Vidéo (PPT presentation)
Les conditions nécessaires à la formation de la rouille, écrire des équations équilibrées pour les réactions clés impliquées.
La rouille est une substance brun rougeâtre que l’on trouve souvent à la surface d’un métal ancien ou abandonné, tel qu’une vieille voiture, une boîte de conserve ou un clou.
1. Кој е изразот за константа на рамнотежа, Кс за следните реакции (израмни):
Реакцијата е
егзотермна.
а) Пресметај ја
вредноста на Кс!
б) Во која насока
се поместува рамнотежата ако се зголеми притисокот?
в) во која насока
се поместува рамнотежата ако се намали температурата?
3. За реакцијата 2NO2 (g) ⇌ N2O4 (g)
Во рамнотежа,
концентрацијата на учесниците е соодветно: 3, 0 mol/l на NO2 (g) et 4
mol/l на N2O4 (g).
а) Која е вредноста
на Кс?
б) Во која насока
се поместува рамнотежата ако се намали притисокот?
в) во која насока
се поместува рамнотежата ако се зголеми температурата?
ТИМ А
1. Како се дефинира брзината на реакциите?
2. Како се објаснува влијанието на концентрацијата врз брзината на реакциите?
3.Објасни што се подразбира под поимот температурен коефициент?
4. Што е активиран комплекс и од кои честички се состои?
5. Што се тоа катализатори, а што каталитички процеси?
6. Која е разликата во механизмот на една катализирана и некатализирана реакција?
7. Кои се етапите кај хетерогена катализа?
8. Што се биокатализатори и која е нивната улога?
Резервно прашање: Што претставуваат ензимите по состав?
ТИМ Б
1. Како се дефинира изразот за промена на концентрацијата на некој од учесниците во реакцијата и зошто фигурираат знаците плус и минус?
2. Што се тоа неповратни, а што повратни реакции?
3. Зошто се поставуваат теории во хемиската кинетика?
4. Како се објаснуваат егзотермни и ендотермни процеси врз основа на разликата меѓу енергијата на реактантите и онаа на продуктите?
5. Наброј најмалку 4 најважни карактеристики на катализаторите!
6. Каде се одвива реакцијата на хомогена катализа и од чија концентрација зависи?
7. Што се тоа автокаталитички реакции?
8. Две реакции се разликуваат по вредностите за енергиите на активација. Која од нив ќе тече побрзо-онаа со помала или онаа со поголема енергија на активација?
Резервно прашање: Кои реакции се викаат фотохемиски?
ТИМ В
1. Од кои фактори зависи брзината на реакциите?
2. Какво влијание има температурата врз брзината на хемиските реакции?
3. Што е ефикасен, а што неефикасен судир?
4. Што е енергија на активација, како се означува и во кои единици се мери?
5. Што е тоа хомогена катализа?
6. Кога хетерогената катализа е побрза и во каква форма се прават катализаторите за таа цел?
7. Наброј најмалку 3 причини поради кои се важни катализаторите!
8. Зошто се вели дека катализаторите се специфични?
Резервно прашање: Наброј барем 3 вида фотохемиски реакции!
https://www.youtube.com/watch?v=G3S4YvhhAic&ab_channel=mreisley
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.
