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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• Publié le: 04 mars 2014
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Nº : 37001

Fiche Cours

CHIMIE

Série S

Thème : équilibres chimiques et Évolution d’un système chimique ; AcidobasicitÉ Fiche 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 apporté c le cas de l’acide chlorhydrique dans  (H O+ Cl) obtenu par dissolution du chlorure d’hydrogène gazeux suivant H O= H OHCl ++ Cl serait la concentration + –+ – 3 (aq)(aq) (g)2 (l)3 (aq)(aq) de HCl qui n’existe pas. On n’utilise jamais la notation à crochet pour noter cette concentration, mais par contre [H O ] = cet + (aq) 3 [Cl ] = c le cas de la solution d’acide sulfurique. Dans (2 H O)+ SO par 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 de H SO n’existe pas, quimais [SO ]= c  et 2 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 hydrons H (hydron se disait proton jusqu’en 2003). +

+ • Base :espèce chimique capable de capter un ou plusieurs hydrons H .

• Couple acide base : ensemblede deux espèces chimiques ( A  et B ) qui se transforment l’une en l’autre par transfert d’un + + hydron H la demi-équation hydronique, selon A = 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 est H sans mention d’état physique ; l’hydron n’existe pas en solution. Il ne faut pas le confondre avec H qui est une écriture tolérée en oxydoréduction de l’ion oxonium H O. + + (aq) 3(aq)

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Exemple :la molécule d’acide éthanoïque CH COH  estl’atome d’hydrogène en gras peut être libéré par la moléculeun acide, 3 2 sous forme d’hydron. On obtient l’ion éthanoate CH CO peut 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 couple CH CO H/ CH CO : 3 2(aq) 32 (aq) CH CO H= CH CO+ H considère le couple. Si on NH /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 O ion oxonium et eau + 3 (aq)2 (l) – CH CO H/ CH CO acide éthanoïque et ion éthanoate 3 2(aq) 32 (aq) NH /NH ion ammonium et ammoniac + 4 (aq)3(aq) H O/ HO eau et ion hydroxyde – 2 (l)(aq)

+ • Potentiel hydrogène noté exclusivement pH :Si [H O] ≤ 0,1 mol·L et [H O ] est en mol·L alors pH = – 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 électrons e . –

– • Réducteur :espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons e .

• Couple oxydant réducteur :ensemble de deux espèces chimiques ( O et R ) qui se transforment l’une en l’autre par transfert d’électrons, selonla demi-équation électronique O + 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 2–2– 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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 Laconductivitéd’unesolutionestunegrandeurphysiquefondamentalepourl’étudedeséquilibreschimiquesensolution.Elletraduitla facilitéd’unesolutionàconduirelecourantélectrique.Ellerésultedelaprésenced’ionsdanslasolution,seulslesionsconduisentlecourant électrique.Par définition la conductivité estoù I est l’intensité du courant qui circule dans la solution contenue dans la cellule du conductimètre, U la tension aux bornes de la cellule, L la largeur de la cellule et S la surface d’une électrode de la cellule. On montre queoù λ est la conductivité molaire ionique en S·m ·mol et [X ] la concentration molaire de l’ion i en 2-1 i i mol·m et σ est en S·m cette 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 acide AH base conjuguée est, sa A couple, c’est le HA +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’équation H 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 apporte n= 1 mmol d’acide pour un volume de solution V = 1 L alors [AH]= 1 mmol·L alors xx = i-1 AH ifmax uis que xn == 1 mmol finalement, d’où [ f fi if + et n= 0 .Or – x= nn A .Onendéduitque nx == 1 mmol . P H3O+ max H O ]= 1 AH HAHmax maxAH 3f -1-3 mmol·L et pH= – log 1·10= 3 . tot

Prenons l’acide éthanoïque CH 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 initialement n= 1 mmol pour V = 1 L de solution,alors on mesure expérimentalement que pH= 3,9. Or CH CO Héq 3 2 [H O ]= 10 et par ailleurs n + = [H O ]· V et n + = x . Onen déduit alors que x= 10× 1 = 0,13 mmol . Il apparaît que x < + -pHf +f-3,9 f 3 éqH O3 fH Of f f 3 3 x etpH >pH dans 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. x est toujours inférieur à x en valeur absolue. ffmax Il est déterminé par la mesure d’une grandeur à l’équilibre, comme le pH calcul., laconductivité, l’absorbance…, suivi d’un

• Tauxd’avancement final, τ :

, τ est sans unité et 0 ≤ τ ≤ 1 .

Plaçons-nous dans une situation assez générale : l’équilibre entre A avec B et C avec D ( A, B, C et D sont 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 D ou bien (2) γ C + δ D = α A + β B où α, β, γ et δ sont les nombres stoechiométriques qui assurent que l’équation est bien ajustée.

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Ces deux écritures sont équivalentes mais en (1) A et B sont appelés réactifs, et C et D sont 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 de A avec B se 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 C avec D , 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 du pH , laconcentration molaire des espèces dissoutes [espèce  -1 dissoute], représentele nombre qui mesure la concentration molaire de cette espèce exprimée en mol·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 nombre 1 . Si l’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)

Ce 1 est indiqué icipour 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 finale Q appelée constante d’équilibre,notée r,f K de 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 que K > Q elle avance dans le sens direct jusqu’à ce que Q =K ; r’ r - tant que K < Q elle avance dans le sens indirect jusqu’à ce que KQ = . 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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