Chimie c1060

Aide-mémoire en chimie

Voici un guide de préparation contenant toutes les notions abordées dans le cours de chimie de cinquième secondaire.

Les gaz

La réactivité chimique des gaz

La réactivité chimique d'un gaz est sa tendance à subir une transformation chimique. La réactivité d'une substance dépend de plusieurs causes, telles que:

  • la configuration électronique des atomes, puisque les atomes ayant leur couche de valence pleine ne réagiront pas, alors que les alcalins ou les halogènes seront très réactifs;
  • la force des liaisons entre les atomes qui forment la molécule, puisque toutes les liaisons ne nécessitent pas la même quantité d'énergie pour être brisées.
  • le bilan énergétique de la réaction.

Les gaz sont utilisés dans différents contextes selon leur réactivité chimique:

  • Les gaz inertes sont utilisés dans des milieux inertes (sans autre substance), comme les tubes fluorescents);
  • Les hydrocarbures sont utilisés comme combustibles;
  • Le dioxygène est utilisé comme comburant à la combustion.

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La théorie cinétique des gaz

La théorie cinétique des gaz permet d'expliquer le comportement des gaz en se basant sur le mouvement des particules qui les composent.

La théorie cinétique est décrite par les éléments suivants:

  1. Les gaz sont formés de particules microscopiques. La distance séparant ces particules est énorme par rapport aux dimensions des particules elles-mêmes. 
  2. Ces particules se déplacent continuellement en ligne droite et dans toutes les directions.
  3. Ces particules entrent continuellement en collision et frappent les parois du récipient qui les renferme. Toutes les collisions se produisent sans perte d’énergie.
  4. L’énergie cinétique du mouvement de translation de ces particules est relative à la température absolue. L’énergie cinétique moyenne des particules de n’importe quel gaz est donc identique s'ils sont à la même température.

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

Les lois simples des gaz

Les lois simples des gaz mettent en relation deux des quatre variables (pression, volume, quantité de moles, température) qui décrivent les gaz en conservant les deux autres variables constantes.

  • La loi de Boyle-Mariotte stipule qu'à température constante, le volume occupé par une certaine quantité de gaz est inversement proportionnel à sa pression.
  • |P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2}|

    |P_{1}| représente la pression initiale |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
    |V_{1}| représente le volume initial |\small \text {(en mL ou en L)}|
    |P_{2}| représente la pression finale |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
    |V_{2}| représente le volume final |\small \text {(en mL ou en L)}|

    Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la loi de Boyle-Mariotte.

    Quelle sera la pression finale dans une seringue si cette dernière, initialement remplie de |\small \text {100 mL}| de gaz à |\small \text {101,3 kPa}|, est vidée de |\small \text {5 mL}| de son gaz?
    ||\begin{align}\displaystyle P_{1}V_{1}=P_{2}V_{2} \quad \Rightarrow \quad P_2 &= \frac {P_{1}V_{1}}{V_{2}} \\ &=\frac{\text {101,3 kPa} \times \text {100 mL}}{\text {95 mL}} \\
    &= \text {106,6 kPa} \end{align}||

  • La loi de Charles stipule qu'à pression constante, le volume occupé par une certaine quantité de gaz est directement proportionnel à sa température absolue.
  • |\displaystyle \frac{V_{1}}{T_{1}}=\frac{V_{2}}{T_{2}}|

    |V_{1}| représente le volume initial |\small \text {(en mL ou en L)}|
    |T_{1}| représente la température initiale |\small \text {(en K)}|
    |V_{2}| représente le volume final |\small \text {(en mL ou en L)}|
    |T_{2}| représente la température finale |\small \text {(en K)}|

    Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la loi de Charles.

    Quel sera le volume final dans une seringue si cette dernière, initialement remplie de |\small \text {100 mL}| de gaz à |\small \text {0}^{\circ} \:\text {C}|, est chauffée pour atteindre |\small \text {20}^{\circ} \:\text {C}|?
    ||\begin{align}\frac{V_{1}}{T_{1}}=\frac{V_{2}}{T_{2}} \quad \Rightarrow \quad V_2 &= \frac {V_{1}\times {T_{2}}}{T_1} \\
    &=\frac{\text {100 mL} \times \text{293 K}}{\text {273 K}} \\
    &= \text {107,3 mL} \end{align}||

  • La loi de Gay-Lussac stipule qu'à volume constant, la pression d'une certaine quantité de gaz est directement proportionnelle à sa température absolue.
  • |\displaystyle \frac{P_{1}}{T_{1}}=\frac{P_{2}}{T_{2}}|

    |P_{1}| représente la pression initiale |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
    |T_{1}| représente la température initiale |\small \text {(en K)}|
    |P_{2}| représente la pression finale |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
    |T_{2}| représente la température finale |\small \text {(en K)}|

    Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la loi de Gay-Lussac.

    Quelle sera la pression finale dans une seringue si cette dernière, initialement remplie d'un gaz dans des conditions de pression et température ambiantes, est placée dans un réfrigérateur à |\small \text {4}^{\circ} \:\text {C}| ?
    ||\begin{align}\frac{P_{1}}{T_{1}}=\frac{P_{2}}{T_{2}} \quad \Rightarrow \quad P_2 &= \frac {P_{1}\times {T_{2}}}{T_1} \\
    &=\frac{\text {101,3 kPa} \times \text{277 K}}{\text {298 K}} \\
    &= \text {94,2 kPa} \end{align}||

  • La loi d'Avogadro stipule qu'à température et pression constantes, le volume d'un gaz est directement proportionnel à sa quantité exprimée en nombre de moles.
  • |\displaystyle \frac{V_{1}}{n_{1}}=\frac{V_{2}}{n_{2}}|

    |V_{1}| représente le volume initial |\small \text {(en mL ou en L)}|
    |n_{1}| représente le nombre de moles initial |\small \text {(en mol)}|
    |V_{2}| représente le volume final |\small \text {(en mL ou en L)}|
    |n_{2}| représente le nombre de moles final |\small \text {(en mol)}|

    Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la loi d'Avogadro.

    Quelle sera la quantité de gaz finale dans une seringue initialement remplie de |\small \text {2 mol}| de gaz dans un volume de |\small \text {100 mL}| si on y ajoute |\small \text {50 mL}| de gaz?
    ||\begin{align}\frac{V_{1}}{n_{1}}=\frac{V_{2}}{n_{2}} \quad \Rightarrow \quad n_2 &= \frac {V_{2}\times {n_{1}}}{V_1} \\
    &=\frac{\text {150 mL} \times \text{2 mol}}{\text {100 mL}} \\
    &= \text {3 mol} \end{align}||

  • La relation entre la pression et la quantité de gaz stipule qu'à température et volume constants, la pression d'un gaz est directement proportionnelle à sa quantité exprimée en nombre de moles.
  • |\displaystyle \frac{P_{1}}{n_{1}}=\frac{P_{2}}{n_{2}}|

    |P_{1}| représente la pression initiale |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
    |n_{1}| représente le nombre de moles initial |\small \text {(en mol)}|
    |P_{2}| représente la pression finale |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
    |n_{2}| représente le nombre de moles final |\small \text {(en mol)}|

    Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la relation entre la pression et la quantité de gaz.

    Quelle sera la pression finale dans une seringue initialement remplie de |\small \text {5 mol}| de gaz à |\small \text {101,3 kPa}| si on y ajoute |\small \text {4 mol}| de gaz?
    ||\begin{align}\frac{P_{1}}{n_{1}}=\frac{P_{2}}{n_{2}} \quad \Rightarrow \quad P_2 &= \frac {P_{1}\times {n_{2}}}{n_1} \\
    &=\frac{\text {101,3 kPa} \times \text{9 mol}}{\text {5 mol}} \\
    &= \text {182,3 kPa} \end{align}||

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La loi générale des gaz

La loi générale des gaz met en relation la pression |\small (P)|, le volume |\small (V)|, la température |\small (T)| et la quantité de gaz |\small (n)| en comparant une situation initiale avec une situation finale.

|\displaystyle \frac{P_{1}V_{1}}{n_{1}T_{1}}=\frac{P_{2}V_{2}}{n_{2}T_{2}}|

|P_{1}| représente la pression initiale |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
|V_{1}| représente le volume initial |\small \text {(en mL ou en L)}|
|n_{1}| représente la quantité initiale de gaz |\small \text {(en mol)}|
|T_{1}| représente la température initiale |\small \text {(en K)}|
|P_{2}| représente la pression finale |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
|V_{2}| représente le volume final |\small \text {(en mL ou en L)}|
|n_{2}| représente la quantité finale de gaz |\small \text {(en mol)}|
|T_{2}| représente la température finale |\small \text {(en K)}|

Lorsque certaines variables sont constantes du début à la fin d'une expérience, il est possible de simplifier les termes semblables de part et d'autre de l'équation.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la loi générale des gaz.

Une seringue contient |\small \text {75 mL}| de gaz aux conditions de température et pression ambiantes. Sachant qu'un tel volume représente |\small \text {2 mol}| de gaz, quelle sera la quantité de matière si on diminue le volume de |\small \text {25 mL}|, la température à |\small \text {0}^{\circ} \:\text {C}| et la pression à |\small \text {99 kPa}| ?

|\begin{align}\displaystyle \frac{P_{1}V_{1}}{n_{1}T_{1}}=\frac{P_{2}V_{2}}{n_{2}T_{2}} \quad \Rightarrow \quad n_2 &= \displaystyle \frac{P_{2}V_{2}n_{1}T_{1}}{P_{1}V_{1}T_{2}} \\ &=\frac{99 \text { kPa} \times 50 \text { mL} \times 2 \text { mol} \times 298 \text { K}}{101,3 \text { kPa} \times 75 \text { mL}\times 273 \text { K} } \\
&= 1,42 \text { mol} \end{align}|

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La loi des gaz parfaits

La loi des gaz parfaits met en relation la pression |\small (P)|, le volume |\small (V)|, la température absolue |\small (T)| et la quantité de gaz en moles |\small (n)| à un moment donné.

|PV=nRT|

|P| représente la pression |\small \text {(en kPa)}|
|V| représente le volume |\small \text {(en L)}|
|n| représente la quantité de gaz |\small \text {(en mol)}|
|R| représente la constante des gaz parfaits |( \small 8,314 \: (\text {L}\cdot\text { kPa}) /( \text {mol} \cdot \text {K})|
|T| représente la température absolue |\small \text {(en K)}|

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la loi des gaz parfaits.
Quelle est la pression de |\small \text {2 moles}| de gaz dans un contenant de |\small \text {7,5 L}| à la température ambiante |\small \text {(25}^{\circ}\text{C)}|?
||\begin{align} PV=nRT \quad \Rightarrow \quad P &= \frac {nRT}{V} \\
&=\frac{\text {2 mol} \times 8,314 \frac {\text {L}\cdot \text {kPa}}{\text {mol}\cdot \text {K}} \times \text {298 K}}{\text {7,5 L}} \\
&= \text {660,7 kPa} \end{align}||

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La loi des pressions partielles (Loi de Dalton)

La loi des pressions partielles stipule qu'à une température donnée, la pression totale d'un mélange gazeux est égale à la somme des pressions partielles exercées par chacun des gaz composant le mélange. Ainsi, chaque gaz conserve ses propres propriétés dans un mélange sans que son comportement soit influencé par la présence des autres gaz. C'est la pression des gaz qui se mélangent sans réagir ensemble, comme s’ils étaient seuls à occuper tout le volume du contenant.

Pour calculer la pression partielle d'un gaz, on utilise la formule suivante.

|\displaystyle P_{1} = P_{\text{totale}}\times \frac{n_{1}}{n_{\text{total}}}|

|P_{1}| représente la pression partielle du gaz 1 |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
|P_{\text{totale}}| représente la pression totale |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
|n_{1}| représente la quantité de gaz 1 |\small \text {(en mol)}|
|n_{\text{total}}| représente la quantité totale du mélange de gaz |\small \text {(en mol)}|

Pour trouver la pression totale d'un mélange, il faut utiliser la loi de Dalton.

|P_{\text{totale}} = P_{1} + P_{2} + P_{3} + P_{4} ...|

|P_{\text{totale}}| représente la pression totale |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
|P_{1}| représente la pression partielle du gaz 1 |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
|P_{2}| représente la pression partielle du gaz 2 |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
|P_{3}| représente la pression partielle du gaz 3 |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|
|P_{4}| représente la pression partielle du gaz 4 |\small \text {(en kPa ou en mm Hg)}|

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la loi de Dalton.
Dans un ballon, on mélange |\small \text {3 mol}| de dioxygène avec |\small \text {3 mol}| de diazote et |\small \text {4 mol}| de dioxyde de carbone. Quelle est la pression partielle de chacun des gaz si la pression totale est |\small \text {600 kPa}| ?
Pour le dioxygène:
||\begin{align} P_{O_2} = P_{\text{totale}}\times \frac{n_{O_2}}{n_{\text{total}}} \quad \Rightarrow \quad P_{O_2} &= \text {600 kPa}\times \frac{\text {3 mol}}{\text {10 mol}} \\
&= \text {180 kPa} \end{align}||
Pour le diazote:
||\begin{align} P_{N_2} = P_{\text{totale}}\times \frac{n_{N_2}}{n_{\text{total}}} \quad \Rightarrow \quad P_{N_2} &= \text {600 kPa}\times \frac{\text {3 mol}}{\text {10 mol}} \\
&= \text {180 kPa} \end{align}||
Pour le dioxyde de carbone:
||\begin{align} P_{CO_2} = P_{\text{totale}}\times \frac{n_{CO_2}}{n_{\text{total}}} \quad \Rightarrow \quad P_{CO_2} &= \text {600 kPa}\times \frac{\text {4 mol}}{\text {10 mol}} \\
&= \text {240 kPa} \end{align}||
On peut vérifier les réponses avec la loi de Dalton.
||\begin{align} P_{\text{totale}}= P_{O_2} + P_{N_2} + P_{CO_2} \quad \Rightarrow \quad P_{\text{totale}} &= \text {180 kPa}+\text {180 kPa}+\text {240 kPa}\\
&= \text {600 kPa} \end{align}||

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

Le volume molaire gazeux

Le volume molaire gazeux est le volume occupé par une mole de gaz, peu importe le type de gaz, à des conditions de température et de pression précises.

  • À |\bf \small \text {TPN}| |\small (0^{\circ}\text {C ou 273 K et 101,3 kPa)}|, le volume molaire gazeux est |\bf \small \text {22,4 L/mol}|.
  • À |\bf \small \text {TAPN}| |\small (25^{\circ}\text {C ou 298 K et 101,3 kPa)}|, le volume molaire gazeux est |\bf \small \text {24,5 L/mol}|.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul du volume molaire.

Quel est le volume de |\small \text {16 g}| de dioxygène à |\small \text {TPN}| ?
Tout d'abord, il faut convertir la masse en moles.
||\begin{align} \displaystyle n = \frac{m}{M} \quad \Rightarrow \quad \displaystyle n &= \frac{\text {16 g}}{\text {32 g/mol}} \\
&= \text {0,5 mol} \end{align}||
Ensuite, par produit croisé, il est possible de trouver le volume du gaz.
||\begin{align} \displaystyle \frac{\text {22,4 L}}{\text {1 mol}}=\frac{\text {x L}}{\text {0,5 mol}} \quad \Rightarrow \quad x &= \frac{\text {22,4 L} \times \text {0,5 mol}}{\text {1 mol}} \\
&= \text {11,2 L} \end{align}||
Il est possible de calculer le volume molaire de n'importe quel gaz grâce à la formule suivante.

|\displaystyle \frac{V}{n\,(\text {1 mole})}=\frac{R\cdot T}{P}|

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul du volume molaire.

Quel est le volume molaire à |\small 100 \: ^{\circ} \text {C}| et |\small 199 \: \text {kPa}| ?
||\begin{align} \frac{V}{n\,(\text {1 mole})}=\frac{R\cdot T}{P}  \quad \Rightarrow \quad \frac{V}{n\,(\text {1 mole})} &= \frac{8,314 \frac {\text {L}\cdot \text {kPa}}{\text {mol}\cdot \text {K}} \times \text {373 K}}{\text {199 kPa}} \\
&= \text {15,6 L/mol} \end{align}||

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

L'aspect énergétique des transformations

Les réactions endothermiques en détail

Une réaction endothermique est une réaction qui absorbe de l’énergie provenant de l'environnement. Lorsqu’une réaction chimique absorbe de la chaleur, la température du milieu environnant diminue. C’est donc le milieu qui est responsable de ce transfert d’énergie.

On peut reconnaître une réaction endothermique de diverses façons:

  • L'énergie fait partie des réactifs de la réaction dans l'équation énergétique: |\text {Réactifs + Énergie} \rightarrow \text {Produits}|
  • La variation d'enthalpie est positive: |\text {Réactifs} \rightarrow \text {Produits} \hspace {2 cm} \triangle H = H_p - H_r = \text {valeur positive}|
  • L'enthalpie des produits est supérieure à celle des réactifs dans le diagramme énergétique.
    Diagramme énergétique d'une réaction endothermiquec1060i1.JPG 

    (cliquez sur l'image pour l'agrandir)

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

Les réactions exothermiques en détail

Une réaction exothermique est une réaction qui dégage de l’énergie. Lorsqu’une réaction chimique dégage de la chaleur dans un milieu, la température de ce milieu augmente.

On peut reconnaître une réaction exothermique de diverses façons:

  • L'énergie fait partie des produits de la réaction dans l'équation énergétique: |\text {Réactifs} \rightarrow \text {Produits + Énergie}|
  • La variation d'enthalpie est négative: |\text {Réactifs} \rightarrow \text {Produits} \hspace {2 cm} \triangle H = H_p - H_r = \text {valeur négative}|
  • L'enthalpie des réactifs est inférieure à celle des produits dans le diagramme énergétique.
    Diagramme énergétique d'une réaction exothermique

c1060i2.JPG 

(cliquez sur l'image pour l'agrandir)

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

Le diagramme énergétique

Le diagramme énergétique d'une transformation est un graphique qui présente les différents niveaux d'énergie des substances présentes en fonction de la progression de la transformation. Ce diagramme nous permet de déterminer si la réaction est exothermique ou endothermique. De plus, il est possible d'évaluer l'importance de l'énergie d'activation d'une réaction et comparer les réactions directe et inverse.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir des détails sur le diagramme énergétique.

Soit le diagramme énergétique suivant représentant la réaction de la synthèse de l'eau |(H_2 + O_2 \rightleftharpoons 2 \: H_2O)|.

c1060i4.JPG 

(cliquez sur l'image pour l'agrandir)

  • Le point A représente l'enthalpie des réactifs |(H_2 + O_2)|, soit l'énergie de départ que possèdent les réactifs.
  • Le point B représente l'énergie du complexe activé, court état instable dans lequel les atomes sont séparés les uns des autres.
  • Le point C représente l'enthalpie des produits |(2 \: H_2O)|, soit l'énergie que possèdent les produits à la fin de la réaction.
  • Le point D représente l'énergie d'activation de la réaction directe, soit l'énergie nécessaire pour amorcer la réaction. Dans ce contexte, il faut |\small \text {1 368 kJ}| pour commencer la réaction.
  • Le point E représente la variation d'enthalpie de la réaction directe. Dans cette situation, la réaction est exothermique, car elle libère |\small \text {488 kJ}|.
  • Le point F représente l'énergie d'activation de la réaction inverse, qui est beaucoup plus grande que celle de la réaction directe (il faut |\small \text {1 856 kJ}| pour atteindre l'énergie d'activation de la réaction inverse). Toutefois, l'état des atomes sera le même que pour celui de la réaction directe.
  • Le point G représente la variation d'enthalpie pour la réaction inverse. La réaction inverse est endothermique, car elle absorbe |\small \text {488kJ}|.

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

L'énergie d'activation et le complexe activé

L'énergie d'activation est la quantité d'énergie minimale requise pour amorcer une réaction chimique. Dans un diagramme énergétique, elle représente l'énergie entre les réactifs et le complexe activé.
Le complexe activé est un état de transition instable et énergétique qui se forme lors de la transformation des réactifs en produits. Dans un diagramme énergétique, le complexe activé correspond au sommet de la courbe.
c1060i5.JPG

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

L'enthalpie et la variation d'enthalpie

L'enthalpie (H) est l'énergie totale d'un système, soit la somme de tous les types d'énergie (cinétique et potentielle) qu'il contient à pression constante. Elle est exprimée en joules |\small \text {(J)}| ou en kilojoules |\small \text {(kJ)}|. Cette énergie étant difficile à déterminer, il est préférable de mesurer la quantité d'énergie échangée lors d'une transformation.
La variation d'enthalpie standard |(\triangle H)|, ou enthalpie molaire, correspond à la variation d'énergie absorbée ou dégagée lors de la réaction d'une mole d'une substance à TAPN. Elle est exprimée en kilojoules |\small \text {(kJ)}| ou en kilojoules par mole|\small \text {(kJ/mol)}|.

Dans un graphique, la variation d'enthalpie correspond à la différence entre l'enthalpie des produits et l'enthalpie des réactifs.

Réaction endothermiqueRéaction exothermique
|\triangle H| positif |\triangle H| négatif
c1060i6.PNG
Source
c1060i7.png
Source

|ΔH = H_{\text{produits}} - H_{\text{réactifs}}|

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

Le bilan énergétique d'une réaction

Le bilan énergétique d'une transformation établit la somme d'énergie nécessaire pour briser les liaisons chimiques des réactifs et d'énergie dégagée au moment de la formation des liaisons des produits.

Le bilan énergétique peut être déterminé de différentes façons:

  • Le calcul de l'enthalpie des liaisons, qui détermine l'énergie présente dans les liaisons entre les atomes;
  • La loi de Hess, qui permet de déterminer l'énergie à partir de chacune des réactions intermédiaires dans un mécanisme réactionnel;
  • La calorimétrie, qui permet de déterminer expérimentalement l'énergie dégagée ou absorbée dans une réaction chimique.

Pour calculer l'enthalpie des liaisons, il faut calculer l'énergie présente dans chacune des liaisons des molécules des réactifs et des produits, puis les additionner pour obtenir le bilan énergétique.

|ΔH = H_{\text{réactifs}} + H_{\text{produits}}|

Les valeurs des variations d'enthalpie sont exprimées en kJ/mol. De plus, si la liaison est du côté des réactifs, son signe sera positif. Si la liaison est du côté des produits, le signe sera alors négatif. Pour connaître l'énergie dans une liaison, il existe des tableaux présentant l'énergie associée aux liaisons chimiques.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul du bilan énergétique d'une réaction.

Quel est le bilan énergétique de la réaction suivante ?
|3 \: Cl_2 + 2 \: NH_3 \rightarrow 6 \: HCl + N_2|
c1060i8.JPG
Pour déterminer l'énergie des liaisons dans les réactifs:
|Cl_2| : trois liaisons simples |Cl-Cl| = |3 \times \text {243 kJ} = \text {729 kJ}|
|NH_3|: six liaisons simples |N-H| = |6 \times \text {389 kJ} = \text {2 334 kJ}|

Pour déterminer l'énergie des liaisons dans les produits:
|HCl| : six liaisons simples |H-Cl| = |6 \times \text {431 kJ} = \text {2 586 kJ}|
|N_2|: une liaison triple |N \equiv N| = |1 \times \text {946 kJ} = \text {946 kJ}|

Pour trouver le bilan énergétique.
||\begin{align}
\triangle H=\triangle H_{\text{reactifs}} + \triangle H_{\text{produits}} \quad \Rightarrow \quad \triangle H &=( \text {729 kJ} +\text {2 334 kJ}) \:+ \\&(\text {-2 586 kJ} + \text {-946 kJ}) \\
&=\text {-469 kJ}
\end{align}||

La réaction est exothermique.

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La calorimétrie

La calorimétrie permet de déterminer expérimentalement les quantités de chaleur en cause lors d'une transformation. La chaleur transférée ou dégagée se calcule grâce à la formule suivante.

|Q = m\cdot c\cdot \triangle T|

|Q| représente la quantité d'énergie |\small \text {(J)}|
|m| représente la masse de la substance |\small \text {(g)}|
|c| représente la capacité thermique de la substance |\small \text {(J/(g}\cdot ^{\circ} \text{C)}|
|\triangle T| représente la variation de température |\left( T_{\text {finale}} - T_{\text {initiale}} \right)| |\small (^{\circ} \text{C)}|

Par convention, une valeur d'énergie négative |(-Q)| est considérée comme de l'énergie dégagée alors qu'une valeur d'énergie positive |(+Q)| correspond à de l'énergie absorbée.

|-Q_{\text {dégagée}}= +Q_{\text {absorbée}}|

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la calorimétrie.

Si |\small \text {2,00 g}| de |NaOH| permet d'augmenter la température de |\small \text {250 ml}| d'eau de |\small 2,1 ^{\circ} \text {C}|, quelle est la quantité de chaleur produite?
Pour trouver l'énergie absorbée par l'eau:
||\begin{align}
Q = m\cdot c\cdot \triangle T \quad \Rightarrow \quad Q &=\text {250 g} \cdot \text {4,19 J/(g}\cdot ^{\circ} \text{C)} \cdot 2,1^{\circ} \text{C} \\
&=\text {2 200 J}
\end{align}||

Pour trouver l'énergie dégagée par le |NaOH|:
||\begin{align}
-Q_{{NaOH}}= +Q_{\text {eau}} \quad \Rightarrow \quad Q_{{NaOH}} &= \text {-2 200 J = -2,2 kJ}
\end{align}||

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La chaleur molaire et la chaleur massique de réaction

La chaleur molaire de réaction est la quantité d'énergie absorbée ou dégagée lors de la transformation d'une mole de réactif ou de la formation d'une mole de produits.
Il existe différents types de chaleur molaire, dont:

  • La chaleur molaire de dissolution, qui permet de déterminer la quantité d'énergie absorbée ou dégagée par une mole d'une substance solide.
  • La chaleur molaire de neutralisation, qui permet de déterminer la quantité d'énergie absorbée ou dégagée par la réaction entre un acide et une base.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la chaleur molaire de dissolution.

Si |\small \text {2,00 g}| de |\small NaOH_{(s)}| dégage |\small \text {2,2 kJ}|, quelle est la chaleur molaire de dissolution?
Pour trouver cette donnée, il faut trouver le nombre de moles de |\small NaOH| utilisés.
||\begin{align}
n = \frac {m}{M} \quad \Rightarrow \quad n &= \frac {\text {2,00 g}}{\text {40,00 g/mol}} \\ &= 0,05 \text { mol}
\end{align}||

Finalement, pour calculer la variation d'enthalpie:
||\begin{align}
\displaystyle \frac {\text {2,2 kJ}}{\text {0,05 mol}} = \frac {x}{\text {1 mol}} \quad \Rightarrow \quad x &= \frac {\text {2,2 kJ} \times \text {1 mol}}{\text {0,05 mol}} \\ &= \text {44 kJ/mol}
\end{align}||

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la chaleur molaire de neutralisation.

On neutralise complètement |\small \text {400 mL}| d'une solution aqueuse de |\small NaOH| à |\small \text {1,0 mol/L}| en ajoutant |\small \text {200 mL}| de |\small H_2SO_4| à à |\small \text {1,0 mol/L}| . Si la variation de température est de |\small 11^{\circ} \text{C}|, quelle est la chaleur molaire de neutralisation du |\small NaOH|?
Pour calculer l'énergie impliquée dans la neutralisation :
||\begin{align}
Q = m\cdot c\cdot \triangle T \quad \Rightarrow \quad Q &=\text {(400 g + 200 g)} \cdot \text {4,19 J/(g}\cdot ^{\circ} \text{C)} \cdot 11^{\circ} \text{C} \\ &=\text {27 654 J} \end{align}||
Puisque la température de l'eau a augmenté, cela signifie que la neutralisation a dégagé de l'énergie. Donc, |\triangle H = \text {-27 654 J = -27,654 kJ}.|
 
Pour trouver le nombre de moles de |NaOH| :
||\begin{align}
C = \frac {n}{V} \quad \Rightarrow \quad n &= {C} \times {V} \\  &= {\text {1,0 mol/L}}\times {\text {0,4 L}} \\&= 0,4 \text { mol}
\end{align}||
Pour calculer la chaleur molaire de neutralisation.
||\begin{align}
\displaystyle \frac {\text {-27,654 kJ}}{\text {0,4 mol}} = \frac {x}{\text {1 mol}} \quad \Rightarrow \quad x &= \frac {\text {-27,654 kJ} \times \text {1 mol}}{\text {0,4 mol}} \\ &= \text {-69,14 kJ/mol} \end{align}||
La chaleur molaire de neutralisation du |NaOH| est de |\text {-69,14 kJ/mol}|.

La chaleur massique de réaction est la quantité d'énergie absorbée ou dégagée lors de la transformation d'un gramme de réactif ou de la formation d'un gramme de produits.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la chaleur massique de dissolution.

Si |\small \text {2,00 g}| de |NaOH_{(s)}| dégage |\small \text {2,2 kJ}|, quelle est la chaleur massique de dissolution?
Il suffit d'une proportion pour trouver la chaleur massique.
||\begin{align}
\displaystyle \frac {\text {2,2 kJ}}{\text {2 g}} = \frac {x}{\text {1 g}} \quad \Rightarrow \quad x &= \frac {\text {2,2 kJ} \times \text {1 g}}{\text {2 g}} \\ &= \text {1,1 kJ/g}
\end{align}||

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La loi de Hess

La loi de Hess indique que, lorsqu'une réaction peut être décomposée en plusieurs réactions, la variation d'enthalpie de la réaction est égale à la somme algébrique des variations d'enthalpie de chacune des réactions intermédiaires.

La résolution d'une équation grâce à la loi de Hess se fait en cinq étapes:

  1. Écrire l'équation globale balancée.
  2. Choisir les équations intermédiaires pertinentes.
  3. Réorganiser les équations en les inversant ou en les multipliant.
  4. Additionner les équations ainsi que les chaleurs qui leur sont associées.
  5. Convertir la valeur obtenue selon les exigences du problème à résoudre.

|\triangle H=\triangle H_{1}+\triangle H_{2}+\triangle H_{3}+...|

|\triangle H| représente la variation d'enthalpie globale en kJ/mol |\triangle H_{1},\triangle H_{2},\triangle H_{3}| représentent la variation d'enthalpie de chacune des réactions intermédiaires en kJ/mol

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la loi de Hess.

Quelle est la variation d'enthalpie de la réaction suivante ?
|C_2H_{4(g)} + 3 \space O_{2(g)} \rightarrow 2 \space CO_{2(g)} + 2 \space H_2O_{(l)}|

Les réactions intermédiaires suivantes se produisent pour arriver à la réaction globale.

|H_{2(g)} + 0,5\ O_{2(g)} \rightarrow H_2O_{(l)}| |\Delta H = -\text {-286,2 kJ}|
​|C_{(s)} + O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)}| |\Delta H = \text {-394,1 kJ}|​
​|2\ C_{(s)} + 2\ H_{2(g)} \rightarrow C_2H_{4(g)}|​ ​|\Delta H = \text {52,3 kJ}|​

Pour arriver à l'équation globale, il faut multiplier les deux premières réactions par 2, et il faut inverser la dernière.

|2 \space H_{2(g)} + \ O_{2(g)} \rightarrow 2 \space H_2O_{(l)}| |\Delta H = \text {-572,4 kJ}|
​|2 \space C_{(s)} + 2 \space O_{2(g)} \rightarrow 2 \space CO_{2(g)}| |\Delta H = \text {-788,2 kJ}|​
​|C_2H_{4(g)} \rightarrow 2\ C_{(s)} + 2\ H_{2(g)}|​ ​|\Delta H = \text {-52,3 kJ}|​

En simplifiant de part et d'autre de la flèche, on obtient l'équation de départ avec la variation d'enthalpie.

|C_2H_{4(g)} + 3 \space O_{2(g)} \rightarrow 2 \space CO_{2(g)} + 2 \space H_2O_{(l)} \hspace {2 cm} \triangle H = \text {-1412,9 kJ}|

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La vitesse de réaction

L'expression de la vitesse de réaction

La vitesse d'une réaction correspond à la quantité de réactifs transformés par unité de temps au cours d'une réaction chimique, ou encore à la quantité de produits formés par unité de temps au cours de cette même réaction.

|\displaystyle \text{Vitesse de réaction}=\frac{\text{Quantité de produits formés}}{\text{Intervalle de temps}}=\frac{q}{\Delta t}|.
|\displaystyle \text{Vitesse de réaction}=\frac{\text{-Quantité de réactifs transformés}}{\text{Intervalle de temps}}=\frac{-q}{\Delta t}|

Il est possible de déterminer la vitesse générale de la réaction en tenant compte des coefficients des substances impliquées dans la réaction.

Soit la réaction hypothétique  |aA + bB \rightarrow cC + dD|:
|\displaystyle v_{g}=\frac{v_{A}}{a}=\frac{v_{B}}{b}=\frac{v_{C}}{c}=\frac{v_{D}}{d}|

|v_{g}| représente la vitesse générale de la réaction |\small \text {(mol/(L}\cdot \text{s) ou mol/s)}|
|v_{a}, v_{b}, v_{c}, v_{d}| représentent la vitesse en fonction de chacune des substances en jeu dans la réaction |\small \text {(mol/(L}\cdot \text{s) ou mol/s)}|
|a, b, c, d| représentent les coefficients stoechiométriques de chaque substance

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La mesure de la vitesse de réaction

La vitesse d'une réaction peut être mesurée à partir de divers paramètres.

Mesure de la quantité de matière État Calcul de vitesse Unité de mesure de la vitesse
MasseSolide, Liquide, Gazeux
|\displaystyle \text {Vitesse}=\frac{\triangle \text {Masse}}{\triangle \text {Temps}}|
|\text {g/s}|
VolumeLiquide, Gazeux
|\displaystyle \text {Vitesse}=\frac{\triangle \text {Volume}}{\triangle \text {Temps}}|
|\text {L/s}| ou |\text {mL/s}|
PressionGazeux|\displaystyle \text {Vitesse}=\frac{\triangle \text {Pression}}{\triangle \text {Temps}}|
|\text {kPa/s}|
ConcentrationGazeux, Aqueux
|\displaystyle \text {Vitesse}=\frac{\triangle \text {Concentration molaire}}{\triangle \text {Temps}}|   
|\text {mol/(L}\cdot \text{s)}|
Nombre de particulesAucun (s'obtient uniquement par calcul)|\displaystyle \text {Vitesse}=\frac{\triangle \text {Nombre de particules}}{\triangle \text {Temps}}|   
|\text {mol/s}|

Peu importe la méthode choisie, il est souvent nécessaire d’exprimer les vitesses en |\small \text {mol/(L}\cdot \text{s)}|  ou en |\small \text {mol/s}| pour pouvoir les comparer.

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

Les facteurs qui influencent la vitesse de réaction

Il existe cinq facteurs pouvant influencer la vitesse d'une réaction.

  1. La nature des réactifs: une substance ayant plusieurs liens à briser, ou une substance ayant des liens exigeant de grandes quantités d'énergie pour être brisés ralentiront la vitesse d'une réaction. De plus, l'état d'une substance affecte la vitesse de réaction selon l'ordre suivant (de l'état le plus lent à réagir vers l'état le plus rapide à réagir):
    |\text {Solide} \rightarrow \text {Liquide} \rightarrow \text {Gazeux} \rightarrow \text {Aqueux}|

  2. La concentration des réactifs: plus la concentration d'une substance est élevée, plus les probabilités de collision sont élevées et plus la réaction sera rapide.
    Effet d'une variation de concentration dans un graphique du nombre de particules en fonction de l'énergie cinétique
  3. c1060i9.JPG  
  4. La surface de contact: plus on augmente la surface de contact entre deux réactifs, plus la vitesse de réaction sera élevée.

  5. La température: plus la température d'un système augmente, plus le nombre de particules ayant l'énergie minimale pour entrer en réaction sera élevé et plus la réaction se fera rapidement.

    Effet d'une variation de température dans un graphique du nombre de particules en fonction de l'énergie cinétique

  6. c1060i10.JPG  
  7. La présence d'un catalyseur: la présence d'un catalyseur abaisse l'énergie d'activation nécessaire pour que la réaction puisse se produire et augmente la vitesse de réaction. Toutefois, la présence d'un inhibiteur augmente l'énergie d'activation et ralentit la vitesse de réaction.

    Effet de la présence d'un catalyseur dans un graphique du nombre de particules en fonction de l'énergie cinétique

  8. c1060i11.JPG  

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La loi des vitesses de réaction

La loi des vitesses de réaction précise l'effet de la concentration des réactifs sur la vitesse de réaction. La loi des vitesses de réaction s'exprime de la façon suivante:

|v=k\times[A]^x\times[B]^y|

v représente la vitesse de la réaction |\text {(mol/(L}\cdot \text{s)}|
k représente la constante de vitesse
[A], [B] représentent les concentrations des réactifs, exprimées |\text {(mol/L)}|
x et y représentent l'ordre de la réaction en fonction de chacun des réactifs; ces valeurs sont déterminées expérimentalement

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul de la loi des vitesses de réaction.

Soit l'expérience hypothétique suivante.

|AB_4+2 \space C_2 \rightarrow AC_2 + 2 \space B_2C|

Quelle est l'équation de la vitesse de la réaction ?
​Essai |[​AB_4]_{\text {initial}}| ​|[C_2]_{\text {initial}}| ​Vitesse de réaction
​1​0,6​0,6​12,4
​2​0,6​2,4​49,6
​3​1,2​2,4​198,4

En comparant les essais 1 et 2, en gardant la concentration de |AB_4| constante, si on quadruple la concentration de |C_2|, la vitesse de réaction quadruple. La réaction est donc d'ordre 1.

En comparant les essais 2 et 3, en gardant la concentration de |C_2| constante, si on double la concentration de |AB_4|, la vitesse de réaction quadruple. La réaction est donc d'ordre 2.

La loi de la vitesse de réaction pour cette situation est donc :

|v=k\times[AB_4]^2\times[C_2]^1|

Il peut être pratique de déterminer l'impact d'une variation de la concentration d'un réactif sur la vitesse d'une réaction.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple du calcul algébrique de la loi des vitesses de réaction.

Soit la réaction suivante: |v = k \times [A]^2 \times [B]^1|
Comment la vitesse de réaction sera-t-elle influencée si on diminue la concentration de A de moitié tout en triplant la concentration de B?
Pour la première réaction, |[A] = x| et |B = [y]|, |v_1 = k \times x^2 \times y^1|
Pour la deuxième réaction, |[A] = x/2| et |B = 3y|. En utilisant la loi des vitesses de réaction, on obtient:
||\begin{align}
v = k \times [A]^2 \times [B]^1 \quad \Rightarrow \quad v &= k \times (x/2)^2 \times (3y)^1 \\ &= k \times x^2/4 \times 3y^1 \\ &= 3/4 \times k \times x^2 \times y^1
\end{align}||
La deuxième réaction se produira aux trois quarts |(3/4)| de la vitesse de la première réaction.

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

L'équilibre chimique

L'état d'équilibre

L'état d'équilibre est un équilibre dynamique qui est le résultat de deux réactions chimiques opposées, soit une réaction directe et une réaction inverse, qui se produisent à la même vitesse. Pour qu'un système soit à l'équilibre, les conditions suivantes doivent être respectées:

  1. La réaction doit être réversible;
  2. La réaction doit s'effectuer dans un système fermé;
  3. La réaction doit présenter des propriétés macroscopiques constantes.

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

L'influence de la concentration sur l'état d'équilibre

Si une modification de la concentration d'un réactif ou d'un produit est apportée à un système, la réaction à l'équilibre tend à s'opposer à cette modification.

  • Une augmentation de la concentration d'un réactif tend à favoriser la réaction directe.
  • Une augmentation de la concentration d'un produit tend à favoriser la réaction inverse.
  • Une diminution de la concentration d'un réactif tend à favoriser la réaction inverse.
  • Une diminution de la concentration d'un produit tend à favoriser la réaction directe.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple de l'influence de la concentration sur l'état d'équilibre.

Qu'arrivera-t-il avec les concentrations des réactifs et des produits de la réaction suivante si on augmente la concentration de |O_2|?
|2 \: N_2{O_{5(g)}}  \rightarrow 4 \: NO_{2_{(g)}}+ O_{2_{(g)}}|
Si on augmente la concentration de |O_2|, le système cherchera à diminuer cette concentration. Il favorisera donc la réaction inverse, qui utilise les produits pour obtenir des réactifs.
La concentration du réactif |N_2{O_{5(g)}}| augmentera, alors que celles des produits |NO_{2_{(g)}}| et | O_{2_{(g)}}| diminueront.

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

L'influence de la température sur l'état d'équilibre

Si une modification de la température d'un système fermé est apportée, la réaction à l'équilibre tend à s'opposer à cette augmentation d'énergie.

  • Une augmentation de température déplace l'équilibre en favorisant la réaction endothermique.
  • Une diminution de température déplace l'équilibre en favorisant la réaction exothermique.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple de l'influence de la température sur l'état d'équilibre.

Qu'arrivera-t-il avec les concentrations des réactifs et des produits de la réaction suivante si on augmente la température du système?
|2 \space N_2{O_{5(g)}}   \rightarrow 4 \space NO_{2_{(g)}}+ O_{2_{(g)}} + 23 \space kJ|
Si on augmente la température, le système cherchera à diminuer cette température. Il favorisera donc la réaction inverse, qui utilise de l'énergie, soit la réaction endothermique.
La concentration du réactif |N_2{O_{5(g)}}| augmentera, alors que celles des produits |NO_{2_{(g)}}| et | O_{2_{(g)}}| diminueront.

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

L'influence de la pression sur l'état d'équilibre

Si une modification de la pression se produit dans un système fermé, la réaction à l'équilibre tend à s'opposer à cette modification.

  • Si la pression augmente, le système réagira en favorisant le sens de réaction produisant le plus petit nombre de molécules de gaz afin de rétablir la pression.
  • Si la pression diminue, le système réagira en favorisant le sens de réaction produisant le plus grand nombre de molécules de gaz afin de rétablir la pression.

Lorsqu'on veut déterminer l'influence de la pression sur l'état d'équilibre, on considère uniquement les volumes occupés par les gaz.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple de l'influence de la pression sur l'état d'équilibre.

Qu'arrivera-t-il avec les concentrations des réactifs et des produits de la réaction suivante si on augmente la pression du système?
|2 \space N_2{O_{5(g)}}   \rightarrow 4 \space NO_{2_{(g)}}+ O_{2_{(g)}}|
Si on augmente la pression, le système cherchera à diminuer cette pression. Il favorisera donc la réaction inverse, car il y a moins de molécules de gaz dans les réactifs que dans les produits.
La concentration du réactif |N_2{O_{5(g)}}| augmentera, alors que celles des produits |NO_{2_{(g)}}| et | O_{2_{(g)}}| diminueront.

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

Le principe de Le Chatelier

Le principe de Le Chatelier permet de prédire le sens de la réaction qui sera favorisée lorsque les conditions d'un système à l'équilibre sont modifiées.
Le principe de Le Chatelier stipule que si on tend à modifier les conditions d'un système en équilibre, il réagit de façon à s'opposer partiellement aux changements qu'on lui impose jusqu'à l'atteinte d'un nouvel état d'équilibre.
L'équilibre peut être modifié de deux façons:

  • La vitesse de la réaction directe augmente par rapport à celle de la réaction inverse. La réaction directe est alors temporairement favorisée, car le système tente de rétablir l'équilibre. Il y aura donc formation d'une plus grande quantité de produits.
  • La vitesse de la réaction inverse augmente par rapport à celle de la réaction directe. La réaction inverse est alors temporairement favorisée, car le système tente de rétablir l'équilibre. Il y aura donc formation d'une plus grande quantité de réactifs.

L'ajout d'un catalyseur n'influence pas l'équilibre chimique, puisqu'il ne permet que d'atteindre l'équilibre plus rapidement. La réaction directe est favorisée autant que la réaction inverse peut l’être puisque l’énergie d’activation est moindre dans les deux cas.

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La constante d'équilibre

À une température donnée, la valeur de la constante d'équilibre est égale aux produits des concentrations molaires des produits divisé par le produit des concentrations molaires des réactifs. Chaque concentration de substance est affectée d'un exposant égal à son coefficient de l'équation chimique balancée de la réaction.

Pour calculer la constante d'équilibre de la réaction: |aA + bB \rightleftharpoons cC + dD|

|K_{c}=\displaystyle \frac{\left[C\right]^{c}\cdot\left[D\right]^{d}}{\left[A\right]^{a}\cdot\left[B\right]^{b}}|

|K_{c}| représente la constante d'équilibre en fonction des concentrations

|[C]| et |[D]| représentent les concentrations molaires des produits |\small \text {(mol/L)}|

|[A]| et |[B]| représentent les concentrations molaires des réactifs |\small \text {(mol/L)}|

les exposants (lettres minuscules) font référence aux coefficients dans l'équation chimique balancée

Le calcul de la constante d’équilibre |(K_{c})| s’effectue uniquement avec les concentrations molaires à l’équilibre des gaz ou des substances en solution aqueuse.

Aucune unité de mesure n’est attribuée à la constante d’équilibre, car celle-ci changerait en fonction de la nature du système.

Pour trouver la constante d'équilibre de la réaction inverse, il faut inverser la constante d'équilibre.
|K_{Cinv}=\displaystyle \frac{1}{K_{Cdir}}|

|K_{Cinv}| représente la constante d'équilibre de la réaction inverse
|K_{Cdir}| représente la constante d'équilibre de la réaction directe

Les valeurs de constante d'équilibre donnent des indices sur les concentrations des réactifs et des produits à l'équilibre.

  • Une valeur de |K_c > 1| signifie que l’on retrouvera une plus grande concentration de produits que de réactifs et que la réaction directe sera favorisée.
  • Une valeur de |K_c < 1| représente une concentration en réactifs plus grande que celle des produits et que la réaction inverse sera favorisée.
  • Une valeur de |K_c \cong 1| signifie qu’il y a autant de réactifs que de produits et qu'aucune réaction n'est favorisée.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple de calcul de la constante d'équilibre.

Quelle est la constante d'équilibre de la formation du méthanol |(CH_3OH)| si, initialement, |\small \text {0,46 M}| de |CO| et |\small \text {0,42 M}| de |H_2| permettent d'obtenir |\small \text {0,060 M}| de |CH_3OH| à l'équilibre?

|CO_{(g)} + 2 \space H_{2_{(g)}} \rightleftharpoons CH_3OH_{(g)}|
Pour trouver la constante d'équilibre, il faut compléter le tableau IVE.

​|CO_{(g)}| +
​|2 \: H_{2_{(g)}}|​|\rightleftharpoons |
​|CH_3OH_{(g)}|
|I|​|​\text {0,46 M}|
​|\text {0,42 M}|
|\text {0 M}|
​|V|​|- x|​|- 2x|​|+ x|
​|E|​​|(0,46 - x) \text {M}|​​|(0,42 - 2x) \text {M}||\text {0,060 M}|

Par la valeur de la concentration de l'équilibre de |CH_3OH|, la valeur de x peut être déduite, soit |\text {0,060 M}|.
Les concentrations à l'équilibre sont donc:

​|CO_{(g)} = (0,46 - 0,060) = \text {0,40 M}|
​|H_{2_{(g)}} = ​(0,42 - 0,12) = \text {0,30 M}|
​|CH_3OH_{(g)} = \text {0,060 M}|
Il est donc possible de calculer la constante d'équilibre.

||\begin{align}
K_{c}=\displaystyle \frac{\left[CH_3OH\right]}{\left[CO\right]\cdot\left[H_2\right]^{2}} \quad \Rightarrow \quad K_{c}&=\displaystyle \frac{(0,060)}{(0,40)\cdot(0,30)^{2}}
\\ &= 1,67
\end{align}||

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La constante d'ionisation de l'eau

La constante d'ionisation de l'eau |K_{(eau)}|, ou constante d'équilibre de l'eau, est la constante associée à la capacité de l'eau de se dissocier en ions hydronium |(H^+)| et en ions hydroxyde |(OH^−)|.

À |\small 25 ^{\circ}\text {C}|, l'eau pure est neutre. Ainsi, la constante se calcule à l'aide de la formule suivante:

|K_{H_2O} = 1 \times 10^{-14} = [{H^+}_{(aq)}]\cdot [{OH^−}_{(aq)}]|

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple de calcul de la constante d'ionisation de l'eau.

Quelle est la concentration molaire en ions hydroxyde |(OH^-)| si, à |\small 25 ^{\circ}\text {C}|, la concentration en ions hydronium |(H^+)| est |5,3 \times 10^{-5} \text { M}| ?
|K_{H_2O} = 1 \times 10^{-14} = [{H^+}_{(aq)}]\cdot [{OH^−}_{(aq)}]|
|1 \times 10^{-14} = (5,3 \times 10^{-5} \text { M}) \cdot [{OH^−}_{(aq)}]|
|[{OH^−}_{(aq)}] = 1,89 \times 10^{-10} \text { M}|

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La constante d'acidité et de basicité

La constante d'acidité |(K_a)| est une mesure quantitative de la force d'un acide en solution. Elle permet de connaître la constante d'équilibre de la dissociation d'un acide. Plus la valeur de la constante d'acidité |K_a| est élevée, plus l'acide utilisé est fort.

La constante de basicité |(K_b)| est une mesure quantitative de la force d'une base en solution. Elle permet de connaître la constante d'équilibre de la dissociation d'une base. Plus la valeur de la constante de basicité |K_b| est élevée, plus la base utilisée est forte.
Pour un acide qui se dissocie selon la réaction |HA_{(aq)} \rightleftharpoons {H^+}_{(aq)} + {A^-}_{(aq)}|:
|K_a= \displaystyle \frac {[H+][A−]}{[HA]}|

|K_a| représente la constante d'acidité
|[H^+]| représente la concentration en ions hydronium  |\small \text {(mol/L)}|
|[A^−]| représente la concentration de la base conjuguée  |\small \text {(mol/L)}|
|[HA]| représente la concentration de l'acide non dissocié  |\small \text {(mol/L)}|

Pour une base qui se dissocie selon la réaction |BOH_{(aq)} \rightleftharpoons {B^+}_{(aq)} + {OH^-}_{(aq)}|:
|K_b= \displaystyle \frac {[B+][OH−]}{[B]}|

|K_b| représente la constante de basicité
|[B^+]| représente la concentration en ions hydroxyde  |\small \text {(mol/L)}|
|[OH^−]| représente la concentration de l'acide conjugué  |\small \text {(mol/L)}|
|[B]| représente la concentration de la base non dissociée  |\small \text {(mol/L)}|

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple de calcul de la constante d'acidité.

L'acide acétylsalicylique, ou aspirine, est un acide dont la formule chimique est |HC_9H_7O_4|. Sachant qu'une solution de |\small 0,02 \text { M}| a un pH de |\small 2,60|, calcule la constante d'acidité.

|{HC_9H_7O_4}_{(aq)} \rightleftharpoons {H^+}_{(aq)} + {{C_9H_7O_4}^-}_{(aq)}|

Puisque la valeur de pH est connue, il est possible de déterminer la concentration en ions hydronium à l'équilibre.

|[{H^+}_{(aq)}] = 10^{(-2,60)} = 2,51 \times 10^{-3} \text { M}|
Pour trouver la constante d'équilibre, il faut compléter le tableau IVE.

​|{{HC_9H_7O_4}_{(aq)}}| +
​|\rightleftharpoons |
​|{H^+}_{(aq)}|​|{{C_9H_7O_4}^-}_{(aq)}|
|I|​|​0,02 \text { M}|
​|0 \text { M}|
​|0 \text { M}|
​|V|​|- x|​|+ x|​|+ x|
​|E|​​|(0,02 - x) \text { M}|​​|2,51 \times 10^{-3} \text { M}|​​|x \text { M}|

Les concentrations à l'équilibre sont donc:

​|{HC_9H_7O_4}_{(aq)} = 0,0175 \text { M}|
​|{H^+}_{(aq)} = 2,51 \times 10^{-3} \text { M}|
​|{{C_9H_7O_4}^-}_{(aq)} = 2,51 \times 10^{-3} \text { M}|
Il est donc possible de calculer la constante d'acidité.

|K_{a}=\displaystyle \frac{\left[{H^+}_{(aq)}\right]\cdot\left[{{C_9H_7O_4}^-}_{(aq)}\right]}{\left[{{HC_9H_7O_4}_{(aq)}}\right]}|

|K_{a}=\displaystyle \frac{(2,51 \times 10^{-3}  \text { M})\cdot(2,51 \times 10^{-3}  \text { M})}{(0,0175  \text { M})}|

|K_{a}=3,6 \times 10^{-4}|

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La constante de produit de solubilité

La constante du produit de solubilité |(K_{ps})| est la constante d'équilibre associée à l'ionisation d'un composé ionique peu soluble dans l'eau. La valeur de |K_{ps}| permet de déterminer la concentration des ions produits par la dissociation d'un sel. Plus la valeur de la Kps est élevée, plus le sel est soluble.

La constante de produit de solubilité de la réaction hypothétique |X_{n}Y_{m(s)} \rightleftharpoons n\: X^+_{(aq)} + m \: Y^-_{(aq)}| est déterminée par l'équation suivante:
|K_{ps}=[X^+]^n\times[Y^-]^m|

|K_{ps}| représente la constante du produit de solubilité
|[X^+]| et |[Y^-]| représentent les concentrations des ions à l'équilibre |\small \text {(mol/L)}|
|n| et |m| correspondent aux coefficients de chacun des ions

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple de calcul de la constante de produit de solubilité.

Quelle est la concentration des ions formés par la dissociation du |Mg_3(PO_4)_2|, sachant que la valeur de |K_{ps}| à |\small 25^{\circ} \text {C}| est |1,04 \times 10^{-24}| ?

L'équation de dissociation du |Mg_3(PO_4)_2| est:
|{Mg_3(PO_4)_2}_{(s)} \rightleftharpoons 3 \: Mg^{2+} + 2 \: {{PO_4}^{3-}}_{(aq)}|
Pour trouver la constante d'équilibre, il faut compléter le tableau IVE.

​|{Mg_3(PO_4)_2}_{(s)}| +
​|\rightleftharpoons |
​|{3 \: Mg^{2+}}_{(aq)}|​|2 \: {{PO_4}^{3-}}_{(aq)}|
|I|​
​|0 \text { M}|
​|0 \text { M}|
​|V|
​|+ 3s|​|+ 2s|
​|E|
​​|3s|​​|2s|

La valeur de |K_{ps}| est déterminée grâce à la formule suivante.

|| \begin{align} K_{ps}=[Mg^{2+}]^3\times[{PO_4}^{3-}]^2 \quad \Rightarrow \quad 1,04 \times 10^{-24} &= (3s)^3 \times (2s)^2 \\
1,04 \times 10^{-24}&=108s^5 \\
6,26 \times 10^{-6}&=s \\
 \end{align}||

À l'équilibre, les concentrations des ions sont les suivantes.
|| \begin{align} [Mg^{2+}]=3s \quad \Rightarrow \quad [Mg^{2+}] &= 3 \times (6,26 \times 10^{-6}) \\
&=1,88 \times 10^{-5} \text { M} \\
 \end{align}||
|| \begin{align} [{PO_4}^{3-}]=2s \quad \Rightarrow \quad [{PO_4}^{3-}] &= 2 \times (6,26 \times 10^{-6}) \\
&=1,25 \times 10^{-5} \text { M} \\
 \end{align}||

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

Les théories sur les acides et les bases (Arrhenius et BrØnsted-Lowry)

La théorie d'Arrhenius explique les différences entre les acides et les bases.

  • Un acide est une substance qui, lorsque mise en solution aqueuse, libère des ions hydrogène |(H^+)|.
  • Une base est une substance qui, lorsque mise en solution aqueuse, libère des ions hydroxyde |(OH^-)|.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple de la théorie d'Arrhenius.

Voici un exemple d'un acide et d'une base qui se dissocient selon la théorie d'Arrhenius.
|HBr_{(aq)}\rightarrow {H^+}_{(aq)}+{Br^−}_{(aq)}|
|LiOH_{(aq)}\rightarrow {Li^+}_{(aq)}+{OH^−}_{(aq)}|
La théorie de Brønsted-Lowry amène une définition différente pour expliquer ce qu'est un acide ou une base.

  • Un acide est une substance capable de donner un ou plusieurs protons sous forme d'ion hydrogène |H^+| à une autre substance : c'est un donneur de protons.
  • Une base est une substance capable de recevoir un ou plusieurs protons sous forme d'ion hydrogène |H^+| provenant d'une autre substance : c'est un accepteur de protons.

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple de la théorie de Brønsted-Lowry.

Voici un exemple d'un acide et d'une base qui se dissocient selon la théorie de Brønsted-Lowry.

​|HCl_{(aq)}||​+ \: H_2O_{(l)}|​|\rightarrow|​|{{H_3O}^+}_{(aq)}||​+ \: {Cl^-}_{(aq)}|
​Acide​Base​Acide conjugué
​Base conjuguée

|{NH_3}_{(l)}|​|+ \: H_2O_{(l)}||\rightarrow|​|{{NH_4}^+}_{(aq)}||​+ \: {OH^−}_{(aq)}|
​Base​Acide​Acide conjugué
​Base conjuguée

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

La relation entre le pH et la concentration des ions hydronium et hydroxyde

Pour transformer la valeur de pH en concentration en ions hydronium |(H^+)| ou vice-versa, il faut appliquer les formules suivantes.

|pH = -log [H^+]|
|[H^{+}] = 10^{-pH}|

Des formules semblables existent pour le pOH et la concentration en ions hydroxyde |(OH^-)|.

|pOH = -log [OH^-]|
|[OH^{-}] = 10^{-pOH}|

De plus, la somme du |pH| et du |pOH| est toujours égale à 14.

|pH + pOH = 14|

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple de calcul de la relation entre la concentration molaire en ions |OH^-| et le pOH.
Quelle est la concentration molaire en ions |OH^-| dans une solution dont le |pOH| est |\small {6,34}| ?
|| \begin{align} [OH^{-}] = 10^{-pOH} \quad \Rightarrow \quad [OH^{-}] &= 10^{-6,34} \\
&= 4,57 \times 10^{-7} \text { M} \\
 \end{align}||

Clique sur l'onglet ci-dessous pour voir un exemple de calcul de la relation entre la concentration molaire en ions |H^+| et le pH.
Quelle est la concentration molaire en ions |H^+| pour une solution dont le |pOH| est |\small 3,88| ?
Il faut tout d'abord trouver le |pH|, ce qui permettra ensuite de déterminer la concentration en ions |H^+|.
|| \begin{align} pH + pOH = 14 \quad \Rightarrow \quad pH &= 14 - pOH \\
pH &= 14 - 3,88 \\
pH &= 10,12 \end{align}||

Pour trouver la concentration en ions |H^+|:
|| \begin{align} [H^{+}] = 10^{-pH} \quad \Rightarrow \quad [H^{+}] &= 10^{-10,12} \\
&= 7,59 \times 10^{-11} \text { M} \\
 \end{align}||

Pour avoir accès à d'autres exemples et à plus d'explications sur cette notion, n'hésite pas à consulter la bibliothèque virtuelle.

Pour retourner au menu en haut de la page, clique ici.

Les vidéos
Les exercices
Les références