Equilibre chimique








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Cours chimie TS 2

Equilibre chimique

I – Les réactions acido-basiques
Une réaction acido-basique est caractérisée par un échange de proton (H+) entre un acide et une base.

Un acide est une espèce chimique capable de libérer un (des) proton(s).

Une base est une espèce chimique capable de capter un (des) proton(s).

Un acide qui libère un proton devient une base (base conjuguée).

Une base qui capte un proton devient un acide (acide conjugué).

Les couples acido-basiques sont de type AH (acide) / A- (base).

On y associe une demi-équation acido-basique : AH aq = A- aq + H+.

Les deux couples de l’eau sont :

  • H3O+ / H2O : H3O+ aq = H2O (l) + H+.

  • H2O / HO- : H2O (l) = HO- aq + H+.

Les acides à connaître sont :

  • L’acide nitrique : HNO; une solution d’acide nitrique (H3O+ aq + ) : couple à considérer : H3O+ / H2O.

  • Chlorure d’hydrogène HCl (g) ; une solution d’acide chlorhydrique (H3O+ aq + Cl- aq) : couple à considérer : H3O+ / H2O.

Les bases à connaître sont :

  • La soude : une solution d’hydroxyde de sodium (Na+ aq + HO- aq) : couple à considérer : H2O / HO-.

  • La potasse : solution d’hydroxyde de potassium (K+ aq + HO- aq) : couple à considérer : H2O / HO-.

Une réaction acido-basique est un transfert de proton de l’acide d’un couple vers la base d’un autre couple.
Exemple :

HA1 / A1- : HA1 aq = A1- aq + H+.

HA2 / A2- : HA2 aq = A2- aq + H+.

On peut envisager HA1 réagit avec A2:

HA1 aq + A2- aq = A1- aq + HA2 aq.
II – Définition et mesure du pH


  1. Définition pour des solutions diluées


Définition :

Toute solution aqueuse contient des ions oxonium H3O+. Au cours d’une transformation acido-basique, la concentration en ions H3O+ varie.

Pour mesurer le pH d’une solution, on le relie à la concentration en H3O:

pH = - log [H3O+] et [H3O+] = 10-Ph. Le pH est sans unité.
Exemples :

    • [H3O+] = 1,6.10-2 mol.L-1 : pH = 1,8.

    • pH = 2 : [H3O+] = 10-2 mol.L-1.

    • pH = 2,2 : [H3O+] = 10-2,2 = 6,3.10-3 mol.L-1.


Propriétés de la fonction logarithme :

La fonction logarithme est strictement croissante : si [H3O+] augmente alors le pH diminue, si [H3O+] diminue alors pH augmente.


  1. Mesure du pH


Estimation rapide avec du papier pH et mesure précise avec un pH-mètre (un chiffre après la virgule uniquement).
III – Notion d’équilibre chimique


  1. Taux d’avancement final


Le taux d’avancement, noté , vaut : . C’est un nombre sans dimension compris entre 0 et 1. Si le taux est nul, la réaction n’a pas lieu, si le taux est égal à 1, la réaction est totale.


  1. L’équilibre chimique dynamique


Expérience :

Système S : solution d’acide éthanoïque c = 5,0.10-2 mol.L-1 : pH = 3,1.

Système S1 : V = 50 mL.

On ajoute une goutte d’acide éthanoïque pur : pH = 2,9.

Le pH diminue donc [H3O+] augmente.

Ce système a évolué spontanément dans le sens de la formation de H3O:

CH3COOH aq + H2O (l)  CH3COO- aq + H3O+ aq.

Système S2 : V = 50 mL.

On ajoute une pointe de spatule d’éthanoate de sodium : pH = 4,6.

Le pH augmente donc [H3O+] diminue.

Ce système a évolué spontanément dans le sens de la consommation de H3O:

CH3COO- aq + H3O+ aq  CH3COOH aq + H2O (l).

La transformation étudiée dont l’avancement final était différent de l’avancement maximal peut évoluer dans les deux sens.

On modélise dorénavant l’équation chimique d’une transformation par une égalité.
Conclusion :

Lorsque l’état final est atteint, le système semble ne plus évoluer mais en réalité, on peut le faire évoluer dans un sens ou dans l’autre par ajout d’un réactif ou d’un produit.

Lorsque l’état final est atteint, on dit que l’on atteint un état d’équilibre chimique dynamique. Macroscopiquement, rien ne semble se passer, pourtant deux réactions ont lieu simultanément en sens inverse, annulant ainsi leurs effets.

L’état d’équilibre chimique est atteint lorsque la vitesse de réaction dans le sens direct est égale à la vitesse de la réaction dans le sens indirect.





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