https://www.youtube.com/watch?v=G3S4YvhhAic&ab_channel=mreisley
mercredi 25 octobre 2023
mardi 24 octobre 2023
EQUILIBRE CHIMIQUE
EQUILIBRE CHIMIQUE
Objectifs du cours
Comprendre les équilibres chimiques que nous rencontrons dans les réactions réversibles
Connaissances pré requises
Les réactions irréversibles et réversibles, la vitesse des réactions chimiques
- expliquer les réactions réversibles et irréversibles
- De quoi dépend la vitesse de la réaction chimique ? Présenter par une expression mathématique
Loi de l'équilibre chimique
· Les réactions chimiques réversibles sont des réactions qui évoluent dans deux sens: l‘une à partir des réactifs des produits, l’autre à partir des produits des réactifs. Ces deux réactions chimiques arrivent à l’état d’équilibre après peu de temps.
· Un exemple d'équilibre chimique est le système H2, I2, HI :
H2 + I2 = 2HI
· La vitesse de formation du HI est égal à : v1 = k1 c(H2) c(I2) donc la vitesse de la réaction inverse est égale à : v2 = k2 c(HI)^2
· A partir de l'équilibre, ces deux réactions opposées doivent se produire à la même vitesse de telle sorte que, chaque fois que deux molécules de HI sont formées par la réaction H2 + I2, deux molécules de HI réagissent pour former H2 + I2. Les nombres globaux des molécules et, par conséquent, l'ensemble des concentrations, restent inchangés.
Si v1 = v2 alors aussi k1 c(H2).c (I2) = k2 c(HI)^2
Kéq = c(HI)^2 / c(H2).c (I2)
· La valeur de Kéq ne dépend pas des concentrations finales, mais elle dépend de la température.
· Lorsqu'il s'agit de gaz, il est souvent pratique d'utiliser les pressions partielles, qui sont proportionnelles aux concentrations. Puisque les unités sont différentes, on utilise un symbole différent pour la constante d'équilibre.
· Cette expression de la constante d'équilibre est l'exemple général de loi de l'équilibre chimique qui présente un rapport entre les concentrations des produits et réactifs, toutes élevées en valeur de ces coefficients stœchiométriques.
· La même règle s'applique lorsqu'on utilise les pressions partielles à la place des concentrations.
Equilibres solides-gaz
Ø Supposons que nous voulons écrire l'expression de la constante d'équilibre d'une réaction telle que
CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)
Ø Notez que nous sommes en présence de deux solides et d'un gaz. En appliquant les règles d’équilibre, on obtient
Keq = c(CaO).c(CO2) / C(CaCO3)
CaCO3 est un solide et sa concentration est une constante, c'est-à-dire que le nombre de moles de CaCO3 dans chaque litre de solide ne peut pas changer, sauf dans des conditions de changements extrêmes de pression ou de température. De même, la concentration de CaO est une constante. Pour cette raison, la constante d’équilibre est égale à :
Keq = c(CO2)
En termes de pression, on peut écrire:
Kp = P(CO2)
Problème 2. Ecrire l'expression de l'équilibre, dans les cas suivants, en utilisant les conventions adoptées ci-dessus.
a) Zn(s) + CO2(g) = ZnO(s) + CO(g)
b) MgSO4(s) = MgO(s) + SO3(g)
Si l'on tend à modifier les conditions d'un système à l'équilibre, celui-ci réagit de façon à s'opposer, en partie, aux changements qu'on lui impose, jusqu'à ce qu'on obtienne un nouvel équilibre (loi de Le Chatelier ).
Exemple
H2 + I2 = 2HI
Si l’on augmente un des réactifs (H2 ou I2 ), l’équilibre va se déplacer vers la droite de la formation du HI pour qu’il puisse atteindre un nouvel équilibre.
Problème 3. Qu'arriverait-il si, tout à coup, on ajoutait au système en équilibre une quantité du réactif souligné?
a) H2 + I2 = 2HI
b) H2 + I2 = 2HI
c) NH4 = NH3(g) + HCl(g)
d) CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)
L'effet d'un changement de température sur une réaction à l'équilibre.
2NO2 (g) = N2O4 (g) (g) DrH = - 61,6 kJ / mole
La réaction directe (de gauche à droite) est exothermique.
La réaction inverse (de droite à gauche) est endothermique.
Si on augmente la température en fournissant de la chaleur au système en équilibre, la réaction sera déplacée vers la gauche puisque la réaction inverse est endothermique.
Si on refroidit le système, la réaction sera déplacée vers la droite puisque la réaction directe est exothermique.
L'effet d'un changement de pression sur une réaction à l'équilibre.
2 NO2 (g) = N2O4 (g)
Les deux gaz sont dans un contenant fermé.
La couleur brune est la propriété perceptible constante.
Le système est donc à l'équilibre.
Il y a, selon l'équation balancée, 2 moles de réactifs gazeux.
Il y a, selon l'équation balancée, 1 mole de produits résultants gazeux.
Une augmentation de pression dans cette réaction déplace l’équilibre vers la côté où il y a le moins de moles de gaz ou le contraire s’il y a une diminution de la pression.
Catalyse
CATALYSE
Un catalyseur est une espèce chimique qui permet d’augmenter la vitesse d’une réaction mais qui n’apparaît pas dans l’équation de cette réaction.
Lorsqu’un catalyseur est utilisé pour accélérer une transformation, on dit que celle-ci est catalysée.
Il existe trois types de catalyses : la catalyse hétérogène, la catalyse homogène et la catalyse enzymatique.
Un catalyseur modifie le mécanisme réactionnel de la réaction étudiée, c’est-à-dire la nature des étapes permettant de passer des réactifs aux produits. En aucun cas, il ne pourra modifier le sens d’évolution d’un système, ni son état d’équilibre.
Un catalyseur influe uniquement sur la cinétique de la réaction chimique considérée. Il n’est pas consommé et se retrouve inaltéré à la fin de la réaction. Il suffit alors d’une très petite quantité de catalyseur pour transformer rapidement une grande quantité de réactifs.
Un même catalyseur ne peut pas être efficace pour toutes les réactions. En général, un catalyseur catalyse une réaction déterminée et une réaction donnée ne peut être catalysée que par un nombre restreint de catalyseurs. On dit qu’un catalyseur est spécifique d’un type de réaction.
Un catalyseur peut également être sélectif si, à partir d’un système initial susceptible d’évoluer selon plusieurs réactions, il accélère préférentiellement l’une d’elles.
La plupart des procédés de synthèse industriels emploient des catalyseurs. Leur utilisation permet une augmentation de la vitesse de réaction et évite aux entreprises des coûts énergétiques trop importants. En effet, une hausse de la température du milieu a le même effet cinétique que l’utilisation d’un catalyseur. Cependant, le coût d’une élévation de température est nettement plus élevé, c’est pourquoi le choix du catalyseur est financièrement plus approprié.
L’importance industrielle et économique des catalyseurs en fait aujourd’hui un des thèmes le plus étudiés dans la recherche.
Cette mousse utilisée au niveau du pot d'échappement des automobiles est un catalyseur. Elle permet d'optimiser la réaction de combustion du mélange air-essence et réduit considérablement le dégagement de gaz nocifs dans l'atmosphère.
Catalyse hétérogène
Lorsque le catalyseur est solide et que les réactifs sont gazeux ou en solution aqueuse, on parle de catalyse hétérogène. Les réactifs et le catalyseur n’évoluent alors pas dans la même phase.
En catalyse hétérogène, la surface du catalyseur solide en contact avec les réactifs joue un rôle primordial dans la réaction. En effet, c’est à ce niveau que les espèces réagissent entre elles et se transforment pour finalement libérer les produits de la réaction.
La surface du catalyseur en contact avec les réactifs est appelée surface active. Un catalyseur est d’autant plus efficace que sa surface active est grande.
Certaines configurations permettent d’augmenter la surface active. C’est pourquoi on utilise souvent les catalyseurs sous des formes très divisées : poudres, mousses ou fils très fins tissés sous forme de toile.
Dans l’industrie chimique, la synthèse de l’ammoniac NH3 est un exemple d’utilisation de la catalyse hétérogène. Ce procédé de fabrication a été mis au point en 1910 par les chimistes allemands Fritz Haber et Carl Bosch.
L’équation de la réaction est la suivante : N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g)
On utilise un catalyseur solide à base de fer métallique Fe. Son action permet d’abaisser la température du milieu, qui s’élève tout de même à 450°C. La synthèse est réalisée sous une pression de 250 bar.
La catalyse hétérogène s’applique également à l’industrie de l’automobile.
Pour lutter efficacement contre la pollution atmosphérique, les voitures sont aujourd’hui équipées de pots catalytiques. En effet, les voitures à essence contribuent à la pollution de l'air car le moteur ne réalise pas une combustion parfaite du mélange air-essence. Le moteur produit ainsi de l'eau H2O, du dioxyde de carbone CO2 mais aussi des gaz nocifs tels que du monoxyde de carbone CO, des hydrocarbures et des oxydes d’azote NOx.
Pour remédier à ces émissions polluantes, un mélange de catalyseurs solides, composé de palladium Pd, de platine Pt et de rhodium Rh, est ajouté sur le trajet de ces gaz, c’est-à-dire dans le pot d’échappement. Les gaz nocifs sont ainsi réduits ou oxydés, selon les cas, en gaz, N2 inoffensifs (H2O, CO2).
Catalyse homogène
Lorsque le catalyseur et les réactifs sont tous gazeux ou tous en solution (dans l'eau ou dans un autre solvant), on parle de catalyse homogène. Le catalyseur et les réactifs sont donc dans la même phase.
En catalyse homogène, l’efficacité d’un catalyseur est d’autant plus grande que sa concentration en solution est élevée. Cependant, une fois la concentration limite de catalyseur atteinte, l'efficacité de celui-ci n'évolue plus. Beaucoup de réactions de chimie organique utilisent la catalyse homogène. La réaction d’hydroformylation des alcènes permet, par exemple, la préparation d’aldéhydes (R—CO—H) linéaires et ramifiés.
Pour réaliser cette réaction, un mélange d’alcène, de monoxyde de carbone CO et de dihydrogène H2 est porté à une température comprise entre 120 et 170°C, sous une pression de 150 bar, en présence d’un catalyseur au cobalt : Co2(CO)8.
Le catalyseur et les réactifs sont tous gazeux, la catalyse est donc bien homogène.
Si l’alcène choisi est le propène H3C—CH=CH2, on peut préparer du butanal (aldéhyde linéaire) ainsi que du 2-méthylpropanal (aldéhyde ramifié). Cependant, le produit majoritairement obtenu est le butanal H3C—CH2—CH2—CO—H.
La réaction prépondérante est donc la suivante :
H3C—CH=CH2 + H2 + CO = H3C—CH2—CH2—CO—H
En effet, le catalyseur au cobalt est suffisamment sélectif pour que la production du produit secondaire ramifié soit relativement faible.
Catalyse enzymatique
Les enzymes sont des molécules biologiques agissant comme des catalyseurs. Ce sont des protéines, c’est-à-dire des molécules constituées par l’enchaînement de plusieurs centaines d’acides aminés.
Lorsqu’une réaction est catalysée par une enzyme, on parle de catalyse enzymatique. D'origine biologique, les enzymes sont des espèces chimiques comme les autres qui obéissent à des lois physico-chimiques.
Au cours d’une réaction de catalyse enzymatique, les réactifs sont en solution dans la même phase liquide que l’enzyme. La catalyse enzymatique est donc un cas particulier de la catalyse homogène.
Les réactions pouvant être catalysées par les enzymes s’effectuent dans des conditions souvent qualifiées de douces, c’est-à-dire à la température de l’organisme qui les abrite (37 °C pour l’organisme humain) et à un pH peu éloigné de la neutralité (aux alentours de pH=7).
Lorsque les conditions de température ou de pH sont trop faibles ou trop élevées, l’efficacité du catalyseur est réduite, voire nulle.
Outre leur importance dans certains processus biologiques chez les êtres vivants, les enzymes sont également utilisées dans l’industrie.
Les protéases et les amylases sont par exemple utilisées dans la fabrication de la bière. Elles permettent la transformation de l’amidon présent dans l’orge en acides aminés et en sucres fermentescibles.
La très grande efficacité des enzymes, leur sélectivité ainsi que les conditions très douces dans lesquelles elles interviennent suscitent un grand intérêt auprès des industriels. Cependant, cet essor est pour l’instant limité par la difficulté à recycler les enzymes.
http://www.cnrs.fr/cnrs-images/chimieaulycee/THEMES/catalyse/defini.htm
CATALYSE
Questions:
1.Quels sont les facteurs cinétiques?
2. Définir les termes: catalyse; catalyseur.
3. Est-ce que le mécanisme d’une réaction catalysée est même comme une réaction non catalysée? Pourquoi?
4. Qu’est-ce qu’une catalyse hétérogène? Donner un exemple.
5. Quels sont les étapes d’une catalyse hétérogène?
6. Quand la catalyse hétérogène est plus rapide?
7. Où se déroule la réaction dans une catalyse homogène?
8. Qu’est-ce qu’une catalyse homogène? Donner un exemple.
9. Qu’est-ce qu’une autocatalyse?
10.Qu’est ce que c’est la sélectivité d’un catalyseur?
11. Pourquoi la catalyse est très importante?
12. Qu’est-ce qu’une catalyse enzymatique? Donner un exemple.
mardi 3 octobre 2023
Кинетика на хемиските реакции - ВИДЕО
Видео 1: Брзина на реакциите (CaCO3+HCl)
https://www.youtube.com/watch?v=usqBEjfYc6c
Видео 2: Брзина на реакциите - фактори кои влијаат на брзината на реакциите
Exercices : CONSTANTE D’EQUILIBRE
Exercices : CONSTANTE D’EQUILIBRE
1. Quelle est l'expression de la constante d'équilibre pour les réactions suivantes (équilibrez):
a) N2 (g) + H2 (g) <--> NH3 (g)
b) SO2 (g) + O2 (g) <--> SO3 (g)
c) C (s) + H2 (g) <--> C2H6 (g)
d) Cu (s) + 2 Ag+ (aq) <--> Cu+2 (aq) + 2 Ag (s)
2. Étant donné l'équation ci-dessous, calculez la valeur de la constante d'équilibre, Kc, de la réaction : Fe+3 (aq) + SCN-1 (aq) <--> FeSCN+2 (aq)
Sachant qu'à l'équilibre les concentrations sont:
[ Fe+3 ] = 0,010 mol/ litre
[ SCN-1 ] = 0,020 mol/ litre
[ FeSCN+2 ] = 0,16 mol/ litre
A) 2,0 x 102 B) 4,0 x 102 C) 6,0 x 102 D) 8,0 x 102
3. Un mélange d'azote et d'oxygène réagit dans un système fermé à température constante. Les gaz atteignent l'équilibre.
N2 (g) + O2 (g) <--> 2 NO (g)
Les concentrations à l'équilibre sont les suivantes:
[ N2 ] = 0, 10 mol/ litre
[ O2 ] = 0, 20 mol/ litre
[ NO ] = 0, 40 mol/ litre
Calculez la valeur mathématique de la constante d'équilibre pour cette réaction.
A) 0,050 B) 0,13 C) 8,0 D) 20
4. Soit le système suivant:
2 NO2 (g) <--> N2O4 (g) + énergie
À l'équilibre, la composition du système est de 3, 0 mol/L de NO2 (g) et 4 mol/Lde N2O4 (g) . Quelle est la valeur de la constante d'équilibre Kc ?
A) 2,3 B) 0,44 C) 0,75 D) 1,3
5. Dans le système à l'équilibre représenté par l'équation suivante:
2 HI (g) + énergie <--> H2 (g) + I2 (g)
la concentration de HI (g) est de 7, 0 mol/L et celles de H2 (g) et de I2 (g) toutes deux égales à une mol/L. Déterminez la Kc de cette réaction.
A) 14 B) 0, 14 C) 0, 02 D) 49
6. Un mélange de dioxyde de soufre, SO2 , et de dioxygène, O2 , est chauffé dans un contenant de 10 litres. La réaction est représentée par l'équation suivante:
2 SO2 (g) + O2 (g) <--> 2 SO3 (g)
À 70 'C, la réaction atteint l'équilibre et la composition du mélange est:
SO2 (g) : 3,0 mol
O2 (g) : 0,5 mol
SO3 (g) : 1,5 mol
Quelle est la valeur de la constante d'équilibre de cette réaction ?
A) 5 B) 0,2 C) 33,3 D) 1,5
Questions: Cinétique des réactions chimiques. Constante d'équilibre
Questions: Cinétique des réactions chimiques. Constante d'équilibre
I. Soulignez la bonne réponse:
1. Les chocs qui permettent la transformation des réactifs en de nouvelles espèces chimiques qui sont les produits de la réaction s'appellent les chocs inefficaces / efficaces.
2. La fréquence des chocs efficaces diminue / augmente avec l’accroissement de la température et la concentration.
3. La grandeur caractérisant le désordre d'un système s'appelle enthalpie / entropie.
4. La constante d'équilibre d'une réaction telle que CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g), dépend de la concentration de CaCO3 / CO2.
5. Une augmentation de pression dans une réaction déplace l’équilibre vers la côté où il y a le plus / le moins de moles de gaz.
6. En chimie, un catalyseur est une substance qui augmente/diminue la vitesse d'une réaction chimique.
7. Il suffit d’une très petite /grande quantité de catalyseur pour transformer rapidement une grande quantité de réactifs.
8. Un catalyseur modifie/ne modifie pas le mécanisme réactionnel de la réaction étudiée.
9. Lorsque le catalyseur est solide et que les réactifs sont gazeux ou en solution aqueuse, on parle de catalyse homogène/ hétérogène.
10. Si une réaction est catalysée par un de ses propres produits la catalyse est dite enzymatique/autocatalyse.
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