pub

Équilibre chimique

I. Réactions complètes, équilibrées et incomplètes.

Réaction complète : Se déroule jusqu'à épuisement d'un réactif au moins.

2 HCl     +     Ca(OH)2        CaCl2    +    2 H2O

. début :

    0,5                  0,8             -              -
      . fin :   0            0,8-0,25 = 0,55             0,25           0,5

. début :

  0,5                 0,25                 -              -
      . fin :    0                      0                     0,25              0,5

Réaction impossible : Aucune transformation n'est observée lorsqu'on met les réactifs en présence.

                      Au   +   H2O      


Réaction équilibrée : Dans cette réaction, on observe une transformation, mais aucun des réactifs ne sera épuisé totalement.


  N2     +     3 H2              2   NH3

. début :

  0,8           0,4                       -
. équilibre :   0,8 - x      0,4 -3x             2x

Le coefficient de x est déterminé par le coefficient de la molécule à laquelle il se rapporte, lorsque l'équation est pondérée.

 

II. Mise en évidence d'une réaction incomplète.

Les solutions contenues dans les berlins ci-contre ont la même concentration molaire, (0,1 M).

La solution incolore est une solution de KSCN

La solution orangée/jaune est une solution de FeCl3

Mettons maintenant à l'aide d'une pipette jaugée la même quantité de réactifs dans une éprouvette contenant de l'eau distillée et observons. Nous observons un changement de couleur, ce qui indique qu'une réaction s'est opérée. Redistribuons maintenant le contenu de ce berlin dans 3 petits berlins. Dans l'un rajoutons du KSCN, dans un autre, rajoutons du FeCl3 et observons par-rapport au témoin les changements éventuels.

*

* * *
En rajoutant du KSCN, l'on observe que la couleur devient plus intense, il y a donc encore réaction. En rajoutant du FeCl3, l'on observe que la couleur devient plus intense, il y a donc encore réaction. Berlin témoin dans lequel rien n'a été rajouté;

(*) les couleurs ne correspondent pas exactement à la réalité.

 

Si lorsque l'on rajoute l'un ou l'autre des deux réactifs de départ, la coloration change, c'est qu'il reste encore de l'autre réactif dans la solution. Ce qui signifie que dans une réaction incomplète aucun des réactifs n'est épuisé totalement.

voici comment se note la réaction : FeCl3 + KSCN   FeSCN2+ + KCl + 2Cl-


Explication au niveau des molécules

Ce schéma représente la composition du berlin témoin.
L'on voit qu'en solution, toutes les espèces sont présentes et en équilibre !

Voyons maintenant ce qu'il se passe dans le berlin lors des différentes additions.

Au départ, avant l'ajout de KSCN, la solution contient des ions Fe3+, des ions Cl- et des molécules d'eau, car nous travaillons avec des solutions aqueuses.

Après addition d'une quantité x de KSCN, des ions SCN-, K+ et le complexe FeSCN apparaissent dans la solution. La totalité des ions Fe3+ ne sont pas consommés et il reste des ions SCN- qui n'ont pas réagi dans la solution.

Si l'on ajoute une nouvelle quantité x (au total 2x) de KSCN, l'on observe que la solution devient plus rouge. En fait, des ions Fe3+ et SCN- ont réagi afin de maintenir les concentrations en SCN- initiales. La formation de KSCN a été favorisée afin de limiter l'apparition d'ions SCN- dans la solution. Tous les réactifs n'ont pas réagi et la réaction n'est toujours pas complète ! Dans une réaction équilibrée, et dans cette exemple, l'ensemble des ions se retrouve dans des quantités déterminées dans la solution. Il reste toujours des ions "réactifs" non consommés.

 

III. État d'équilibre et réaction incomplète.

Dans un système chimique à l'état d'équilibre, deux réactions inverses à vitesse égale se déroulent. Ce système chimique est dit alors système à l'état d'équilibre dynamique.

Exemple : dans la réaction décrite ci-dessus pendant qu'une partie des réactifs deviennent 

FeScN2+ + KCl + 2 Cl-, une autre réaction s'effectue au niveau des produits, ceux-ci redeviennent du FeCl3 + KScN, les deux réactions se produisent à la même vitesse, il nous semble alors que plus aucune réaction ne se fait car il n'y a pas de changement visible à l'œil nu.


Conditions d'équilibre

- Il faut qu'il n'y ait plus de changement visible à l'œil nu.

- Il faut que le système soit isolé.

- Il faut que 2 réactions inverses simultanées se produisent, une réaction directe qui transforme les réactifs en produits (vert) et une réaction inverse qui transforme les produits en réactifs (rouge).


IV. Aspect quantitatif de l'équilibre.

Notations

 une concentration de départ (initiale) se note : CA = 0,1 mole/L
 la concentration à l'équilibre se note : [ A ] et [A] < 0,1 mole/L

Loi de Guldberg - Waage


La formule de la constante d'équilibre a pu être mise en évidence sur base de résultats expérimentaux.

a.A + b.B    c.C + d.D

A,B = réactifs a,b,c,d : coefficients stœchiométriques.
C,D = produits

Kc = notation de la constante d'équilibre exprimée en fonction des concentrations.

Si Kc est grand on tend vers la réaction complète.

Si Kc est très petit  on tend vers une réaction impossible.


Dans l'expression de Kc, on ne fait pas figurer les solides, on remplace les concentrations des solides par le chiffre [1].


Exemple :  Expression de la constante d'équilibre de 2 Li+(aq) + CO32-(aq) Li2CO3 (s)


 

Copyright (c) 2000 - 2017 |  Miseur Ludovic | www.lachimie.net | tous droits réservés |  remis à jour le : 09/09/2017

Source à renseigner :
MISEUR L., « La Chimie.net », [en ligne] <http://www.lachimie.net>, 2017, visité le ....


Copyright © Miseur Ludovic  2000 - 2017 | www.educations.net | tous droits réservés |  remis à  jour le : 10/09/2017


La reproduction du site, même partielle,
est formellement interdite sans accord écrit préalable de l'auteur.
 plus d'infos : www.assucopie.be



Source à  renseigner :
Miseur L., «La Chimie.net », http://www.lachimie.net, visité le ...