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Dans cette vidéo, nous allons voir comment les équilibres dynamiques réagissent aux modifications de la température, de la pression, du volume et de la composition du milieu réactionnel. Nous verrons comment la loi de l’équilibre, également connue sous le nom de principe de Le Chatelier, nous aide à prédire les conséquences de n’importe quelle de ces modifications sur l’état d’équilibre. Avant de voir le principe de Le Chatelier, passons en revue quelques principes sur les équilibres.
Un équilibre est l’état d’une réaction où les concentrations en réactifs et en produits sont constantes dans le temps. Imaginons que nous ayons une réaction directe et une réaction inverse. A réagit avec B pour produire C, et C se décompose en A et B. Si nous commençons avec A et B, ils vont réagir rapidement, produisant C. À mesure que nous générons C, la réaction inverse commence à avoir lieu. Au fur et à mesure que nous fabriquons C, la réaction inverse s’accélère davantage, jusqu’à ce que la vitesse de la réaction directe soit finalement égale à la vitesse de la réaction inverse.
À partir de ce moment, le système est en équilibre. Les concentrations de A, B et C restent constantes. Cela ne veut pas dire que les concentrations de A, B et C doivent toutes être identiques. Nous pourrions avoir plus de A et moins de C, ou nous pourrions avoir plus de C et moins de A et B. L’essentiel est que les concentrations soient constantes dans le temps.
L’équilibre est établi lorsque la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse. Mais la définition de l’équilibre ne fait référence qu’aux concentrations. Donc, on peut penser que la vitesse pourrait être nulle, ce qui nous amène à la définition suivante.
Un équilibre dynamique est un équilibre où les vitesses des réactions directe et inverse sont « non nulles ». Tout ce que cela signifie c’est que même si les réactions sont équilibrées dans leurs vitesses, elles se produisent réellement. La situation où la vitesse de la réaction directe et la vitesse de la réaction inverse sont égales à zéro est appelée un équilibre statique.
Nous pouvons maintenant passer à notre dernière information génerale. L’état d’équilibre n’est pas une propriété bien définie. Il n’est vraiment utilisé que lors de la comparaison d’un ensemble de conditions d’équilibre à un autre. Mais on peut y penser comme au pivot d’une balance. C’est le point qui équilibre les quantités de produit et de réactif. Si nous avons plus de produit et moins de réactifs, on dit que l’état d’équilibre se déplace vers la gauche pour les maintenir en équilibre. Si nous avons plus de produit et moins de réactifs qu’au départ, on dit que l’état d’équilibre se déplace vers la droite. Un déplacement vers la gauche favorise les réactifs. Un déplacement vers la droite favorise les produits.
Maintenant que nous savons ce que sont les équilibres dynamiques, nous pouvons examiner quelles seront les conséquences d’une modification de la température sur un équilibre dynamique. Voyons donc un équilibre dynamique simple, A plus B en équilibre avec C plus D. Nous avons un mélange de produits chimiques A, B, C et D. Et, tandis qu’un peu de A réagit avec un peu de B pour produire un peu de C et de D, un peu de C et un peu de D réagissent ensemble pour produire un peu de A et de B. Alors, que se passe-t-il lorsque nous modifions la température?
Supposons que nous chauffions le mélange. Tous les produits chimiques ont plus d’énergie. A et B réagissent ensemble plus rapidement. Mais C et D aussi. Vous pourriez imaginer que cela n’influencerait pas l’état d’équilibre, mais cela dépend. Lorsque des produits chimiques réagissent, il y a généralement une variation d’énergie. De l’énergie est soit libérée dans une réaction exothermique, soit absorbée dans une réaction endothermique.
Dans un équilibre dynamique, deux réactions se produisent tout le temps, la réaction directe et la réaction inverse, car elles sont contraires. L’une doit être exothermique et l’autre doit être endothermique. Supposons pour cet exemple que la réaction directe est endothermique et que la réaction inverse est exothermique.
Considérons le profil énergétique de cette réaction. Ceci est notre variation d’énergie. L’énergie d’activation pour la réaction exothermique est relativement faible. Cependant, l’énergie d’activation pour la réaction endothermique est assez élevée. Ainsi, l’énergie d’activation de notre réaction endothermique est supérieure à l’énergie d’activation de notre réaction exothermique. Une augmentation de la température favorisera davantage la réaction endothermique que l’exothermique. Cela signifie que la vitesse de la réaction endothermique augmente plus que la vitesse de la réaction exothermique.
Donc, si c’est à ça que ressemble notre équilibre avant que nous modifions la température, c’est à quoi il ressemble une fois l’équilibre rétabli après avoir augmenté la température. L’état d’équilibre se déplace dans la direction des produits de la réaction endothermique. Dans ce cas, il se déplace vers la droite, vers C et D. En attendant, une diminution de la température favorisera la réaction exothermique. Ainsi, une augmentation de la température favorisera la réaction endothermique, celle qui absorbe la chaleur, tandis qu’une diminution de la température favorisera la réaction exothermique, celle qui dégage de la chaleur. Dans les deux cas, l’état d’équilibre se déplace de telle manière que le système résiste à la modification.
Maintenant, qu’en est-il des modifications de pression et de volume? Les modifications de pression et de volume ont des effets très similaires. Nous pouvons donc les voir ensemble. En augmentant la pression ou en diminuant le volume, tous les constituants de notre système sont tassés de manière plus compacte. Leur concentration augmente. Si nous diminuons la pression ou augmentons le volume, nous faisons le contraire et diminuons la concentration des particules. Une augmentation de la concentration augmentera la vitesse de n’importe quelle réaction, tandis qu’une diminution de la concentration aura l’effet inverse et ralentira les réactions.
Tout cela est lié à la théorie des collisions. Plus les particules seront tassées, plus il y aura de collisions. Comme pour l’augmentation de la température, augmenter la pression ou diminuer le volume accélérera les réactions directes et inverses. Mais que se passe-t-il si les réactions modifient le nombre de particules?
Imaginons que nous ayons un équilibre comme celui-ci, cinq A en équilibre avec deux B. S’il faut cinq A pour former deux B, alors la réaction directe réduira le nombre de particules, tandis que la réaction inverse fera le contraire, augmentant le nombre de particules. Imaginons notre équilibre initial. Si nous augmentons la pression, les concentrations de A et de B augmenteront toutes les deux. Mais parce que nous avons plus de particules de A, l’augmentation de la fréquence des collisions pour la réaction directe sera plus importante que pour la réaction inverse. Cela signifie que, dans notre nouvel équilibre, nous aurons une proportion de produits plus grande qu’au début. Donc, augmenter la pression favorise la réaction qui réduit le nombre de particules.
Donc, si tel est notre équilibre de départ, si nous augmentons la pression, l’état d’équilibre se déplacera de sorte que le nombre de particules diminue. Si nous diminuons la pression, l’état d’équilibre se déplace de sorte que nous ayons plus de particules. Générer des particules augmente la pression. Donc, dans les deux cas, l’état d’équilibre se déplace de telle manière que le système résiste à la modification. Ces effets ne seraient visibles que lorsque la variation de pression ou de volume influence la concentration, par exemple, avec des gaz. De plus, les équilibres où le nombre de particules ne change pas ne seraient pas affectés.
Maintenant, nous pouvons examiner la concentration. Nous avons donc vu comment une modification de la pression ou du volume influence la concentration de tous les constituants de notre réaction. Mais que se passe-t-il si nous modifions la concentration d’un seul constituant à la fois? Revenons à notre équilibre avec quatre constituants. Imaginons notre système en parfait équilibre avec des quantités égales de A, B, C et D.
Maintenant que nous avons ajouté plus de A, nous avons déséquilibré notre système. Donc, il n’est plus en équilibre. Cependant, le supplément de A accélère la réaction directe. La réaction directe initialement plus rapide génère plus de C et D. Une fois que les concentrations de C et D sont à un niveau suffisant, l’état d’équilibre est rétabli plus près des produits. Cela signifie qu’un peu du supplément de A a été consommé. L’ajout de réactif ou de produit déplacera l’état d’équilibre vers l’autre côté. Ainsi, l’ajout de réactif ou la suppression de produit va déplacer l’équilibre en faveur des produits. Et l’ajout de produit ou la suppression de réactif va déplacer l’équilibre en faveur des réactifs. Dans les deux cas, l’état d’équilibre se déplace de telle manière que le système résiste à la modification.
Nous avons maintenant trois scénarios qui démontrent qu’une modification des conditions d’équilibre amène le système à résister à la modification. L’état d’équilibre se déplace dans la direction qui concrétise cet effet. C’est le fondement du principe de Le Chatelier.
Le principe de Le Chatelier est que, pour un équilibre dynamique donné, si les conditions sont modifiées, l’état d’équilibre se déplacera afin de contrecarrer la modification. Le principe de Le Chatelier est un outil simple qui nous permet de prédire les conséquences d’une modification sur un équilibre sans entrer dans les détails du mécanisme. Nous pouvons donc voir que l’augmentation ou la diminution de la température produit l’effet opposé, de même pour la pression et la concentration de n’importe quel constituant. Maintenant que nous avons appris le principe de Le Chatelier et ses origines, entraînons-nous.
Une suspension contient du Mg(OH)₂ solide en équilibre avec des ions Mg²⁺ et OH⁻ dissous. Si du MgCl₂ solide est ajouté à la suspension, lequel des effets suivants n’est pas observé? A) La concentration de Mg²⁺ augmente. B) La quantité de Mg(OH)₂ solide augmente. C) La concentration de OH⁻ augmente. D) La concentration de Cl⁻ augmente. Ou E) le pH diminue.
La suspension fait référence aux fines particules en suspension dans un solvant, généralement de l’eau. Nous avons donc de l’hydroxyde de magnésium en suspension dans un milieu aqueux. Ce solide est en équilibre avec les ions magnésium et hydroxyde dissous. Nous avons donc ici notre équation d’équilibre, l’hydroxyde de magnésium solide en équilibre avec les ions magnésium et les ions hydroxyde, tous deux dissous en solution. La question nous demande, laquelle parmi les propositions suivantes ne se produirait pas si nous ajoutons du chlorure de magnésium solide?
Le chlorure de magnésium est considérablement plus soluble que l’hydroxyde de magnésium. Donc, le chlorure de magnésium se dissoudrait. Ajouter du chlorure de magnésium augmenterait la concentration des ions magnésium en solution. Nous pouvons ignorer les ions chlorure car ils ne participent pas à notre équilibre.
Le principe de Le Chatelier nous dit que, pour un équilibre dynamique, comme celui entre l’hydroxyde de magnésium et ses ions en solution, l’état d’équilibre se déplacera afin de contrecarrer un changement des conditions. Dans ce cas, la modification est une augmentation de la concentration des ions magnésium deux plus. Dans ce cas, l’état d’équilibre se déplacera en faveur de l’hydroxyde de magnésium. Par conséquent, en ajoutant du chlorure de magnésium, nous nous attendons à ce que la quantité d’hydroxyde de magnésium solide augmente. Par conséquent, ce n’est pas une bonne réponse.
Ce que le principe de Le Chatelier ne mentionne pas, c’est qu’un déplacement de l’état d’équilibre ne contrecarrera jamais complètement la modification. Ainsi, alors que l’état d’équilibre s’éloignera des réactifs, la concentration d’hydroxyde de magnésium augmentera globalement. Par conséquent, notre bonne réponse n’est pas que la concentration d’hydroxyde de magnésium augmente. Nous cherchons quelque chose qui n’est pas observé. Et la concentration en ions magnésium augmenterait par rapport à la suspension d’hydroxyde de magnésium pur.
Qu’en est-il de l’augmentation de la concentration en ions hydroxyde? Ce déplacement de l’état d’équilibre va dans la mauvaise direction. Nous utilisons des ions hydroxyde pour produire plus d’hydroxyde de magnésium. Donc, la concentration d’hydroxyde diminuerait en fait lors de l’ajout du chlorure de magnésium. Puisqu’une augmentation de la concentration en ions hydroxyde ne serait pas observée, ceci est notre bonne réponse. Mais voyons les autres propositions au cas où.
La concentration en ions chlorure augmenterait lors de l’ajout de chlorure de magnésium car le chlorure de magnésium se dissoudrait. Et la dernière proposition, le pH diminue, est un peu délicate. Mais parce que nous avons moins d’ions hydroxyde, nous aurons une concentration de H⁺ plus élevée. Par conséquent, nous nous attendons à ce que l’acidité de la solution augmente et que le pH diminue. Ainsi, parmi les cinq propositions, lorsque du chlorure de magnésium est ajouté à une suspension d’hydroxyde de magnésium, celle que nous n’observons pas est une augmentation de la concentration en ions hydroxyde.
Maintenant que nous nous sommes un peu entrainés, regardons les points clés à apprendre. Tout d’abord, le principe de Le Chatelier est que, pour un équilibre dynamique donné, si les conditions sont modifiées, l’état d’équilibre se déplacera afin de contrecarrer la modification. Une augmentation de la température favorise la réaction endothermique. Une diminution de la température favorise la réaction exothermique.
En ce qui concerne la pression et le volume, une augmentation de la pression ou une diminution du volume favorise la réaction qui réduit la pression. Une diminution de la pression ou une augmentation du volume favorise la réaction qui augmente la pression. Et enfin, une augmentation de la concentration de 𝑥, où 𝑥 est un réactif ou un produit, favorise la réaction qui diminue la concentration de 𝑥. Une diminution de la concentration de 𝑥 favorise la réaction qui augmente la concentration de 𝑥.
