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Cours Chimie - Série ES: Équilibres chimiques

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Fiche de révision Chimie: équilibres chimiques et évolution d’un système chimique ; Acidobasicité

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Ajouté le : 04 mars 2014
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Nº : 37001
Fiche Cours
CHIMIE
Série S
Thème : équilibres chimiques et Évolution d’un système chimique ; AcidobasicitÉFiche I : équilibres chimiques
Plan de la fiche
I - Définitions II - Méthodologie III - Règle
I - Définitions
• Solution :système chimique liquide homogène contenant plusieurs espèces chimiques. v • Solvant :espèce chimique majoritaire d’une solution. Parfois il n’y a pas de solvant et parfois il y en a plusieurs. • Soluté :espèce chimique minoritaire d’une solution. Il existe des solutés moléculaires et ioniques. • Concentration en soluté apporté :concentration de l’espèce que l’on apporte (lors d’une dissolution ou lors d’un mélange) dans l’hypothèse où celle-ci ne se transforme qu’après l’apport.
Il peut s’agir d’une concentration fictive.Ainsi la concentration en soluté apportécle cas de l’acide chlorhydrique dans(H O+ Cl)obtenu par dissolution du chlorure d’hydrogène gazeux suivantH O= H OHCl ++ Clserait la concentration + –+ – 3 (aq)(aq) (g)2 (l)3 (aq)(aq)deHClqui n’existe pas. On n’utilise jamais la notation à crochet pour noter cette concentration, mais par contre[H O ] = cet+ (aq) 3 [Cl ] = cle cas de la solution d’acide sulfurique. Dans(2 H O)+ SOpar dissolution de l’acide sulfurique liquide obtenue – +2– 3 (aq)4 (aq) + 2–2– suivant+ 2HH SO2 HO =SOO +la concentration de, il s’agirait deH SOn’existe pas, quimais[SO ]= c et2 4(l)2 (l)3 (aq)4 (aq)2 4(aq)4 [H O ] = 2 c. + 3
Exemples :dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre (II), lesolvant est l’eau et les solutés sont l’ion sulfate et l’ion cuivre (II). Dans une solution de diiode dans l’hexane,le solvant est l’hexane et le soluté est le diiode.
• Acide :espèce chimique capable de céder un ou plusieurs hydronsH(hydron se disait proton jusqu’en 2003). +
+ • Base :espèce chimique capable de capter un ou plusieurs hydronsH .
• Couple acide base : ensemblede deux espèces chimiques (A etB) qui se transforment l’une en l’autre par transfert d’un + + hydronHla demi-équation hydronique, selonA = B + H.
• Réaction acide base :réaction qui consiste en l’échange d’un hydron entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple.
+ L’écriture de l’hydron estHsans mention d’état physique ; l’hydron n’existe pas en solution. Il ne faut pas le confondre avec Hqui est une écriture tolérée en oxydoréduction de l’ion oxoniumH O. + + (aq) 3(aq)
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Exemple :la molécule d’acide éthanoïqueCH COH estl’atome d’hydrogène en gras peut être libéré par la moléculeun acide, 3 2 sous forme d’hydron. On obtient l’ion éthanoateCH COpeut ultérieurement capter un hydron et donner la molécule. Cet ion 3 2 d’acide éthanoïque. L’ion éthanoate est une base.L’acide éthanoïque et l’ion éthanoate forment un coupleCH CO H/ CH CO: 3 2(aq) 32 (aq)CH CO H= CH CO+ Hconsidère le couple. Si onNH /NH, onpeut écrire une réaction acide base : – ++ 3 2(aq) 32 (aq)4 (aq)3(aq)
– + CH Co H= CH CO+ H 3 2(aq) 32 (aq) + + NH +H =NH 3(aq) 4(aq) __________________________________ – + CH CO H+ NH= CH CO+ NH 3 2(aq) 3(aq) 32 (aq)4 (aq)
Liste : H O/ H Oion oxonium et eau + 3 (aq)2 (l) CH CO H/ CH COacide éthanoïque et ion éthanoate 3 2(aq) 32 (aq)NH /NHion ammonium et ammoniac + 4 (aq)3(aq)H O/ HOeau et ion hydroxyde 2 (l)(aq)
+ • Potentiel hydrogène noté exclusivementpH:Si[H O] ≤ 0,1 mol·Let[H O ]est enmol·LalorspH = – log [H O ] +-1+-1 3 3 3
Conséquence :[H Omol·L] = 10 + -pH-1 3
• Oxydant :espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électronse.
• Réducteur :espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électronse.
• Couple oxydant réducteur :ensemble de deux espèces chimiques (OetR) qui se transforment l’une en l’autre par transfert d’électrons, selonla demi-équation électroniqueO + e= R.
• Réaction oxydant réducteur :Réaction qui consiste en l’échange d’électrons entre le réducteur d’un couple et l’oxydant d’un autre couple. – – I +2 e= 2 I 2(aq) (aq) 2 S O= S O+ 2 e 2– 2–2 3(aq) 46 (aq) _____________________________________________________ 2– –2– I +2 S O= 2 I+ S O 2(aq) 23 (aq)(aq) 46 (aq) Exemple :II / 2(aq) (aq) S O/ S O 22– 4 6(aq) 23 (aq)
Liste : O /H Odioxygène et eau 2(g) 2(l) Fe /Feion fer(III)et ion fer(II) 3+ 2+ (aq) (aq) I /Idiiode et ion iodure 2(aq) (aq) Cu /Cuion cuivre(II)et cuivre 2+ (aq) (s) H /HouH O/ Hion oxonium et dihydrogène + + (aq) 2(g)3 (aq)2(g) H O/ Heau et dihydrogène 2 (l)2(g) 2+ Fe /Feion fer(II)et fer (aq) (s) Zn /Znion zinc et zinc 2+ (aq) (s)
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Laconductivitédunesolutionestunegrandeurphysiquefondamentalepourlétudedeséquilibreschimiquesensolution.Elletraduitlafacilitéd’unesolutionàconduirelecourantélectrique.Ellerésultedelaprésenced’ionsdanslasolution,seulslesionsconduisentlecourantélectrique.Par définition la conductivité estIest l’intensité du courant qui circule dans la solution contenue dans la celluledu conductimètre,Ula tension aux bornes de la cellule,Lla largeur de la cellule etSla surface d’une électrode de la cellule. On montre queλest la conductivité molaire ionique enS·m ·molet[X ]la concentration molaire de l’ionien2-1 i i mol·metσest enS·mcette dernière formule qui est généralement utilisée.. C’estil ne faut faireAttention dans la sommation, -3-1 intervenir que les ions mais tous les ions.
II - Méthodologie
L’étude des transformations de systèmes chimiques montre par l’expérience que les réactions ne sont que très rarement totales. Les réactifs ne disparaissent pas complètement.L’avancement n’atteint pas sa valeur maximale. Dans l’état final du système chimique, auniveau macroscopique,les concentrations des réactifs et des produits sont stables.C’est pourquoi on parle d’équilibre chimique. Ceci n’est compréhensibleque si l’on admet que la réaction peut se faire dans les deux sens par rapport à l’écriture de l’équation. Exemple :Soit un acideAHbase conjuguée est, saAcouple, c’est leHA +AH =A :AH /. – –– + (aq) (aq)(aq) (aq) L’échange d’hydron peut être finalisé avec le couple= H O.: H O+ HH O/ H O+ ++ 3 (aq)2 (l)2 (l)3 (aq)
– + On en déduit l’équationH OAH ++ H O= A. Sialors le réactif limitant est l’acidecette réaction est totale,AH, puisque (aq) 2(l) (aq)3 (aq) l’eau est le solvant.Si on apporten= 1 mmold’acide pour un volume de solutionV = 1 Lalors[AH]= 1 mmol·Lalorsxx = i-1 AH ifmax uis quexn == 1 mmolfinalement, d’où[ f fi if + et n= 0.Or– x= nn A.Onendéduitquenx == 1 mmol. PH3O+maxH O ]= 1 AH HAHmax maxAH 3f -1-3 mmol·LetpH= – log 1·10= 3. tot
Prenons l’acide éthanoïqueCH CO H: 3 2 CH CO H+ H O= CH CO+ H O. + 3 2(aq) 2(l) 32 (aq)3 (aq) i Si on apporte initialementn= 1 mmolpourV = 1 Lde solution,alors on mesure expérimentalement quepH= 3,9.OrCH CO Héq 3 2 [H O ]= 10et par ailleursn+= [H O ]· Vetn+= x. Onen déduit alors quex= 10× 1 = 0,13 mmol. Il apparaît quex < + -pHf +f-3,9 f 3 éqH O3 fH Of f f 33 x etpH >pHdans le cas de l’acide éthanoïque.Dans cette situation,il y a équilibre entre l’eau avec l’acide éthanoïque et l’ion maxéq tot oxonium avec l’ion éthanoate.
Au niveau microscopique,la réaction se poursuit mais autant dans un sens que dans l’autre ;ceci fait que les quantités macroscopiques ne varient pas.L’équilibre est dynamique.
• Avancement maximal,x:ce serait l’avancement final,si la réaction considérée était totale. Il est déterminé par un calcul max théorique après avoir déterminé le réactif limitant.
• Avancement final,x:c’est l’avancement final réel quand l’équilibre est atteint.xest toujours inférieur àxen valeur absolue. ffmax Il est déterminé par la mesure d’une grandeur à l’équilibre, comme lepHcalcul., laconductivité, l’absorbance…, suivi d’un
• Tauxd’avancement final,τ:
, τest sans unité et0 ≤ τ ≤ 1.
Plaçons-nous dans une situation assez générale : l’équilibre entreAavecBetCavecD(A, B, CetDsont quatre espèces dont on ne précise pas la formule moléculaire). L’équation de la réaction peut s’écrire : (1) α A + β B = γ C + δ Dou bien(2) γ C + δ D = α A + β B α, β, γetδsont les nombres stoechiométriques qui assurent que l’équation est bien ajustée.
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Ces deux écritures sont équivalentes mais en(1) AetBsont appelés réactifs, etCetDsont appelés produits alors qu’en(2)c’est le contraire.
D’autre part si pour atteindre l’état d’équilibre,la réaction se fait en partant deAavecBse fait dans le sens direct, on dit qu’elle par rapport à(1)et dans le sens indirect par rapport à(2). Maissi pour atteindre l’état d’équilibre, la réaction se fait en partant de CavecD, on dit qu’ellese fait dans le sens indirect par rapport à(1)et dans le sens direct par rapport à(2)cas on. Dans tous les travaille avec une seule des deux équations (exclusivement(1)ou exclusivement(2)) en appliquant les conventions de vocabulaires qui viennent d’être indiquées et les conventions calculatoires qui vont l’être ci-dessous et ceci d’un bout à l’autre du problème. Dans la suite de ce chapitre,on travaille avec(1).
• Quotient de réaction,Qr:
avec(1).
Dans l’écriture précédente,tout comme dans la définition dupH, laconcentration molaire des espèces dissoutes [espèce -1 dissoute], représentele nombre qui mesure la concentration molaire de cette espèce exprimée enmol·L. Lequotient de réaction n’a pas d’unité.Dans l’expression du quotient de réaction,les espèces non dissoutes (solvant,solide) interviennent par le nombre1. Sil’on travaille avec l’équation(2)alors l’expression du quotient de réaction est
Exemple :+ H O+ H O= CH COCH CO H – + 3 2(aq) 2(l) 32 (aq)3 (aq)
Ce1est indiqué icipour rappeler que l’on ne doit pas écrire[H O]car c’est le solvant. 2
III - Règle
• Principe de l’équilibre chimique
Pour tout système chimique,il existe un état d’équilibre où les grandeurs macroscopiques du système n’évoluent plus.Lorsqu’un système chimique a atteint son état d’équilibre, le quotient de réaction a une valeur finaleQappelée constante d’équilibre,notée r,f Kde la composition initiale., indépendante Si la réaction chimique est spontanée, c’est-à-dire qu’elle avance sans apport d’énergie de la part du milieu extérieur, alors : - tant queK > Qelle avance dans le sens direct jusqu’à ce queQ =K; r’ r - tant queK < Qelle avance dans le sens indirect jusqu’à ce queKQ =. r’ r Le taux d’avancement final dépend de la constante d’équilibre et des conditions initiales du système chimique.Un équilibre peut posséder un nom,ou bien même un nom dans un sens et dans l’autre sens.
• Transformationforcée :transformation dont la réaction avance dans le sens contraire du sens spontané grâce à un apport d’énergie de la part du milieu extérieur.Le quotient de réaction s’éloigne de la constante d’équilibre et le système chimique s’éloigne de l’état d’équilibre.
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