Etat d'équilibre d'un système chimique

1.Quotient de réaction 1.1.Définition Soit la réaction chimique générale entre des espèces chimiques, en solution aqueuse: aA (aq) + b B (a...

1.Quotient de réaction

1.1.Définition

Soit la réaction chimique générale entre des espèces chimiques, en solution aqueuse:

aA(aq) + b B(aq)  ⇄ cC(aq)  + d D(aq)

On appelle quotient de réaction Qr associé à cette réaction,l'expression:

1.2.cas de réaction entre espèces dissoutes

a. Réacton de l'acide éthanoique CH3COOH sur l'ammoniac NH3

Equation de la réaction:

 CH3COOH(aq) + NH3(aq) ⇄ CH3COO⁻(aq)  + NH4⁺(aq)

Expression littérale du quotient de réaction:

b. réaction des ions iodure I⁻ sur les ions FeIII  Fe³⁺

Equation de la réaction:

2I⁻(aq) + 2 Fe³⁺(aq) ⇄ I2(aq) + 2 Fe²⁺(aq)

Expression littérale du quotient de réaction:

1.3.Cas de réactions où le solvant est impliqué

a. réaction de l'acide méthanoique HCOOH sur l'eau

Equation de la réaction:

HCOOH(aq) + H2O(aq) ⇄  HCOO⁻(aq) + H3O⁺(aq)

Expression littérale du quotient de réaction: L'eau joue le role de solvant n'intervient pas.
seules les espèces dissoutes sont tenues en compte dans l'expression de Qr

b. réaction de l'ammoniac NH3 sur l'eau

Equation de la réaction:

NH3(aq) +H2O(aq) ⇄ NH4⁺(aq) + HO⁻(aq)

Expression littérale du quotient de réaction: L'eau joue le role de solvant n'intervient pas.
seules les espèces dissoutes sont tenues en compte dans l'expression de Qr

1.4.Cas de réactions où un solide est impliqué

Equilibre entre une forme soloide et les ions dissous

Exemple1: iodure de plomb solide PbI2(s) en contact avec les ions en solution

Equation de l'équilibre chimique: PbI2(s) ⇄ Pb²⁺(aq) + 2 I⁻(aq)

Le quotient de réaction correspondant est: 

Remarque: Valeurs particulières de Qr

Lorsque Qr=0, l'un des rproduits de la réaction est nul.l'un des produits de la réaction au moins n'estt pas présent.

Lorsque Qr=∞, l'un des réactifs au moins n'est plus présent ( races).Donc le réactif limitant est complétement consommé.Il s'agit d'une réaction totale.

Lorsque la réaction évolue spontanément dans le sens direct,( de gauche à droite),.Il y a consommation des réactifs et augmentation de la quantité des produits. Qr augmente

2.Constante d'équilibre

2.1.activité.1: détérmination expérimentale d'un quotient
 de réaction à l'équilibre par conductimétrie

La mesure, à 25°c, de la conductivité d’une solution d’acide éthanoïque CH₃COOH

 de concentration  C=5,0.10^-2 mol. l^-1 donne σ= 343 μS.cm^-1

On donne : λ _{CH3 COO}⁻ = 4,09 mS.m² .mol ⁻¹ 

                   λ _{H3 O}⁺ = 35,0 mS.m² .mol ⁻¹

1       1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau.

         2.  Dresser un tableau d’avancement.

         3.Citer les espèces chimiques présentes dans la solution et donner leurs 

          concentrations molaires en fonction de C, V et x_eq.

        4.Exprimer σ en fonction des concentrations molaires des ions présents   et 

           déterminer leurs conductivités molaires ioniques.

 

     7.  Calculer le taux d’avancement final.

Solution

1. RCOOH_(aq) +H₂O  ⇄ RCOO^–_(aq)  +  H₃O⁺_(aq)

2.  

_3.Les espèces chimiques présentes dans la solution sont :

Les ions éthanoate CH₃COO⁻_(aq) , les ions oxonium 

H₃O⁺_(aq) et les molécules acide éthanoique  CH₃COOH_(aq)    

_4.  

5.

          

2.2.Activité.2: Qr,éq selon l'état initial du système

On mesure la conductivité de deux solutions d'acide éthanoïque CH3COOH

de concentrations apportées C1 et C2

2.3.Constante d'équilibre

définition:  La constante d'équilibre K, associée à l'équilibre d'une réaction

 est son quotient de réaction à l'équilibre: K=Qr,éq

K est indépendante de l'état initial du système.Elle dépend uniqueement de la température

3.Taux d'avancement final

3.1.Influence de la constante d'équilibre sur le taux d'avancement final

3.2.Influence des conditions initiales sur le taux

 d'avancement final

Le taux d'avancement final d'une réaction dépend de l'état initial du système.

Le taux de réaction final de la réaction  d'un acide sur l'eau est d'autant plus grand 

que sa concentration est plus petite.

Notion d’équilibre chimique

À partir de l’état final précédent, l’ajout, à volume constant :

• de quelques gouttes d’acide éthanoïque pur provoque une diminution du pH de la solution ;
• d’éthanoate de sodium solide provoque une augmentation du pH.

Dans le premier cas, la diminution du pH résulte d’une augmentation de la concentration en ions H3O+. Le volume n’ayant pas varié, la quantité n(H3O+) a donc augmenté. Des ions H3O+ se sont formés. Le système chimique a évolué dans le sens direct de l’équation, ce qui tend à consommer l’acide apporté :

CH₃CO₂H(aq) + H₂O(l) → CH₃CO₂^–(aq) + H₃O⁺(aq)

Dans le second cas, l’augmentation du pH résulte d’une diminution de la concentration en ions H3O+. Le volume n’ayant pas varié, la quantité n(H3O+) a diminué et des ions H3O+ ont été consommés. Le système chimique a évolué dans le sens inverse de l’équation, ce qui tend à consommer les ions éthanoate apportés :

CH₃CO₂H(aq) + H₂O(l) ← CH₃CO₂^–(aq) + H₃O⁺(aq)

Le système chimique peut donc évoluer dans les deux sens. L’état final est un état d’équilibre entre les différentes espèces chimiques.

Pour traduire cet équilibre, l’équation de la réaction s’écrit avec une double flèche :

CH₃CO₂H(aq) + H₂O(l) ⇄ CH₃CO₂^–(aq) + H₃O⁺(aq)

Un système chimique atteint un état d’équilibre lorsque, dans l’état final, les réactifs et les produits sont simultanément présents.

L’équation de la réaction s’écrit alors avec une double flèche (⇄) qui traduit le fait que deux réactions, inverses l’une de l’autre, peuvent se produire simultanément dans le système.

Remarque : par ajout de réactif ou de produit, il est possible de modifier un état d’équilibre. Le système évolue alors dans le sens correspondant à la consommation de l’espèce ajoutée.

Exercices

Ex_1. Effectuer des changements d'unités

Effectuer les conversions suivantes :

1. C=8,5x 10^-4mol.L^-1 =... mol.m^-3                             2. C=6,7x10^-2  mol.m^-3= ....mol.L^-1

3. =5,45x 10^-1 S.m^-1 =... mS.cm^-1                                     4. =497 S.cm^-1 = ms.m^-1

Ex2.Calculer une sonstante d’équilibre.

L’acide salicytique, C₇H₆0₃ ; noté HA, présent dans l'écorce de saule, donne fieu à un équilibre

chimique avec l'eau.

1. Écrire l'équation de la réaction correspondante,

2, Donner l'expression de la constante d'équilibre.

3.  Pour un état d'équilibre, on obtient

Quelle est la valeur de la constante d’équilibre ?

Ex2.Utiliser la conductivité

1. Écrire l'équation de la réaction entre l'acide propanoïque C₂H₅CO₂H et l'eau.

2. a. On mesure la conductivité à 25 °C de solutions d'acide propanoïque pour différentes concentrations C de soluté apporté.Les résultats sont regroupés dans le tableau ci-après.

Déterminer, dans chaque cas, les valeurs des concentrationseffectives des ions.

b. En déduire, dans chaque cas, la concentration effective de l'acide  propanoïque.

€ Déterminer, dans chaque cas, le quotient de réaction dans l'état d'équilibre. Conclure.

EX3.Calculer et comparer des constantes d’équilibre

On considère deux solutions S, et S, de concentration molaire en soluté apporté égale à 1,0 x 10^-2 mol.L^-1. S₁ est une solution d'acide monochloroéthanoïque CH₂CICO₂H et S₂ une solution d'acide

Dichloroéthanoïque CHCl₂CO₂H. Les conductivités  et  des deux solutions S₁ et S₂ valent respectivement, à 25 °C : 0,167  et 0,330   (S.m^-1)

1. Écrire les équations des réactions entre chaque acide et l'eau.

2. Déterminer les concentrations des ions dans ces solutions.