Terminale S Chapitre 5 Du quotient de réaction Qr à la constante d

Lycée J-B Schwilgué - SELESTAT
Terminale S
Chapitre 5
Du quotient de réaction Qr
à la constante d’équilibre d’un système...
I. Le quotient de réaction.
En disposant de l'équation d'une réaction, donner l'expression littérale du quotient de réaction Qr
1. Définition.
Le quotient de réaction Qr associé à la réaction en solution aqueuse d'équation :
a A (aq) + b B (aq) = c C (aq) + d D (aq) est défini par :
Dans l'expression précédente, [ X ] représente le nombre qui mesure la concentration molaire de cette
espèce exprimée en mole par litre.
La valeur de Qr est donc sans dimension (pas d'unité).
Remarque : la définition exacte du quotient de
réaction utilise l’activité chimique notée a. Cette
Dans l'écriture de Qr n'interviennent que les
grandeur n’est pas introduite en TS. Elle est
concentrations molaires des espèces dissoutes (le solvant
proportionnelle à la concentration molaire pour
eau ou les solides n'interviennent pas).
une solution (ou à la fraction molaire) ; le
2. Exemples dans le cas de solutions
aqueuses homogènes.
coefficient de proportionnalité est égal à un 1 pour
une solution diluée (par d’interaction
électromagnétique) ou pour un gaz parfait.
Voir la définition.
Exemple 1 :
Réaction, en solution aqueuse, entre l’éthanoate de sodium et l'acide méthanoïque.
L'équation de la réaction s'écrit :
CH3COO - (aq) + HCOOH (aq) = CH3COOH (aq) + HCOO - (aq)
Dans ce cas, toutes les espèces chimiques sont dissoutes dans le solvant eau et interviennent dans l'expression
du quotient de réaction Qr :
Exemple 2 :
Réaction entre l'acide méthanoïque et l'eau.
L'équation de cette réaction s'écrit :
H2O (liq) + HCOOH (aq) = H3O + (aq) + HCOO - (aq)
La concentration du solvant eau (en large excès) est quasi constante quel que soit l'état du système.
La concentration du solvant n'intervient pas dans l'écriture du quotient de réaction :
3. Exemples dans le cas de solutions aqueuses hétérogènes.
Exemple 3 :
Réaction entre une solution de sulfate de cuivre et du zinc en poudre.
L'équation de la réaction d'oxydoréduction s'écrit : Zn (s) + Cu ++ (aq) = Zn ++ (aq) + Cu (s)
Le quotient de réaction Qr associé à cette réaction est :
Exemple 4 :
Réaction entre une solution de sulfate de cuivre et la soude.
L’équation de la réaction rédox est : Cu + + (aq) + 2 HO - (aq) = Cu(OH)2 (s)
Le quotient de réaction Qr associé à cette dernière réaction s'écrit :
GROSSHENY L.
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Exercice 4 page 137
Exercice 5 page 137
Conclusion : dans le cas ou la réaction est écrite dans l’autre sens, Qr’ =
1
Qr
4. Quotient de réaction et avancement.
Activité : Qr dépend-il de l’avancement du système ?
Prenons l’exemple 1 :
E.I. mmol
E.x. mmol
Qr =
CH3COO - (aq) + HCOOH (aq)
10
20
10 - x
20 - x
=
CH3COOH (aq) +
0
x
HCOO - (aq)
0
x
x²
(10 − x).(20 − x)
Le quotient de réaction Qr dépend de l’avancement
de la réaction.
II. Etude de l’état d’équilibre.
Savoir que, lorsque l'état d'équilibre du système est atteint, les quantités de matière n'évoluent plus, et que cet
état d'équilibre est dynamique.
Savoir que le quotient de réaction dans l'état d'équilibre d'un système, Qr.éq prend une valeur, indépendante de
la composition initiale, qui est la constante d'équilibre associée à l'équation de la réaction.
Savoir que, pour une transformation donnée, le taux d'avancement final dépend de la constante d'équilibre et de
l'état initial du système.
1. Quotient de réaction à l’équilibre.
A l’équilibre, le quotient de réaction s’écrit Qr,éq. Le TP 5 nous a permis de constater :
Qr,éq ne dépend pas de l’état initial mais de la nature des réactifs.
Qr,eq est donc une caractéristique de la réaction ; on l’appelle pour une température donnée, la
constante d’équilibre notée K.
2. Constante d’équilibre.
A toute équation de réaction : a A (aq) + b B (aq) = c C (aq) + d D (aq) est associée une constante
d'équilibre K :
K ne dépend que de la température.
GROSSHENY L.
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Remarque 1 : Pour une réaction donnée, à tout moment on défini un quotient de réaction Qr ( qui varie avec la
valeur de l’avancement x).
A l’équilibre, le quotient de réaction se note Qr,éq ; Il prend une valeur indépendante des conditions initiales.
Cette valeur est appelée constante d’équilibre K=Qr,eq
Remarque 2 : Le taux d’avancement d’une réaction dépend de la réaction envisagée et pour une réaction
donnée dépend des conditions initiales. Ce taux d’avancement dépend de la constante d’équilibre qui permet de
trouver l’état final du système.
Exercice 9 page 137
III. Détermination expérimentale de la constante d’équilibre.
Utiliser la relation liant la conductance G aux concentrations molaires effectives [Xi] des ions Xi en
solution.
1. Détermination de K par pHmètrie.
Dans le cas d’une réaction où [ H3O+ ] varie, on peut déterminer l’avancement final de la réaction par
mesure du pH.
On en déduit à l’aide du tableau d’avancement la concentration molaire volumique en espèces
dissoute .
2. Détermination de K par conductimétrie.
Rappels de conductimétrie
La conductance G de la portion de solution ionique étudiée dépend de la longueur L et de la section S
de cette portion de solution, mais aussi de la conductivité s de la solution :
I σ .S
=
U
L
conductance G en siemens (S) - conductivité σ en siemens par mètre (S / m)
G=
section S en mètre au carré (m²) - longueur L en mètre (m)
La conductivité s de la solution étudiée qui contient les ions X 1 , X 2 , X 3 , ... s'écrit :
σ = λ1 [X 1] + λ2 [X 2 ] +λ3 [X 3 ] + ...
[X i] est la concentration de l'ion X i et λ i est la conductivité ionique molaire de l'ion X i·
conductivité σ en siemens par mètre (S / m)
conductivité ionique molaire λ en siemens ´ mètre carré par mole (S.m2 / mol)
concentration molaire volumique [ X ] en mole par mètre cube (mol / m3)
Exercice 8 page 137
GROSSHENY L.