2015. C’est alors tout le bilan climatique de notre hémisphère qui va soudainement basculer, faute d’apports en froid pour maintenir les températures tempérées actuelles. CHIMIE © ERPI Reproduction interdite Notre équilibre climatique actuel, explique le chercheur, dépend du bilan radiatif de notre hémisphère, c’est-à-dire de sa capacité de réfléchir plutôt que d’absorber une importante proportion des rayons solaires grâce au pouvoir réfléchissant de la banquise. Ainsi, plus la banquise fond, plus l’océan Arctique absorbe la chaleur solaire, ce qui accélère la fonte de la glace. Adapté de : Louis-Gilles FRANCOEUR, «L’équilibre climatique en péril», Le Devoir [en ligne], 24 avril 2008. L’effet de la pression Lorsqu’un système comporte au moins une substance en phase gazeuse, un changement de pression peut en modifier l’équilibre. Cela est dû au fait que la variation de pression entraîne une variation de la concentration de toutes les substances en phase gazeuse de la transformation. Rappelons d’abord comment on modifie la pression d’un gaz. Selon la loi générale des gaz (voir le chapitre 2), la pression est directement proportionnelle à la température et au nombre de particules, mais inversement proportionnelle au volume. Comme les deux premiers facteurs (température et nombre de particules ou concentration) viennent d’être expliqués, analysons maintenant la variation de pression provoquée par un changement de volume. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ THÉORIE 311 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:20 Page312 Prenons l’exemple de l’équilibre obtenu à la suite de la décomposition du N2O4 en NO2, selon l’équation suivante : 2 NO2(g) N2O4(g) Incolore Brun orangé En diminuant le volume du système réactionnel, on augmente la pression partielle de chacun des gaz (voir la FIGURE 7.22). Pour s’opposer au changement, le système doit favoriser la réaction qui diminuera la pression. Dans cet exemple, c’est la réaction inverse. En effet, les réactifs comportent moins de molécules que les produits. Comme la formation des réactifs est favorisée, le nombre de molécules dans le contenant diminue, ce qui a pour effet de faire diminuer la pression. Équilibre Augmentation de la pression Nouvel équilibre 5 molécules de NO2 + 10 molécules de N2O4 5 molécules de NO2 + 10 molécules de N2O4 3 molécules de NO2 + 11 molécules de N2O4 = 15 molécules = 15 molécules = 14 molécules ANIMATION 7.22 En résumé, si on augmente la pression d’un système à l’équilibre en diminuant son volume, l’équilibre sera déplacé vers le côté de l’équation qui comporte le moins de molécules de gaz. Au contraire, si on diminue la pression d’un système à l’équilibre en augmentant son volume, l’équilibre sera déplacé vers le côté de l’équation qui comporte le plus de molécules de gaz. Il est à noter que lorsqu’une réaction comporte le même nombre de molécules de gaz du côté des réactifs et des produits, un changement de pression ne modifie pas l’équilibre. La proportion de chacun des gaz demeure alors inchangée. L’EFFET DE LA PRESSION SUR LA SOLUBILITÉ DES GAZ Lorsqu’on ouvre une bouteille de boisson gazeuse, pourquoi des bulles se forment-elles dans la solution ? C’est une question d’équilibre et de pression. En effet, la solubilité d’un gaz dépend de sa pression partielle. C’est le chimiste anglais William Henry (1775-1836) qui, en 1803, a établi cette relation. Dans le cas de l’eau gazéifiée ou des boissons gazeuses, on utilise généralement du dioxyde de carbone sous pression pouvant atteindre jusqu’à 500 kPa. Dans la 312 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE © ERPI Reproduction interdite Comme la couleur du mélange pâlit, on en déduit que la diminution de pression favorise la réaction inverse. Le nouvel équilibre comporte moins de molécules, ce qui lui permet de s’opposer au changement de pression. 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:20 Page313 bouteille scellée, l’équilibre établi par la dis solution du gaz peut être résumé par l’équation suivante : CO2(aq) CO2(g) 7.23 Quand on ouvre une bouteille de boisson gazeuse, le gaz dissous se transforme en bulles de gaz. Cette équation permet de comprendre qu’en augmentant la pression partielle du dioxyde de carbone, on favorise la réaction directe. Il en résulte une plus grande quantité de dioxyde de carbone dissous. Lorsqu’on ouvre la bouteille, c’est le contraire qui se produit. La pression atmosphérique étant inférieure à celle contenue dans la bouteille, le gaz dissous se transforme en bulles de gaz, produisant une effervescence caractéristique des boissons gazeuses. L’effet d’un catalyseur Pour illustrer l’effet d’un catalyseur, observons le diagramme énergétique de la 7.24. Comme l’ajout d’un catalyseur diminue autant l’énergie d’activation de la réaction directe que l’énergie d’activation de la réaction inverse, la vitesse de réaction dans les deux sens sera augmentée de la même façon. Il n’y aura donc aucun changement apparent de l’équilibre. Les concentrations des réactifs et des produits demeureront inchangées. FIGURE 7.24 7 CHAPITRE LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE DE LA RÉACTION AVEC ET SANS CATALYSEUR Réaction avec catalyseur 25 Ea 15 A+B 0 Ea(cat) Réactifs C+D —10 CHIMIE © ERPI Reproduction interdite ■ H (kJ/mol) Réaction sans catalyseur ∆H° Produits Progression de la réaction Toutefois, au niveau atomique, la transformation des réactifs en produits et des produits en réactifs se fera plus rapidement, et ce, tout en conservant le même équilibre. Cette observation a une importance capitale, particulièrement pour les procédés industriels et les réactions biogéochimiques. En effet, pour un système qui n’a pas encore atteint l’équilibre, l’ajout d’un catalyseur fera en sorte qu’il y arrivera plus rapidement. Toutefois, une fois l’équilibre atteint, les proportions de réactifs et de produits seront les mêmes que si la réaction était parvenue à l’équilibre sans catalyseur. Autrement dit, un catalyseur ne permet pas d’obtenir une plus grande quantité de produits. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ THÉORIE 313 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:21 Page314 7.3 Les applications de l’équilibre Les connaissances acquises sur l’équilibre chimique nous permettent d’améliorer le rendement des procédés industriels et de mieux comprendre divers processus naturels comme les cycles biogéochimiques. Elles nous permettent également de mieux comprendre le fonctionnement d’objets qu’on utilise au quotidien, comme les piles. CONCEPTS DÉJÀ VUS o o Cycles biogéochimiques Effet de serre Les procédés industriels En ce qui a trait aux procédés industriels, les entreprises de plusieurs domaines cherchent à produire le plus rapidement possible de grandes quantités de produits. C’est ce qu’on appelle « l’accroissement du rendement de production ». Prenons l’exemple de la production de l’ammoniac, qui s’effectue selon l’équation suivante : N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ∆H = –92,6 kJ Comme l’indiquent les flèches, cette réaction est réversible. Elle peut donc atteindre l’équilibre, ce qui n’est pas souhaitable dans l’industrie. Si cela était le cas, la réaction ne produirait plus de NH3. De plus, elle est très lente. Quelles conditions accroîtront le rendement de production de l’ammoniac ? Pour répondre à cette question, il faut déterminer les conditions qui permettent de déplacer constamment l’équilibre vers les produits, et ce, le plus rapidement possible. C’est ce que montre la FIGURE 7.25. 7.25 Augmentation de pression La production industrielle d’ammoniac. © ERPI Reproduction interdite Apport de N2 et de H2 Recyclage de N2 et de H2 n’ayant pas réagi Catalyseur (460 °C à 550 °C) Unité de refroidissement Élément chauffant Liquide (NH3 ) Valve de récupération (NH3 ) 314 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:21 Page315 HISTOIRE DE SCIENCE L’exploitation des substances azotées © ERPI Reproduction interdite L’ammoniac est principalement utilisé par l’industrie des engrais synthétiques. De plus, on l’utilise pour la fabrication des explosifs, des plastiques et des fibres (poly - L’injection d’ammoniac gazeux dans le sol. 7 uréthane, résines, nylon). Comme sa chaleur molaire de vaporisation (+23,3 kJ/mol) est relativement élevée, il peut aussi être utilisé comme fluide réfrigérant. De nos jours, une démarche environnementale préventive propose de réduire l’utilisation massive d’engrais chimiques. Des ressources plus naturelles, comme le retour aux rotations des cultures et l’intégration des légumineuses, sont de plus en plus mises de l’avant. L’AZOTE EN QUELQUES MOMENTS CLÉS Antiquité Découverte du NH4Cl 1840 Milieu du 19e siècle 1909 Démonstration de la nutrition de plantes Exploitation du salpêtre du Chili Procédé Haber-Bosch (réservoir sous pression) CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ THÉORIE 315 CHAPITRE Puis, les alchimistes constatent qu’en chauffant ce sel avec de la chaux, il y a formation d’un gaz à l’odeur suffocante (NH3 ). Cepen dant, ce n’est qu’en 1774 que le chimiste anglais Joseph Priestley (1733-1804) réussit à isoler et à identifier ce gaz. Il le nomme «air alcalin». En 1840, le chimiste allemand Justus von Liebig (18031873) démontre que seuls les minéraux du sol interviennent dans la En 1909, le chimiste allemand Fritz Haber (1868-1934), en collaboration avec Carl Bosch (18741940), met au point un procédé de synthèse de l’ammoniac par combinaison de diazote et de dihydrogène sous très forte pression et en présence d’un catalyseur. Ainsi naît le procédé Haber-Bosch, qui permet la production à grande échelle d’ammoniac synthétique. ■ Dès l’Antiquité, les engrais de sources naturelles tels que le fumier, le limon et le compost sont utilisés pour apporter des éléments nutritifs aux végétaux. À cette époque, les Égyptiens découvrent le chlorure d’ammonium (NH4Cl), un sel extrait des fientes de chameau chauffées. D’ailleurs, les mots ammoniac et ammonium auraient comme origine «Amon», un dieu égyptien. nutrition des plantes. Il faut donc rendre à la terre les quantités de minéraux que la végétation y a prélevées. L’industrie chimique réagit: l’utilisation massive d’engrais commence à prendre forme. Plusieurs pays importent des substances azotées provenant de sources naturelles, comme le guano (fientes de chauve-souris et d’oiseaux marins) du Pérou et les dépôts de nitrate du Chili, aussi nommé «salpêtre». Cependant, les réserves diminuent rapidement. Dès lors, les scientifiques cherchent une façon de fixer l’azote directement de l’air. CHIMIE L L’azote forme environ 78 % de l’atmosphère terrestre. Tous les êtres vivants ont besoin d’azote, mais il est difficile de le fixer directement de l’air. Ainsi, très peu d’organismes peuvent transformer le N2 dans une forme accessible, tels l’ammoniac (NH3 ), l’ammonium (NH4+ ) ou le nitrate (NO3– ). 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:21 Page316 Les cycles biogéochimiques Les cycles biogéochimiques sont des exemples d’équilibre dont le système est l’ensemble de la planète. Divers facteurs perturbent et entraînent des répercussions sur le milieu environnant. Par exemple, le dioxyde de soufre produit par la combustion des combustibles fossiles est une des ÉTYMOLOGIE causes des pluies acides. Les phosphates rejetés dans «Écosystème» vient des les plans d’eau entraînent de graves perturbations mots grecs oikos, qui signides écosystèmes aquatiques. L’augmentation de fie «maison», et sustêma, production de dioxyde de carbone par la combus«assemblage, composition, tion des combustibles fossiles contribue à accroître organisation». l’effet de serre et le réchauffement de la planète. Cette perturbation influe sur le cycle naturel du carbone, illustré à la FIGURE 7.26. La photosynthèse effectuée par les végétaux ne suffit pas à éliminer le surplus de dioxyde de carbone. En effet, selon le principe de Le Chatelier, même si l’augmentation de la concentration favorise la réaction directe, une réaction ne peut s’opposer que partiellement à un changement qui lui est imposé. Si on ne développe pas de solutions de rechange, la concentration en dioxyde de carbone dans l’atmosphère continuera à augmenter graduellement. ATMOSPHÈRE Éru Dioxyde de carbone 1 ue caniq vol ption èse synth n iratio Resp 8 3 Méthane êt 5 4 BIOSPHÈRE 2 LITHOSPHÈRE Déc ompo sition des déchets HYDROSPHÈRE 6 9 7 Carbonate de calcium (coquilles et squelettes) Roches carbonatées (ex. : calcaire) Combustibles fossiles 7.26 Le cycle du carbone. 316 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE © ERPI Reproduction interdite Incendie de fo r o Phot 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:21 Page317 ARTICLE TIRÉ D’INTERNET Le déséquilibre progressif des espèces aquatiques Dans quelques années, il faudra se battre pour trouver une plage où les eaux n’auront pas été infestées par les méduses. «Les eaux de la mer Noire et de la mer Baltique ont déjà été envahies», constate Jacqueline Goy, une spécialiste française de ces espèces. Une des raisons principales est la surpêche d’espèces comme le thon et les tortues. Les méduses se retrouvent sans prédateurs ou sans concurrents pour leur nourriture. Il faut aussi tenir compte d’autres facteurs liés à l’activité humaine. Le surnombre de méduses ne pourra, d’année en année, qu’accentuer ce déséquilibre. «Les méduses sont des animaux carnivores qui ne connaissent pas la satiété, dit Jacqueline Goy. Elles peuvent causer des ravages équivalents, à leur échelle, à ceux des filets des pêcheurs. Plus elles seront nombreuses, plus elles décimeront les œufs et les larves de leurs prédateurs ou de leurs concurrents.» En mer Baltique et en mer Noire, les harengs et les anchois sont déjà menacés. La prolifération des méduses est une des causes du déséquilibre des espèces aquatiques. 7 CHAPITRE Pour la biologiste, cette inégalité des espèces crée «un déséquilibre qui perturbe le fonctionnement de l’océan, puisqu’il dévie la production vers des espèces sans intérêt». 1 La photosynthèse : une réaction chimique réalisée par les végétaux. CO2(g) + H2O(l) + énergie solaire ➞ C6H12O6(s) + 6 O2(g) 2 La consommation : les animaux puisent le carbone qui leur est nécessaire en mangeant des végétaux ou des animaux. 3 La respiration : une transformation chimique effectuée par les êtres vivants permet de produire l’énergie qui leur est nécessaire. C6H12O6(s) + 6 O2(g) ➞ CO2(g) + H2O(l) + énergie 4 La décomposition des déchets : des organismes transforment les déchets produits par les êtres vivants en dioxyde de carbone et en méthane. 5 Les incendies de forêts : le carbone des végétaux est transformé en dioxyde de carbone par la combustion. CHAPITRE 7 6 La calcification : le dioxyde de carbone dissous dans l’eau se transforme en carbonate de calcium, ce qui contribue à la formation des coquilles et des squelettes des organismes marins. 7 Les roches carbonatées : l’accumulation des sédiments des fonds marins donne naissance aux roches carbonatées. 8 Les éruptions volcaniques : sous l’effet de la chaleur, une partie des roches carbonatées se transforme en dioxyde de carbone. 9 Les combustibles fossiles : les organismes morts qui tombent au fond des océans peuvent se transformer, très lentement, en combustibles fossiles. ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ THÉORIE 317 CHIMIE ■ Adapté de : Jérôme FENOGLIO, «Soupe de méduses au menu», Le Monde [en ligne], 17 septembre 2007. 11120_cyr_ch_07-p305-378_Layout 1 2013-06-05 10:21 Page318 Les piles Le fonctionnement d’une pile ou d’un accumulateur de charge, communément appelé «pile rechargeable», est un autre exemple qui illustre l’importance de l’équilibre. La transformation qui s’effectue dans une pile est une réaction d’oxydoréduction (voir la section sur l’oxydoréduction dans l’introduction de cet ouvrage). Une telle réaction a la particularité de provoquer un déplacement de charges qui produit un courant électrique. C’est donc une source d’énergie électrique. Il existe différents types de piles sur le marché. Prenons l’exemple d’une pile de nickel-cadmium, dont la réaction est illustrée ci7.27 dessous. Comme le démontre l’équation, c’est un processus réversible. Il peut donc atteindre l’équilibre. Dans ce cas, il n’y a Un chargeur et des accumulateurs de charge. plus de production nette d’énergie électrique. On dit alors que la pile est morte. Pour la recharger, il faut lui fournir de l’énergie, habituellement sous forme électrique. Cela permet de déplacer l’équilibre vers les réactifs et d’en récupérer une bonne partie. La pile peut alors être réutilisée. Cd(s) + 2 NiO(OH)(aq) + 2 H2O(l) Cd(OH)2(aq) + 2 Ni(OH)2(aq) + énergie électrique Recharge Il en résulte La concentration des solutions est aussi une façon de contrôler la durée de vie d’une pile et la quantité d’énergie électrique qu’elle peut fournir. En effet, selon le principe de Le Chatelier, en augmentant la concentration des réactifs ou en diminuant celle des produits, on favorise la réaction directe. Les fabricants doivent en tenir compte lors de la fabrication d’une pile. 318 PARTIE IV © ERPI Reproduction interdite Cette schématisation est une représentation simplifiée du processus. Les fabricants doivent tenir compte de plusieurs facteurs lors de l’élaboration d’une pile. Par exemple, il arrive parfois que la réaction inverse produise un gaz. La recharge de ce type de pile n’est alors pas sécuritaire. Il importe donc de respecter les recommandations du fabricant. 7.28 L’accumulateur d’une voiture est un autre exemple d’application d’une réaction d’oxydoréduction. ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page319 Nom : Groupe : Date : Exercices 7.2 L’effet de différents facteurs sur l’équilibre 1. La synthèse de l’ammoniac est une réaction qui atteint facilement l’équilibre. Cet équilibre est illustré par l’équation suivante : N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) a) Quel serait le changement imposé à la réaction si une partie de l’ammoniac était liquéfiée ? Une diminution de la concentration de l’ammoniac. b) Quelle serait alors la réaction favorisée ? La réaction directe. c) Quel serait l’effet sur les concentrations de chacune des substances de la réaction ? [N ] Diminution. 2 Diminution. [H2 ] [NH3 ] Diminution. 2. L’acide chlorhydrique réagit en présence de dioxygène jusqu’à ce qu’il atteigne l’équilibre suivant : 4 HCl(g) + O2(g) 2 H2O(l) + 2 Cl2(g) b) Où l’équilibre se déplacerait-il alors ? Vers les réactifs. ■ Augmentation. CHIMIE © ERPI Reproduction interdite c) Qu’arriverait-il à la concentration de chacune des substances de la réaction ? [HCl] Diminution. [O2 ] [H2O] Aucun changement de concentration, mais diminution de quantité. [Cl ] Diminution. 2 3. On peut produire du dihydrogène en faisant réagir de l’eau avec du monoxyde de carbone. Après un certain temps, l’équilibre suivant est atteint : CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) Si on injecte du monoxyde de carbone au système réactionnel, qu’arrivera-t-il à la concentration de chacune des substances de la réaction ? [CO] Augmentation. [H2O] Diminution. [CO ] Augmentation. 2 [H2 ] Augmentation. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ EXERCICES 7 CHAPITRE a) Quel serait le changement imposé à la réaction si on ajoutait une base au système réactionnel ? Une diminution de la concentration de l’acide chlorhydrique. 319 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page320 Nom : Groupe : Date : 4. Soit la réaction de décomposition du trioxyde de difer, selon l’équilibre suivant : 2 Fe2O3(s) 4 Fe(s) + 3 O2(g) ∆H = +1616 kJ a) Si on refroidit le système, quel sera l’effet sur l’équilibre ? L’équilibre se déplacera vers les réactifs. b) Et quel sera l’effet sur la quantité de chacun des produits ? La quantité de chacun des produits diminuera. c) Et quel sera l’effet sur la concentration du réactif ? Puisque le réactif est solide, sa concentration ne changera pas, mais sa quantité va augmenter. 5. Pour chacun des systèmes suivants, quel type de réaction (inverse ou directe) est favorisé par une diminution de température ? a) 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) La réaction inverse. b) 2 O3(g) 3 O2(g) La réaction directe. ∆H = +188 kJ ∆H = —284 kJ c) CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) + 42 kJ La réaction directe. d) 2 CO(g) + O2(g) + 564 kJ La réaction inverse. 2 CO2(g) 6. Il est possible d’obtenir du méthanol (CH3OH) par la réaction du monoxyde de carbone gazeux avec du dihydrogène gazeux. Si une diminution de température favorise la production du méthanol, cette réaction est-elle exothermique ou endothermique ? Expliquez votre réponse. Cette réaction est exothermique, puisque dans une réaction exothermique, une diminution de 7. Pour chacun des systèmes suivants, indiquez si un changement de pression modifiera ou non l’équilibre, et expliquez pourquoi. a) 4 HCl(g) + O2(g) 2 Cl2(g) + 2 H2O(g) L’équilibre sera modifié, puisqu’il n’y a pas le même nombre de molécules de gaz de chaque côté de l’équation. b) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) L’équilibre sera modifié, puisqu’il n’y a pas le même nombre de molécules de gaz de chaque côté de l’équation. c) CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) L’équilibre ne sera pas modifié, puisqu’il y a le même nombre de molécules de gaz de chaque côté de l’équation. 320 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ EXERCICES © ERPI Reproduction interdite température favorise la réaction directe, donc la production de méthanol. 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page321 Nom : Groupe : Date : d) MgSO4(s) Mg2+(aq) + SO42—(aq) L’équilibre ne sera pas modifié, car la pression n’influe que sur les gaz. Or, il n’y a pas de gaz dans les réactifs et les produits. 8. Pour chacun des systèmes, quel type de réaction (inverse ou directe) est favorisé par une augmentation du volume du système ? a) 2 O3(g) 3 O2(g) La réaction directe est favorisée. b) 2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g) La réaction inverse est favorisée. c) 3 Fe(s) + 4 H2O(g) Fe3O4(s) + 4 H2(g) Aucune réaction n’est favorisée. d) 2 NaNO3(s) 2 NaNO2(s) + O2(g) La réaction directe est favorisée. CH3OH(g). Si on augmente la pression du système, quel est l’effet sur la concentration de chacune des substances suivantes ? Diminution. [CO] [H2 ] Diminution. ■ CHIMIE © ERPI Reproduction interdite [CH3OH] Augmentation. 10. Complétez le tableau en indiquant la variation de concentration de chaque substance résultant des changements imposés sur l’équilibre suivant : Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) + énergie Modification [Zn] [HCl] [ZnCl2] [H2] Augmentation de pression Aucune Augmentation Diminution Diminution Diminution de température Aucune Diminution Augmentation Augmentation Ajout de HCl Aucune Augmentation Augmentation Augmentation Retrait de H2 Aucune Diminution Augmentation Diminution Consulter le Compagnon Web pour d’autres exercices en lien avec la section 7.2. CHAPITRE 7 7 CHAPITRE 9. Soit la réaction suivante : CO(g) + 2 H2(g) ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ EXERCICES 321 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page322 Nom : Groupe : Date : Exercices 7.3 Les applications de l’équilibre 1. Les combustibles fossiles contiennent un certain pourcentage de soufre qui contribue à l’acidification des pluies par la formation de l’acide sulfurique. La réaction ci-dessous constitue une des étapes de la transformation du soufre en acide sulfurique : SO2(g) + 21 O2(g) SO3(g) + 96,6 kJ Si la température extérieure baisse, quel pourrait être l’effet sur l’acidité des pluies ? Expliquez votre réponse. Comme la réaction directe est favorisée par l’abaissement de la température, l’acidité des pluies pourrait augmenter. 2. Soit la réaction suivante à l’équilibre : C2H6(g) + énergie C2H2(g) + 2 H2(g) Quelles modifications favoriseraient la réaction directe ? Nommez-en cinq. Augmenter la température, diminuer la pression, augmenter la concentration du C2H6 , diminuer la concentration du C2H2 , ou diminuer la concentration du H2. 3. Il est possible de produire du dihydrogène par la décomposition du méthane selon l’équation suivante : CH4(g) + 75,2 kJ C(s) + 2 H2(g) en injectant le CH4 au fur et à mesure et en retirant le H2 au fur et à mesure qu’il se forme. 4. L’équation ci-dessous présente la réaction d’oxydoréduction d’une pile simple. Zn(s) + CuSO4(aq) Cu(s) + ZnSO4(aq) + énergie électrique Quelles modifications permettraient d’augmenter la quantité d’énergie électrique produite par cette pile ? Nommez-en trois. On pourrait augmenter la concentration de la solution de CuSO4 , diminuer la concentration de ZnSO4 et diminuer la température. Consulter le Compagnon Web pour d’autres exercices en lien avec la section 7.3. 322 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ EXERCICES © ERPI Reproduction interdite Quelles conditions permettent d’accroître le rendement de production du dihydrogène ? En effectuant la réaction à une température élevée, à basse pression, en présence d’un catalyseur, 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page323 CHAPITRE Résumé L’étude qualitative de l’état d’équilibre 7 7.1 QU’EST-CE QUE L’ÉQUILIBRE CHIMIQUE ? ● Une réaction complète se produit lorsqu’au moins un des réactifs d’une transformation s’est complètement transformé en produits. ● Une réaction réversible se produit lorsque, au même moment et au même endroit, les réactifs se transforment en produits et les produits se transforment en réactifs. On représente ainsi une réaction réversible : Réactifs Produits ● L’équilibre est l’état dans lequel la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de réaction inverse, soit : vdir = vinv . ● L’équilibre chimique a un caractère dynamique puisqu’il y a un échange perpétuel entre les réactifs et les produits. ● Pour atteindre l’équilibre, un système doit respecter trois conditions : avoir une réaction réversible; s’effectuer dans un système fermé; avoir des propriétés macroscopiques constantes. 7.2 L’EFFET DE DIFFÉRENTS FACTEURS SUR L’ÉQUILIBRE 7 Le principe de Le Chatelier indique que, si on modifie les conditions d’un système à l’équilibre (concentration, température, pression, effet d’un catalyseur), le système réagit de façon à s’opposer, en partie, aux changements qu’on lui impose. L’EFFET DES CHANGEMENTS DE CONCENTRATION IMPOSÉS SUR UNE RÉACTION À L’ÉQUILIBRE Changement imposé Schématisation Réaction favorisée Changement imposé Schématisation Réaction favorisée Augmentation [Réactifs] Réactifs Produits Réaction directe Augmentation [Produits] Réactifs Produits Réaction inverse Diminution [Réactifs] Réactifs Produits Réaction inverse Diminution [Produits] Réactifs Produits Réaction directe CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ THÉORIE 323 CHIMIE © ERPI Reproduction interdite ■ ● L’équilibre peut être modifié de deux façons : ❍ Si la vitesse de la réaction directe devient plus grande que celle de la réaction inverse, la formation de produits est favorisée. ❍ Si la vitesse de la réaction inverse devient plus grande que celle de la réaction directe, la formation des réactifs est alors favorisée. CHAPITRE ● 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page324 L’EFFET DES CHANGEMENTS DE TEMPÉRATURE IMPOSÉS SUR UNE RÉACTION À L’ÉQUILIBRE Augmentation de la température Schématisation Réactifs Produits + Énergie Réactifs + Énergie Diminution de la température Réaction favorisée Réactifs Produits Réaction inverse Réaction directe Produits + énergie Réactifs + Énergie Produits Réaction directe Réaction inverse ● Si on augmente la pression d’un système à l’équilibre en diminuant son volume, l’équilibre sera déplacé vers le côté de l’équation qui comporte le moins de molécules de gaz. ● Au contraire, si on diminue la pression d’un système à l’équilibre en augmentant son volume, l’équilibre sera déplacé vers le côté de l’équation qui comporte le plus de molécules de gaz. ● L’ajout d’un catalyseur à un système à l’équilibre ne modifie pas cet équilibre. Les concentrations des réactifs et des produits demeureront inchangées. Toutefois, au niveau atomique, la transformation des réactifs en produits et des produits en réactifs se fera plus rapidement, et ce, tout en conservant le même équilibre. ● L’ajout d’un catalyseur à un système qui tend vers l’équilibre permettra au système d’atteindre l’équilibre plus rapidement. 7.3 LES APPLICATIONS DE L’ÉQUILIBRE Les connaissances acquises sur l’équilibre chimique nous permettent d’améliorer le rendement des procédés industriels et de mieux comprendre divers processus naturels comme les cycles biogéochimiques. Elles nous permettent également de mieux comprendre le fonctionnement d’objets qu’on utilise au quotidien, comme les piles. 324 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE © ERPI Reproduction interdite Changement imposé 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page325 Nom : Groupe : Date : Exercices sur l’ensemble du chapitre 7 1. Il est possible d’obtenir un équilibre entre la précipitation et la dissolution du chlorure d’argent, AgCl, selon l’équation suivante : Ag+(aq) + Cl—(aq) AgCl(s) Si on ajoute de l’acide chlorhydrique (HCl) dans le système, quel sera l’effet sur la quantité de précipité formé ? Expliquez votre réponse. La quantité de précipité augmentera, puisque l’équilibre sera déplacé vers les produits. L’acide chlorhydrique est une source d’ions Cl—. 2. Soit la réaction de formation du monoxyde d’azote à l’équilibre : N2(g) + O2(g) + 181 kJ 2 NO(g) a) Qu’arrivera-t-il à la concentration du monoxyde d’azote, NO, si on chauffe le système ? Elle augmentera. b) Que lui arrivera-t-il si on ajoute de l’air dans le système ? Elle augmentera. c) Que lui arrivera-t-il si on augmente la pression par l’ajout d’hélium ? Il n’y aura aucun changement. 7 CHAPITRE d) Que lui arrivera-t-il si on ajoute un catalyseur ? Il n’y aura aucun changement. 3. Le procédé Deacon est un procédé industriel pour produire du dichlore (Cl2 ) selon l’équation 4 HCl(g) + O2(g) ■ CHIMIE © ERPI Reproduction interdite suivante : 2 Cl2(g) + 2 H2O(g) + 117 kJ a) Quel sera l’effet sur la production du dichlore si on augmente la pression du système ? Il y aura augmentation de la production du dichlore. b) Et si on augmente la concentration de l’acide chlorhydrique (HCl) ? Il y aura augmentation de la production du dichlore. c) Et si on augmente la température ? Il y aura diminution de la production du dichlore. d) Et si on ajoute un catalyseur ? Cela permettra d’accélérer la production, mais pas d’obtenir plus de dichlore. e) Et si on liquéfie l’eau ? Il y aura une augmentation de la production du dichlore. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ EXERCICES 325 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page326 Nom : Groupe : Date : 4. Soit la réaction de la synthèse du N2O5 à l’équilibre. 2 N2O5(g) ∆H = +42,5 kJ/mol ➞ ➞ 2 N2(g) + 5 O2(g) À l’aide de flèches, remplissez le tableau en indiquant la variation ( ) de concentration de chaque substance et la réaction favorisée ( ➞) résultant de chaque modification. ➞ Modification Augmentation de [N2O5 ] ➞ ➞ ➞ Augmentation de la température ➞ ➞ ➞ ➞ Augmentation de la pression ➞ ➞ ➞ ➞ Ajout de N2 ➞ ➞ Réaction favorisée ➞ Variation de concentration [O2] [N2O5 ] ➞ [N2] ➞ 5. Sous l’effet de la chaleur, le carbonate de calcium se décompose selon l’équation suivante : CaCO3(s) + 178,5 kJ ➞ CaO(s) + CO2(g) Effectuée dans un système fermé, cette réaction atteint l’équilibre après un certain temps. a) Quel effet aura une augmentation de la température sur la quantité de chacune des substances ? Expliquez votre réponse. Puisque la réaction directe est favorisée, la quantité de CaCO3 diminuera, tandis que les quantités de CaO et de CO2 augmenteront. b) Quel en sera l’effet sur la concentration de chacune des substances ? Expliquez votre réponse. Les concentrations du CaCO3 et du CaO demeureront constantes, puisque ce sont des solides. c) Quel en sera l’effet sur la pression du système ? Expliquez votre réponse. La pression du système augmentera, car l’augmentation de la température accroîtra le nombre de molécules de CO2 gazeux. De plus, une augmentation de température augmente l’énergie cinétique des particules. Il y a alors plus de collisions, ce qui augmente aussi la pression. 6. Une diminution de la température peut à la fois réduire la vitesse d’une réaction et augmenter son rendement de production. Expliquez pourquoi. Une diminution de la température diminue le nombre de particules ayant l’énergie minimum pour réagir, ce qui réduit la vitesse de réaction. Toutefois, dans le cas d’une réaction réversible exothermique, une diminution de température favorise la réaction directe, ce qui augmente la concentration de la substance produite et, par le fait même, le rendement de production. 326 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ EXERCICES © ERPI Reproduction interdite La concentration du CO2 augmentera. 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page327 Nom : Groupe : Date : 7. Le dioxyde de carbone peut se combiner à une molécule d’eau pour former l’acide carbonique, un acide présent en petite quantité dans l’eau de pluie, selon la réaction réversible suivante : CO2(g) + H2O(g) H2CO3(aq) + énergie Comment le taux d’humidité, c’est-à-dire le pourcentage de vapeur d’eau dans l’air, influe-t-il sur la formation de l’acide carbonique ? L’augmentation du taux d’humidité favorise la réaction directe, ce qui a pour effet d’augmenter la concentration de l’acide carbonique. 8. Coralie effectue une expérience au laboratoire pour étudier l’influence de la température sur l’équilibre suivant : Co(H2O)62+(aq) + 4 Cl—(aq) CoCl42—(aq) + 6 H2O(l) Rose Incolore Bleu Incolore Selon les observations ci-contre, la réaction est-elle exothermique ou endothermique ? Expliquez votre réponse. La réaction est endothermique puisqu’une diminution de température a favorisé la formation de la substance rose du côté des réactifs. CHAPITRE 7 9. Le dioxyde de soufre peut réagir avec l’eau pour former ■ SO2(g) + H2O(l) H2SO3(aq) + énergie Quels moyens permettraient d’augmenter la concentration de l’acide sulfureux ? Augmenter la pression (en diminuant le volume), augmenter la concentration du SO2, diminuer la température. 10. Soit la réaction suivante à l’équilibre : CaCl2(aq) + Na2C2O4(aq) CaC2O4(s) + 2 NaCl(aq) Quelles modifications devraient être apportées au système pour que la quantité de précipité diminue ? Diminuer la concentration des solutions de CaCl2 et de Na2C2O4. Augmenter la concentration de NaCl. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ EXERCICES 327 CHIMIE © ERPI Reproduction interdite de l’acide sulfureux. 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page328 Nom : 11. Groupe : Date : Pour chacun des systèmes illustrés ci-dessous, indiquez s’il a probablement atteint l’équilibre. Si non, précisez pourquoi. a) Il y a du propane gazeux et liquide dans la bonbonne, et la pression y est constante. Oui. b) On brûle du magnésium. La réaction émet une lumière vive. Puisque la réaction émet de la lumière, les propriétés macroscopiques ne sont pas © ERPI Reproduction interdite constantes. c) Le précipité s’est formé à partir des ions en solution. La quantité de précipité est constante. Oui. d) Du sucre est dissous dans du jus. La température est constante. (Dans ce système, ne considérer que la dissolution du sucre.) Non, puisque la réaction est complète. La réaction est irréversible. 328 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ EXERCICES 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page329 Nom : Groupe : Date : 12. Soit la réaction suivante à l’équilibre : 2 NaI(aq) + (NH4 )2S2O8(aq) (NH4 )2SO4(aq) + I2(aq) + Na2SO4(aq) Incolore Incolore Incolore Jaune Incolore Pour chacune des modifications ci-dessous, indiquez le changement de couleur de la solution qui en résulterait. Expliquez chacune de vos réponses. a) L’ajout d’iodure de sodium. La solution deviendrait plus jaune, parce que l’ajout d’iodure favorise la réaction directe. b) L’ajout d’un catalyseur. La solution ne changerait pas de couleur, puisqu’un catalyseur ne modifie pas l’équilibre. c) L’augmentation de la pression. La solution ne changerait pas de couleur, puisqu’il n’y a pas de gaz en jeu dans la transformation. d) L’ajout de diiode. La solution deviendrait plus jaune, puisque la concentration du diiode sera plus grande, même si la réaction inverse est favorisée. 13. Andréanne se prépare un verre de limonade avec un peu de jus de citron et du sucre jusqu’à ce qu’il y ait un dépôt de sucre dans le fond de son verre. a) Ce système peut-il atteindre l’équilibre ? Expliquez votre réponse. Oui, il peut atteindre l’équilibre pour la dissolution du sucre. Il y a une réaction réversible entre le sucre dissous et le sucre solide. La solution aqueuse constitue un système fermé, puisqu’il n’y a 7 b) Si Andréanne rajoute du sucre dans sa limonade, goûtera-t-elle plus sucré ? Pourquoi ? Non, puisque l’ajout d’un solide ne modifie pas l’équilibre. Il n’y aura donc pas plus de sucre dissous. ■ la formation peut être illustrée par le mécanisme suivant : CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) H2CO3(aq) 2 H+(aq) + CO32—(aq) Ca2+(aq) + CO32—(aq) CaCO3(s) L’été, on observe que la coquille des œufs est plus mince. À l’aide des notions d’équilibre, expliquez pourquoi ce phénomène est lié à la respiration plus rapide des poules lorsqu’il fait chaud. Lorsque les poules respirent plus rapidement, la concentration en dioxyde de carbone diminue. Il en résulte que la réaction inverse de chaque réaction est favorisée, ce qui diminue la quantité de carbonate de calcium. Consulter le Compagnon Web pour d’autres exercices sur l’ensemble du chapitre 7. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ EXERCICES 329 CHIMIE © ERPI Reproduction interdite 14. La coquille des œufs de poule est principalement constituée de carbonate de calcium, dont CHAPITRE pas de gaz. 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page330 Nom : Groupe : Date : Défis 1. Le graphique ci-dessous décrit les variations de concentration en fonction du temps des différentes substances de la réaction de synthèse du trioxyde de soufre. LES VARIATIONS DE CONCENTRATION EN FONCTION DU TEMPS [SO2 ] [O2 ] [SO3 ] t0 t1 t2 t3 t4 t5 Temps À quel(s) temps le système est-il à l’équilibre ? Expliquez votre réponse. Aux temps t4 et t5 , puisque les concentrations y sont constantes et qu’il y a une certaine quantité des trois gaz. 2. Le graphique ci-dessous décrit les variations de concentration en fonction du temps des substances © ERPI Reproduction interdite de la réaction de la synthèse de l’ammoniac. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) [NH3 ] [N2 ] [H2 ] t0 t1 t2 t3 t4 t5 Temps a) Au temps t 1, une modification a été effectuée dans le système. À partir de l’analyse des courbes du graphique, indiquez quelle est cette modification. L’ajout de N2 , puisque le N2 augmente d’un seul coup. 330 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ EXERCICES 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page331 Nom : Groupe : Date : b) Au temps t 2 , du dihydrogène est ajouté au système. Complétez le tracé des courbes du graphique de manière à illustrer les modifications de concentration qui résultent de cet ajout, sachant qu’au temps t 3 , un nouvel équilibre est établi. c) Au temps t 3 , la température du système est augmentée, jusqu’à ce qu’au temps t 4, un nouvel équilibre soit établi. Sachant que la réaction de la synthèse de l’ammoniac est exothermique, complétez le tracé des courbes du graphique de manière à illustrer les modifications de concentration qui résultent de la hausse de température. d) Au temps t 4, un catalyseur est ajouté au système. Complétez le tracé des courbes du graphique de manière à illustrer les modifications de concentration qui résultent de cet ajout. 3. Le graphique suivant décrit la solubilité du dioxygène gazeux en fonction de la température. 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 © ERPI Reproduction interdite 10 15 20 25 7 30 35 Température (oC) Sachant que la dissolution du dioxygène dans l’eau est décrite par l’équation suivante : O2(g) O2(aq) écrivez l’équation thermique qui en découle en indiquant le mot «énergie» à l’endroit approprié dans l’équation. Expliquez votre réponse. O2(g) O2(aq) + énergie Comme la solubilité diminue au fur et à mesure de l’augmentation de la température, on en déduit que plus la température augmente, plus la réaction inverse est favorisée, ce qui diminue la concentration de dioxygène dissous. 4. Au cours de la fermentation du champagne, il y a formation de dioxyde de carbone en solution. Après un certain temps, un équilibre est établi dans la bouteille entre le dioxyde de carbone en solution et le dioxyde de carbone gazeux selon l’équation suivante : CO2(aq) CO2(g) Lorsqu’on enlève le bouchon, des bulles se forment. D’où viennent-elles ? En vous appuyant sur les principes liés à l’équilibre, expliquez comment se forment les bulles dans le champagne. En enlevant le bouchon, la pression diminue, ce qui favorise la réaction directe. Le dioxyde de carbone en solution se transforme alors en dioxyde de carbone gazeux, et c’est cette réaction qui provoque la formation de bulles de gaz. CHAPITRE 7 ❙ L’ É T U D E Q UA L I TAT I V E D E L’ É TAT D ’ É Q U I L I B R E ❙ EXERCICES 331 CHAPITRE 5 ■ 0 CHIMIE Solubilité (mg/L) LA SOLUBILITÉ DU DIOXYGÈNE DANS L’EAU EN FONCTION DE LA TEMPÉRATURE 11120_cyr_ch_07-p219-332_Layout 1 2013-06-05 10:22 Page332 Nom : Groupe : Date : 5. L’hémoglobine est une protéine qui permet aux globules rouges de transporter le dioxygène de nos poumons jusqu’aux cellules qui constituent notre organisme. Le monoxyde de carbone, un gaz nocif produit par une combustion incomplète, a lui aussi la capacité de se fixer à l’hémoglobine. Cette association est d’ailleurs environ 200 fois plus forte que celle entre l’oxygène et l’hémoglobine. C’est ce qui explique pourquoi le monoxyde de carbone est un poison mortel pour l’humain, même à très faible concentration. On illustre une intoxication au monoxyde de carbone par l’équation suivante : HbO2(aq) + CO(g) HbCO(aq) + O2(g) Afin de traiter une intoxication au monoxyde de carbone, on fait respirer du dioxygène pur au patient. Du point de vue de l’équilibre, la pression du gaz aura-t-elle un rôle par rapport à l’efficacité du traitement ? Expliquez votre réponse. Non, la pression du gaz n’aura pas d’effet puisqu’il y a le même nombre de molécules de gaz de chaque côté de l’équation. 6. L’émail des dents est constitué d’une molécule complexe, le Ca5(PO4 )3OH, très peu soluble dans la salive. Il est caractérisé par l’équilibre suivant : Ca5(PO4 )3OH(s) 5 Ca2+(aq) + 3 PO43—(aq) + OH—(aq) Expliquez comment des boissons acides, comme les jus de fruits ou les boissons gazeuses, nuisent à l’émail des dents. Les acides neutralisent les ions OH—. Donc, la consommation de boissons acides diminue la concentration en ions OH—, ce qui déplace l’équilibre vers les produits. L’émail tend à se dissoudre davantage, ce qui diminue la quantité d’émail sur les dents. 7. La forte teneur en ions Ca2+ et Mg2+ est typique des eaux dites dures. La dureté de l’eau représente un problème pour certaines municipalités. En effet, elle contribue à la formation de dépôts calcaires, le tartre, dans les conduites et les réservoirs d’eau. L’équilibre suivant peut alors être établi : CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) a) Les dépôts calcaires s’accumulent plus rapidement dans les conduites et les réservoirs d’eau chaude. C’est d’ailleurs un problème fréquent des bouilloires et des cafetières. D’après ces observations, la réaction ci-dessus est-elle endothermique ou exothermique ? Expliquez votre réponse. Puisque la chaleur favorise la formation des dépôts calcaires (CaCO3(s) ), donc la réaction directe, on peut en déduire que la réaction est endothermique. b) De plus, la présence des ions de calcium diminue l’efficacité des savons. Afin d’adoucir l’eau, il est possible d’ajouter à l’eau de lavage une certaine quantité de bicarbonate de sodium (NaHCO3 ). Expliquez comment cette action contribue à diminuer la concentration en ion Ca2+ dans l’eau. Le bicarbonate de sodium s’ionise dans l’eau pour donner du HCO3–. Sa concentration augmente, ce qui favorise la réaction directe. Il en résulte une diminution de la concentration en ions Ca2+. 332 PARTIE IV ❙ L’ É Q U I L I B R E C H I M I Q U E ❙ EXERCICES © ERPI Reproduction interdite Ca2+(aq) + 2 HCO3–(aq)
