I. Équilibre homogène On parle

 ---- 

La constante d’équilibre est très importante pour les chimistes puisque la constante d’équilibre est la clé importance pour résoudre les quantités stœchiométriques à l’équilibre, par exemple, dans la préparation de l’acide sulfurique, les entrepreneurs voudraient obtenir le maximum des produits, pour cela les chimistes s’intéressent sur la constante d’équilibre des processus élémentaires des réactions chimiques en commençant par l’oxydation du soufre jusqu’à l’obtention de l’acide sulfurique. Dans le cas de l’équilibre acido-basique, les savants doivent savoir la constante d’acidité ou de basicité des acides faibles ou des bases faibles. Hors, la constante d’équilibre des réactions en phase gazeuse peut expliquer sur la destruction de l’atmosphère (la stratosphère).

L’expression de la constante d’équilibre est établie en fonction de l’équation de la réaction chimique concernée. Chaque réaction chimique étant différente, l’expression de chaque constante d’équilibre le sera aussi.

À une température donnée, la valeur de la constante d’équilibre est représentée par la relation entre les concentrations des réactifs et des produits. Elle est égale aux produits des concentrations molaires volumiques des produits divisés par le produit des concentrations molaires volumiques des réactifs. Chaque concentration de substance est affectée d’un exposant égal à son coefficient de l’équation chimique balancée de la réaction.

I. Équilibre homogène

On parle d’équilibre homogène d’une réaction quand tous les réactifs et les produits sont présents dans la même phase. Par exemple, l’équilibre en phase gazeuse de la réaction suivante : N2O4(g) _^_^ 2 NO2(g)

Kc =

 





2 2

O N

NO

Le symbole Kc désigne la constante d’équilibre en termes de concentrations en mol/L ou la molarité.

Jusqu’à présent, on a décrit l’équilibre des gaz uniquement en termes de concentrations. Or on peut aussi l’exprimer en termes de pressions. La relation qui existe entre la pression et la concentration d’un gaz est donnée par la loi générale des gaz parfaits :

pV = nRT ou p = ^RT V

n

Pour la réaction N2O4(g) _{ }^{ } 2 NO2(g), on peut exprimer la constante d’équilibre soit en fonction des pressions partielles :

K_p =

4 2

2

2

O N

NO

P P

d’où P_NO2et P_N2O4 sont des pressions partielles à l’équilibre, leur unité est atm.

Le symbole K_p désigne pour sa part la constante d’équilibre en termes de pressions partielles.

En général, Kp n’est pas égale à Kc, parce que les pressions partielles des réactifs et des produits ne sont pas égaux aux concentrations molaires volumiques (mol/L). la relation entre K_p et K_c, pour une réaction donnée, découle du fait que, pour un gaz idéal pV = nRT.

Par exemple, pour une réaction générale : a A _^_^ b B

a et b sont des cœfficients stœchiométriques et on a les équilibres : Kc =

 

 

b

A

B Kp = _a

A b B

P P

d’où PA et PB sont des pressions partielles de A et de B qui sont des gaz idéals.

On a donc :

PAV = nART  PA = V

RT n_A

V est le volume du gaz, son unité est litre (L).

et P_BV = n_BRT  P_B = V

RT n_B Remplacer la valeur pour déterminer K_p

Kp = a

A b B

V RT n

V RT n



 







 





= _a

 

A b B

RT V

n V n

 



 







 





D’après la formule, les unités de V n_A

et V n_B

sont en mol/L que l’on pourrait remplacer par [A] et [B] successivement, on a donc la relation entre Kp et Kc ainsi :

   

^{ }

b

p RT

A

K  B  ^ = ^K_c

 

n est la différence entre la somme des cœfficients des produits gazeux et celle des réactifs gazeux.

L’unité de la pression est en atm.

La constante de gaz R = 0,0821 L.atm/mol.K La température est en kelvin (K)

La relation entre Kp et Kc est la suivante :

 

 

c

p K RT K T

K  ^  0,0821 ^

Généralement, Kp  Kc, à l’exception de n = 0. Par exemple, pour la réaction entre H2 et Br2 : H2(g) + Br2(g)  2 HBr(g)

On a ^K_p  ^K_c

 





Exemple : CH3COOH(aq) + H2O(ℓ)  CH3COO^(aq) + H3O⁺(aq)

  







O H COO K_c CH

2 3

3 ' 3



 

On utilise la marque K_c^' pour distinguer la différence de l’équilibre général ci- dessous en se basant sur 1 L d’eau pèse 1000 g (18,02 g/mol ou 55,5 mol, donc [H2O] = 55,5 mol/L ou 55,5 M. La valeur obtenu est très grande en comparant avec les concentrations des autres substances dans le système qui sont en général 1M ou plus faible, d’où la concentration de l’eau varie très peu ou ne varie pas par rapport aux autres substances. On admet que la concentration de l’eau est constante, on peut écrire la nouvelle formule ainsi :

  





K_c CH

3

3 3



 





K K_c  _c^' ₂

 Unité de la constante d’équilibre

En général, on ne présente pas l’unité de la constante d’équilibre. En thermodynamique, la valeur de la constante d’équilibre est plus identifiée par des termes de l’activité chimique plutôt qu’à l’utilisation des concentrations dans un système hypothétique. L’activité chimique est le rapport entre les concentrations ou les pressions et les concentrations normales (1 M) ou les pressions normales (1 atm), ensuite les unités pourraient simplifier, ce qui donne K n’a pas d’unité.

La valeur de la constante d’équilibre (K) dépend de la température. Elle est constante si la température est constante et modifie par changement de température.

Les unités de K dépendent de la réaction chimique considérée, par exemple :

- Pour la réaction : H2(g) + I2(g)  2 HI(g)

K =

 

   

I H

HI

 =  

^mol/molL ^/Lmol/L

2

 =  

 ²

2

/ /

L mol

L mol

K de cette réaction n’a pas d’unité.

- Pour la réaction : 3 H2(g) + N2(g) _^_^ 2 NH3(g)

K =

 

   

2 3

N H

NH

 =

 



 



3 2

/ /

/

dm mol dm

mol

dm mol

 =





6

mol dm

L’unité K de cette réaction est dm⁶/mol²

Les exemples suivants représentent les méthodes de calculs des constantes d’équilibre en fonction de la concentration et l’expression de la constante d’équilibre.

Exemple 1 : Écrire l’expression de la constante d’équilibre Kc et Kp pour chacune des réactions suivantes :

a) HF(aq) + H2O(ℓ)  H3O⁺(aq) + F^(aq)

b) 2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g)

c) CH₃COOH(aq) + C₂H₅OH(aq)  CH₃COOC₂H₅(aq) + H₂O(ℓ)

Avant de donner l’expression de la constant Kc et Kp de la réaction, il faut savoir que :

- les réactions en phase gazeuse ;

- la concentration de l’eau est constante et n’est pas inclus dans le calcul de l’expression de la constant d’équilibre.

Solution

a) la réaction n’est pas en phase gazeuse, on peut donc déterminer Kc.

  

 



F O K_c H

2 ' 3







HF est un acide faible, on supprime H₂O(ℓ) car c’est un liquide pur.

 Kc =

   

 

H₃ ^  ^

b)

 

   

2 ' 2

O NO K_c NO

 

²

2

2 2

O NO

NO

p P P

K P

 

c)

 



 



H COOC K_c CH

5 2 3

5 2 ' 3

 

Exemple 2 : Déterminer la valeur de constante d’équilibre Kc de la réaction suivante : 2 NO(g) + O₂(g)  2 NO₂(g) à 230°C

Sachant que les concentrations de chaque substance à l’équilibre sont les suivantes : [NO] = 0,052 M ; [O2] = 0,127 M ; NO2] = 15,5 M.

Solution

L’expression de la constante d’équilibre de la réaction s’écrit :

 

   

2 2

O NO K_c NO

  La valeur de la constante d’équilibre est donc :

 



 



K_c

/ 127 , 0 /

052 , 0

/ 5 , 15

2

2

  = 644101 = 6,4410⁵ L/mol

Exemple 3 : La constante d’équilibre K_p de la décomposition du pentachlorure de phosphore (PCℓ5) en trichlorure de phosphore (PCℓ3) et en dichlore (Cℓ2), est de 1,05 à 250°C. Si les pressions partielles de PCℓ5 et PCℓ3 sont égales à 0,875 atm et 0,463 atm respectivement, calculer la pression partielle de Cℓ2 à l’équilibre.

Solution

La réaction s’écrit : PCℓ₅(g)  PCℓ3(g) + Cℓ2(g)

On a : K_p =

5 2 3





 PC

C PC

P P P 



3 5 5







PC PC p

C P

P

P K 

 =

463 , 0

875 , 0 05 ,

1 

= 1,98 atm

Exemple 4 : La production du méthanol dans l’industrie est représentée par la réaction suivante à 220°C : CO(g) + 2H₂(g)  CH₃OH(g) K_c = 10,5.

Calculer Kp à cette température.

Solution

D’après la formule : K_p  K_c

 

n = 1 – 3 = – 2

 

c

p K RT

K  ^ ₌ ^10,5









=

2

426 , 40 5 1

,

10 



 



 = ^



 





26 , 1634 5 1

,

10 = 0,00642 = 6,4210^3

Exemple 5 : On introduit de la poudre de fer et de l’eau dans un récipient fermé de volume 5 L, puis on chauffe à une température de 1000°C, la réaction est la suivante : 3 Fe(s) + 4 H2O(g) _^_^ Fe3O4(s) + 4 H2(g)

À l’équilibre, on retrouve 1,10 g de dihydrogène gazeux et 42,50 g de la vapeur d’eau. Calculer la constante d’équilibre (K_c) de la réaction.

Solution

Données de l’énoncé : V = 5 L (= 5000 mL) ; m(H2) = 1,1 g ; m(H2O) = 42,50 g Pour calculer les concentrations de H₂ et H₂O, on utilise la formule

1000 CV M

m   C =

V M m



1000

- Calcul la concentration de H2 à l’équilibre : C(H2) = [H2] =

V M m



1000

= 2 5000 1000 1 , 1



 = 0,11 M - Calcul la concentration de H2O à l’équilibre :

C(H2O) = [H2O] =

V M m



1000

= 18 5000 1000 50 , 42



 = 0,47 M - Calcul la constante d’équilibre (Kc) de la réaction :

3 Fe(s) + 4 H2O(g) _^_^ Fe3O4(s) + 4 H2(g)

Kc =

 

   ^{ } 

4 4

2 4 2

47 , 0

11 ,

 0 O H

H =

04879681 ,

0

00014641 ,

0 = 0,003 = 310^3

La constant d’équilibre (K_c) de la réaction à 1000°C est 310^3

Exemple 6 : On introduit 2 moles de H₂(g) et 2 moles de I₂(g) dans un récipient de 20 L à une température de 520°C. À l’équilibre, on retrouve 0,24 mol de HI(g) dans ce récipient. Calculer la constante d’équilibre de la réaction suivante :

H2(g) + I2(g) _^_^ 2 HI(g)

Solution

D’après l’équation : H₂(g) + I₂(g) _^_^ 2 HI(g)

[H2]initiale = [I2]initiale =

L mol 20

2 = 0,1 mol/L [HI]équilibre =

L mol 20 24 ,

0 = 0,012mol/L

D’après la réaction : H2(g) + I2(g) _^_^ 2 HI(g)

 

1 H

mol =

 

1 I

mol =

L mol mol

/ 012 , 0

2

[H2]réaction = [I2]réaction =

mol

L mol mol

2

/ 012 , 0

1 

= 0,006 mol/L

Réaction [H2] [I2] [HI]

Initiale 0,1 mol/L 0,1 mol/L 0

Durant la réaction 0,006 mol/L 0,006 mol/L 0,012mol/L À l’équilibre 0,1 – 0,006

= 0,094 mol/L

0,1 – 0,006

= 0,094 mol/L 0,012mol/L - Constante d’équilibre de la réaction :

K =

 

    

^

  ^



L mol I

H HI

/ 094 , 0 /

094 , 0

/ 012 ,

0 ²

2 2

2

 



K = ₆

6

10 8836

10 144







 = 0,016 = 1,610^2

Exemple 7 : Dans un récipient de 1 litre à 650°C, on introduit 2 mol d’ammoniac (NH3). À l’équilibre, on trouve qu’il reste 71% de gaz d’ammoniac. Calculer la constante d’équilibre de la réaction suivante : 2 NH3(g)  3 H2(g) + N2(g)

Solution

2 NH₃(g)  3 H₂(g) + N₂(g)

À l’équilibre : [NH₃] = 71%2 mol/L = 1,42 mol/L [NH3]initiale = 2 mol/L

[NH₃]_réaction = 2 – 1,42 = 0,58 mol/L

D’après la réaction : 2 NH3(g)  3 H2(g) + N2(g)





mol / 58 , 0

2 = ³

 

mol =

 

1 N mol

[H2]réaction =

2 / 58 , 0

3mol mol L

= 0,87 mol/L [N2]réaction =

2 / 58 , 0

1mol mol L

= 0,29 mol/L

Étapes (réaction) [NH3] [H2] [N2]

Initiale 2 mol/L 0 0

Durant la réaction 2 – 1,42 = 0,58 mol/L 0,87 mol/L 0,29 mol/L

À l’équilibre 1,42 mol/L 0,87 mol/L 0,29 mol/L

- Constante d’équilibre de la réaction : K =

   

  ^  ^{ } 

^

3 2

3 2 3 2

/ 42 , 1

/ 29 , 0 /

87 , 0

L mol

L mol L

mol NH

N

H 

 

K = _{2 2}

4 4

/ 01 , 2

/ 19 , 0

L mol

L

mol = 0,094 mol²/L² = 9,410^2 mol²/L²

II. Équilibre hétérogène

Il s’agit de réactions mettant en jeu au moins deux phases, par exemple une phase liquide et une phase gazeuse, ou bien une phase solide et une phase gazeuse.

Rappelons que les solides peuvent en général être considérés comme des corps purs. Plusieurs solides peuvent intervenir dans une réaction. Chacun d’eux sera alors décrit comme un corps pur.

Nous nous limiterons dans ce paragraphe à une introduction de ce type de réactions, l’objet principal de cette étude étant de montrer que, dans ce cas, il peut effectivement y avoir rupture d’équilibre.

Considérons l’exemple ci-dessous :

CaCO₃(s)  CaO(s) + CO₂(g)

Il s’agit bien d’une réaction en milieu hétérogène, car mettant en jeu deux solides, corps purs (CaCO3 et CaO) et un gaz (CO2). L’expression de la constante d’équilibre de cette réaction s’écrit :

   





'

CaCO CO K_c  CaO 

'

Kc est différent de Kc.

L’activité de chacun des deux solides, corps purs, sera prise égale à 1. Dans l’expression de Kc on ne fait pas figurer les solides, on remplace mes concentrations des solides par le chiffre 1. La conséquence est qu’il n’est pas nécessaire que ces activités apparaissent dans l’expression de la constante d’équilibre.

L’expression de la constante d’équilibre est alors réduit à : K_c = [CO₂], ou Kp = P_CO2 si la constante est déterminée à partir d’unités de pression.

Exemple 1 : Écrire l’expression de la constante d’équilibre Kc et Kp des réactions suivantes :

a) (NH₄)₂S(s)  2 NH₃(g) + H₂S(g)

b) AgCℓ(s)  Ag⁺(aq) + Cℓ^(aq)

c) P4(s) + 6 Cℓ2(g)  4 PCℓ3(ℓ)

Solution

a) (NH4)2S(s) est un solide, donc l’expression de la constant d’équilibre s’écrit : Kc = [NH3]^2[H2S]

et K_p = ^P_NH ^P_{H S}

2 3

2  en fonction des pressions partielles.

b) AgCℓ(s) est un solide, donc l’expression de la constant d’équilibre s’écrit : K_c = [Ag⁺][ Cℓ^]

Pas de la constante d’équilibre K_p car il n’y a pas de gaz dans la réaction.

c) P4(s) est un solide, PCℓ3(ℓ) est un liquide, donc l’expression de la constant d’équilibre s’écrit :

Kc =

 

et K_p = ₆

2

1

C

P en fonction des pressions partielles.

Exemple 2 : Déterminer la constante d’équilibre de la réaction hétérogène suivante : CaCO3(s) _^_^ CaO(s) + CO2(g)

La réaction se produit à une température de 800°C et la pression de CO2(g) est égale à 0,236 atm. Calculer les constantes d’équilibre K_p et Kc.

Solution

Il faut tenir compte que les solides ne sont pas pris en compte pour déterminer la constante d’équilibre.

- Constante d’équilibre Kp : Kp = P_CO2 = 0,236 atm

On ne fait pas intervenir la pression partielle en CaO et CaCO3 puisque ces deux substances sont présentes en phase solide.

- Constante d’équilibre K_c :

D’après la formule : K_p  K_c

 

 

R = 0,0821 atm/K.mol K_p = 0,236 atm

 

 ^p_n

c RT

K K = 0,0026 = 2,610^2

III. Équilibres multiples

L’étude au-dessus ne présente que des réactions simples, ici on va étudier sur des produits de la réaction à l’équilibre de C et D qui vont être des réactifs de la deuxième réaction à l’équilibre.

A + B _^_^ C + D

   

   

K 

 

1

C + D _^_^ E + F

   

   



 

2

La réaction globale de la réaction est :

A + B _^_^ C + D la constante d’équilibre K₁ C + D _^_^ E + F la constante d’équilibre K₂ A + B _^_^ E + F la constante d’équilibre K_c

   

   

K_c



 

Kc =

   

   

 

   

   

 =

   

   

 d’où Kc = K1K2

Si on additionne 2 réactions, on multiplie leurs constantes d’équilibre pour obtenir la constante de la réaction globale. Donc K_c = K₁K₂

Exemple : Déterminer la constante d’équilibre de la réaction de dissociation de l’acide carbonique (H₂CO3) à 25°C. On donne :

H2CO3(aq)  H⁺(aq) + HCO^₃(aq) K1 = 4,210^7 HCO^₃(aq)  H⁺(aq) + CO²₃^(aq) K2 = 4,810^11 La réaction globale est :

H2CO3(aq)  H⁺(aq) + CO₃^2(aq) Kc = ? D’après la formule :

Kc = K1K2 = (4,210^7)(4,810^11) = 20,1610^18 = 210^17

IV. Format de la constant d’équilibre et l’équation chimique à l’état d’équilibre

Il existe deux règles importantes pour écrire des expressions de la constante d’équilibre :

1) L’expression de la constante d’équilibre fait référence à une équation chimique spécifique.

- Pour l’équation : N2O4(g)  2 NO2(g) à 25°C La constant se définit : Kc =

 





2 2

O N

NO = 4,6310^3 - Si la réaction est écrite dans le sens inverse :

2 NO2(g)  N2O4(g)

La constante d’équilibre devient l’inverse mathématique, appelée aussi réciproque, (puissance  1) de la constante d’équilibre de la réaction directe, l’expression de la constante d’équilibre de la réaction inversible e s’écrit :

 

 

c NO K

O

K N 1

2 2

4

'  2  = ₃

10 63 , 4

1

  = 216 On a donc Kc = ¹_'

c

c K

K   KcKc^' = 1

La valeur de la constante d’équilibre des deux réactions 4,6310^3 et 216, n’a pas d’importance si ces réactions ne sont pas à l’équilibre.

2) La constante d’équilibre (K) est associée à une écriture particulière d’une réaction bilan, ainsi :

½ N2O4(g)  NO2(g) K1 =

 





2

O N

NO

N2O4(g)  2 NO2(g) K2 =

 





2 2

O N NO

On a vu que : K₁ = K₂

Exemple : Équilibrage de réaction et équilibre chimique : a) N₂(g) + 3 H₂(g)  2 NH₃(g)

b) ½ N₂(g) + 3/2 H₂(g) _^_^ NH₃(g)

c) 1/3 N₂(g) + H₂(g)  2/3 NH₃(g)

Représenter l’expression de la constante d’équilibre (concentration en mol/L) de chaque réaction. Quelle est la relation de la constante d’équilibre de a – c ? Solution

a) N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) Ka =

 

   

2 3

H N

NH

 b) ½ N₂(g) + 3/2 H₂(g) _^_^ NH₃(g) K_b =

 

   

3

H N

NH

 c) 1/3 N2(g) + H2(g)  2/3 NH3(g) Kc =

 

   

2 3 2 3

H N

NH

 La relation de la constante d’équilibre de a) à c) :

2 b

a

K

K 

K

 K

K

 K

K

 K

 En résumé : Les procédures permettant de résoudre la constante

d’équilibre

1. L’unité de concentration pour les solutions est en mole par litre (mol/L), pour les substances en phase gazeuse en mol/L ou en atm. Les constantes d’équilibre sont symbolisées par Kc et Kp, ces deux constantes sont reliées entre elles.

2. Les concentrations des solides et des liquides purs ne figurent pas dans les expressions des constantes d’équilibre.

3. Les constantes d’équilibre Kc et Kp n’ont pas d’unité.

4. L’équation utilisée pour calculer la constante d’équilibre devrait être l’équation bien équilibrée en précisant la température pour déterminer la valeur de la constante d’équilibre

5. Pour la réaction en plusieurs étapes, la constante d’équilibre de la réaction globale est égale au multiple de la constante d’équilibre des réactions partielles.

 ---- 

1. Que signifient Kc et Kp ?

a) Kp est la constante d’équilibre exprimée en fonction de la concentration et Kc est la constante d’équilibre exprimée en fonction des pressions partielles.

b) Kp est la constante d’équilibre exprimée en fonction des pressions partielles et Kc est la constante d’équilibre exprimée en fonction de la concentration.

c) Kp est la constante d’équilibre exprimée en fonction de la fraction molaire et Kc

est la constante d’équilibre exprimée en fonction de la concentration.

d) Kp est la constante d’équilibre exprimée en fonction des pressions partielles et Kc est la constante d’équilibre exprimée en fonction du volume.

2. Quelle est l’expression de la constante d’équilibre Kc et Kp de la réaction suivante : Ni(s) + 4 CO(g)  Ni(CO)₄(g)

a) Kc =

   

   

 Kp = ^{ }₄ ⁴

CO CO Ni

P

P

b) Kc =

   

   

CO Ni

CO Ni

P P

P

 c) Kc =

   

 

Ni Kp = ^{ }₄ ⁴

CO CO Ni

P

P

d) Kc =

   

   

 Kp =

 CO4 CO⁴ Ni

Ni

P P

P



3. Quelle est l’expression de la constante d’équilibre K_c et K_p de la réaction suivante : 2 N2O5(g) 4 NO2(g) + O2(g)

a) Kc =

   





2 4 2

O N

O NO 

Kp = ₂

4

5 2

2 2

O N

O NO

P P P 

b) Kc =

   





2 4 2

O N

O NO 

Kp = ₂

2

5 2

2 2

O N

O NO

P P P 

c) Kc =

 

   

2 2 5 2

O NO

O N

 Kp = ₂

2

5 2

2 2

O N

O NO

P P P 

d) Kc =

 

   

2 2 5 2

O NO

O N

 Kp = ₂

2

5 2

2 2

O N

O NO

P P P 

4. Le dichlorure de carbonyle (COCℓ2 : phosgène) est un gaz toxique utilisé pendant la première guerre mondiale. À l’équilibre, les concentrations des substances sont les suivantes : [CO] = 1,210^2 M, [Cℓ2] = 0,054 M, [COCℓ2] = 0,0014 M.

Calculer la constante d’équilibre à la température de 74°C pour l’équation suivante : CO(g) + Cℓ2(g) _^_^ COCℓ2 (g)

5. La réaction suivante : 2 NO2(g)  2 NO(g) + O2(g) a pour constante d’équilibre Kp = 158. Calculer la pression partielle de dioxygène si les pressions partielles de NO2(g) = 0,400 atm et NO(g) = 0,270 atm.

6. À 375°C, pour l’équilibre N₂(g) + 3 H₂(g)  NH₃(g) on a K_p = 4,310^4. Calculer la constante d’équilibre Kc.

7. Quelles sont les expressions de la constante d’équilibre pour Kc et Kp à 395 K pour la réaction suivante : NH4HS(s) _^_^ NH3(g) + H2S(g).

a) Kc =

   





NH

4 2 3 

Kp = ₂

4 2 3

HS NH

S H NH

P P P 

b) K_c =

   





S H NH

4 2 3 

K_p = P_NH P_{H S}

2 3  c) Kc = [NH3][H2S] Kp = ₂

4 2 3

HS NH

S H NH

P P P 

d) Kc = [NH3][H2S] Kp = P_NH P_{H S}

2 3 

8. Écrire les expressions de la constante d’équilibre Kc et Kp des réactions ci-dessous en déterminant la relation entre Kc et Kp de chaque réaction.

a) 3 O2(g)  2 O3(g)

b) O2(g) _^_^ 2/3 O3(g)

9. Écrire les expressions de la constante d’équilibre Kp de chaque réaction ci-dessous : a) 2 NaHCO₃(s)  Na₂CO₃(s) + CO₂(g) + H₂O(g)

b) CaSO₄(s)  CaO(s) + SO₂(g) + ½ O₂(g)

10. Écrire les expressions de la constante d’équilibre Kc et Kp des réactions ci- dessous :

a) 2 NO2(g) + 7 H2(g)  2 NH3(g) + 4 H2O(ℓ)

b) 2 ZnS(s) + 3 O2(g)  2 ZnO(s) + 2 SO2(g)

c) C(s) + CO2(g)  2 CO(g)

d) C6H5COOH(aq)  C₆H₅COO_aq^ + H_aq^

11. À 700°C, pour l’équilibre : 2 H2(g) + S2(g)  2 H2S(g)

L’analyse révèle qu’il y a 2,50 mol de H₂, 1,35 mol de S₂ et 0,70 mol de H₂S dans un flacon de 12,0 L. Calculer la valeur de la constante d’équilibre Kc pour cette réaction.

12. À 350°C, pour l’équilibre 2 CO(g) + O2(g)  2 CO2(g) on a Kp = 1,810⁵. Calculer la constante d’équilibre Kc.

13. Un récipient contient des gaz NH3, N2 et H2. À une température donnée, les concentrations à l’équilibre sont les suivantes : [NH3] = 0,25 M, [N2] = 0,11 M et [H2] = 1,91 M. Calculer la constante d’équilibre Kc pour la synthèse d’ammoniac selon l’équation de la réaction ci-dessous :

a) N2(g) + 3 H2(g) _^_^ 2 NH3(g)

b) 2

1N2(g) +

2

3H2(g)  NH3(g)

14. Soit l’équation de la réaction suivante : N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)

Si les pressions partielles à l’équilibre de N2, H2 et NH3 sont égales à 0,15 atm, 0,33 atm et 0,050 atm respectivement à la température de 2200°C. Calculer la constante d’équilibre K_p de cette réaction ?

15. À 350°C, la pression du système à l’équilibre est 0,105 atm. Calculer les constantes d’équilibre Kp et Kc de la réaction ci-dessous :

CaCO₃(s) _^_^ CaO(s) + CO₂(g)

16. La décomposition de l’ammonium carbamate (NH4CO2NH2) selon l’équation de la réaction suivante : NH4CO2NH2(s) _^_^ 2 NH3(g) + CO2(g)

À 40°C, la pression totale de NH3 et CO2 est de 0,363 atm. Quelle est la constante d’équilibre K_p ?

17. À une température donnée, les constantes d’équilibre des réactions sont les suivantes :

S(s) + O2(g)  SO2(g) K_c^' 4,210⁵² ₍₁₎ 2 S(s) + 3 O2(g) _^_^ 2 SO3(g) K_c^'' 9,810¹²⁸ ₍₂₎

Calculer la valeur de la constante d’équilibre Kc de la réaction ci-dessous à température constante :

2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g)

 ---- 