1) La réaction suivante est étudiée à 462°C dans un flacon de volume constant égal à 1 l.

EQUILIBRES

1) La réaction suivante est étudiée à 462°C dans un flacon de volume constant égal à 1 l.

    ² 

2 NOCl

2 NO

 Cl

Si on place 2 moles de NOCl dans le flacon au départ, on retrouve 0.66 mole NO à l’équilibre Calculer la valeur de la constante d’équilibre.  K

 ^{8, 2 10} 



Solution

2

2 2

Initial 2 0 0 0.66 0.33

0.082

Réaction 0.66 0.66 0.33 1.34

Equilibre 1.34 0.66 0.33

c

NOCl NO Cl

K 

  

  

2) Le N O

(gaz incolore) se transforme partiellement en NO

(gaz brun) selon l’équation :

   

2 4 _g

2

N O NO

A 25°C le nombre de moles initial est à l’équilibre de N O

est respectivement de 0.1 mole et 0.0885 mole. Calculer la valeur de la constante d’équilibre  K

  ^{6 10}



Solution

2 4 2

2

Initial 0.1 0 0.023

Réaction 0.0115 0.023 0.0885 6 10 Equilibre 0.0885 0.023

c

N O NO

K

   

 

3) Un ballon de 500 ml contient 250 ml de solution dans laquelle il y a 5 10 

mole de Fe

et 1 10 

mole de SCN

qui réagissent selon l’équation :

 

Fe

 SNC

Fe SNC

A l’équilibre, on trouve 2 10 

mole de Fe SNC  

. Calculer la valeur de la constante d’équilibre.  K

 ¹²⁵ 

Solution

 

6 3 2

6

En micro mole : 1 mole = 10 mole

Initial 500 10 0

9.09 10

Réaction 2 2 2

Equilibre 498 8 2

Concentrations 1992 36.4 9.09

c

Fe SCN Fe SCN

K



  





  

 

1992 10 

 36.4  10

 125

4) Soit une réaction d’estérification mettant en œuvre à 100°C 1 mole d’acide et 2.5 moles d’alcool dans 200 ml. S’il reste 1.62 moles d’alcool après réaction, calculer la valeur de la constante d’équilibre  K

 ^3.98 

Solution

2

2

2

0

Initial 1 2.5 0 0 0.88

Réaction 0.88 0.88 0.88 0.88 0.12 1.62 3.98 Equilibre 0.12 1.62 0.88 0.88

c

Ac Al Es H

Ac Al Es H O

K

 

  

    

5) La réaction : SO

 O

SO

pratiquement complète à température ordinaire, aboutit à un équilibre lorsqu’elle est effectuée à 830°C. La valeur de K

est alors de 25.

Calculer les concentrations à l’équilibre sachant que le nombre de mole initial et à l’équilibre de SO

est respectivement de 0.16 mole et 0.08 mole dans un volume total de 1 l.

     

 SO

 SO

 0.08 M/l, O

 0.04 M/l 

Solution

 

     

2 2 3

2 3 2

Initial 0.16 0 0.08

25 0.12 mole

Réaction 0.08 0.08 0.08 0.08 0.08

Equilibre 0.08 0.08 0.08

0.08 M/l; 0.04 M/l

c

SO O SO

x K x

x x

SO SO O

    

    



   

6) A 460°C, l’hydrogène et l’iode réagissent partiellement pour former l’iodure d’hydrogène.

Tous les composés sont gazeux. Le nombre de moles initial et à l’équilibre de l’hydrogène est respectivement de 1 mole et 0.22 mole dans un volume total de un litre. Sachant que K

 50 , calculer les concentrations à l’équilibre.      H

 I

 0.22 M/l, ^{ } HI  1.56 M/l 

Solution

      ^{ }

2 2

2 2

2

2 3

Initial 1 0

2 Réaction 0.78 0.78 1.56

Equilibre 0.22 0.78 1.56

1.56 50 1 mole 0.22 M/l; 1.56 M/l

0.22 0.78

c

H I HI

H I HI x

x

K x H I HI

x

 

  



        

 



7) Lors de la réaction de KI en solution aqueuse avec PbSO

à 6°C, le nombre de mole initial de KI est de 0.1 mole dans un volume de 1 l. Calculer les concentrations à l’équilibre sachant que K

 10 .    KI  0.05 M/l,   SO

   0.025 M/l 

Solution

   

4

4 2 4

On ne tient pas compte de car c'est un ion spectateur. De plus, il faut savoir que le sulfate et l'iodure de plomb sont insolubes. Donc on a

2 0.1

2 0.

s s

K

I SO

Initial

I PbSO PbI SO

Réaction x x Final



 



 



 

 

 

2

4

1 2

Comme le volume est de 1 l les concentrations sont égales au nombre de moles.

10 0.025

0.1 2

0.025 M/l et 0.05 M/l

c

x x

K x x

x

SO

I

 

    



 

    

8 ) L’alcool isoamylique et l’acide acétique se transforment partiellement à 100°C pour donner un ester à odeur de poire et de l’eau. 40 ml du mélange contiennent initialement 0.1 mole d’acide ; après réaction il en reste 0.03 mole. Sachant que K

 5.7 calculer les concentrations à l’équilibre.

Solution

2

2

0.1 0 0

0.07 0.07 0.07 0.07 0.07 0.03 0.07 0.07 Al Ac Es H O

Al Ac Es H O

Initial x Réaction

Final x

 

   



 

2

2

0.07

Soit le volume, on a 0.07 5.7

0.07 0.03 . 0.07 0.03

C

V K V

x x

V V

 

 

 

     

 

     

2

3

3 2 3

Nombre de mole de à l'équilibre 0.07 0.07 0.0287 0.03 5.7

0.07 0.0287

Concentration en à l'équilibre: 0.7175 mole/l

40 10

0.03 0.07

et 0.75 mole/l, 1.75 mole/l

40 10 40 10

Al x

Al Al x

V

Ac Es H O



 

   



   



    

 

9) L’azote et l’oxygène de l’air (80% d’azote et 20% d’oxygène) se combinent aux hautes températures pour former l’oxyde d’azote suivant la réaction : N

 O

2 NO

. La constante d’équilibre à 2635°C vaut 3.5 10 

. Que vaut le rendement de cette réaction en % à cette température et à la pression atmosphérique (le rendement se calcule par rapport au nombre de moles maximum que l’on peut obtenir si tout réagit). (5. 7%)

Solution

 

  

 

2 2

2

2

Calcul fait pour 100 moles d'air

Initial 80 20 0 2

0.0035

Réaction 2 80 20

Equilibre 80 20 2

1.1407 moles 2.2814 moles

Le nombre maximum est égal à 2 fois le nombre de moles de

c

N O NO

K x

x x x x x

x x x

x NO

O rdt

  

    

 

   

 2.2814

20 5.7%

 

10) Supposons que NH

se décompose à 600°C suivant la réaction :

     

3 2 2

1 3

2 2

g g g

NH N  H

La constant e d’équilibre est de 0.395. On dispose de 1 l dans lequel on injecte 2.65 g d’ammoniac. Quelles sont les concentrations en NH N H

,

,

quand l’équilibre est atteint ?

     

 NH

 0.042 M/l, N

 0.057 M/l, H

 0.171 M/l 

Solution

 

     

2

3 2 2 1 3

2 2

3 2 2

2.65 g 0.1559 mole

Initial 0.1559 0 0 (3 ) . 9

0.395

Réaction 6 3 9 0.1559 6

Equilibre 0.1559 6 3 9

0.05676 moles 0.042 M/l, 0.057 M/l, 0.171 M/l

c

N

NH N H

x x

x x x K x

x x x

x NH N H



  

  

 

     