Le Tuteur Scientifique
Me contacter

Chimie, secondaire 5 • Équilibre

Exercices corrigés : l'équilibre chimique (chimie, secondaire 5)

Voici une série d'exercices corrigés de chimie de secondaire 5 sur l'équilibre chimique, calibrée sur le niveau réel des évaluations à Montréal. On y travaille le principe de Le Chatelier appliqué au procédé Haber, le calcul de la constante d'équilibre, le tableau IVE (initial, variation, équilibre), puis les équilibres ioniques : pH, produit ionique de l'eau et constante d'acidité.

Le tableau IVE est la méthode reine de ce chapitre : posez-le systématiquement, même quand la question semble courte. C'est lui qui transforme un énoncé d'équilibre en équation qu'on sait résoudre.

Rappel de cours

  • • Équilibre dynamique : réaction réversible en système fermé, propriétés macroscopiques constantes, vitesses directe et inverse égales.
  • • Principe de Le Chatelier : le système s'oppose partiellement à la perturbation (concentration, pression/volume via le compte des moles gazeuses, température via le signe de ΔH\Delta H). Le catalyseur ne déplace PAS l'équilibre.
  • • Constante d'équilibre : pour aA+bB⇌cC+dDaA+bB\rightleftharpoons cC+dD, Kc=[C]c[D]d[A]a[B]bK_{c}=\dfrac{[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}} ; les solides et liquides purs n'y figurent pas.
  • • Produit ionique de l'eau à 25 °C : Kw=[H+][OH−]=1,0×10−14K_{w}=[H^{+}][OH^{-}]=1{,}0\times 10^{-14} ; pH=−log⁡[H+]pH=-\log[H^{+}] ; pH+pOH=14pH+pOH=14.
  • • Acide faible : Ka=[H+][A−][HA]K_{a}=\dfrac{[H^{+}][A^{-}]}{[HA]} ; si KaK_{a} est petit, on peut négliger xx devant la concentration initiale (à vérifier : moins de 5 %).

Exercice 1 : Le Chatelier et le procédé Haber

La synthèse industrielle de l'ammoniac se fait selon l'équilibre N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)N_{2}(g)+3H_{2}(g)\rightleftharpoons 2NH_{3}(g), avec ΔH=−92\Delta H=-92 kJ (réaction directe exothermique).

  • a) Donnez trois caractéristiques d'un système à l'équilibre.
  • b) On injecte du diazote supplémentaire dans le réacteur. Dans quel sens l'équilibre se déplace-t-il ? Justifiez.
  • c) On augmente la température du réacteur. Dans quel sens l'équilibre se déplace-t-il ? Justifiez à partir du signe de ΔH\Delta H.
  • d) On diminue le volume du réacteur (donc on augmente la pression). Dans quel sens l'équilibre se déplace-t-il ? Justifiez en comptant les moles gazeuses.
  • e) Pourquoi ajoute-t-on quand même un catalyseur, s'il ne déplace pas l'équilibre ?
Voir la correction

a) Réaction réversible en système fermé ; propriétés macroscopiques (concentrations, couleur, pression) constantes ; vitesses des réactions directe et inverse égales (équilibre dynamique, les deux réactions continuent).

b) Vers la droite (formation de NH3NH_{3}) : le système consomme une partie du N2N_{2} ajouté pour s'opposer à l'augmentation de sa concentration.

c) La réaction directe est exothermique : la chaleur joue le rôle d'un produit. Ajouter de la chaleur déplace l'équilibre vers la gauche (sens endothermique), ce qui défavorise la production d'ammoniac.

d) À gauche il y a 1+3=41+3=4 moles gazeuses, à droite 2. En diminuant le volume, le système se déplace vers le côté qui compte le moins de moles gazeuses : vers la droite, ce qui favorise l'ammoniac.

e) Le catalyseur ne change pas la position de l'équilibre, mais il permet de l'ATTEINDRE beaucoup plus vite : en industrie, produire la même quantité en moins de temps est essentiel.

Exercice 2 : Constante d'équilibre et quotient réactionnel

À une certaine température, l'équilibre H2(g)+I2(g)⇌2HI(g)H_{2}(g)+I_{2}(g)\rightleftharpoons 2HI(g) présente les concentrations suivantes : [H2]=0,20[H_{2}]=0{,}20 mol/L, [I2]=0,050[I_{2}]=0{,}050 mol/L et [HI]=0,60[HI]=0{,}60 mol/L.

  • a) Écrivez l'expression de la constante d'équilibre KcK_{c}.
  • b) Calculez la valeur de KcK_{c}.
  • c) Écrivez l'expression de KcK_{c} pour CaCO3(s)⇌CaO(s)+CO2(g)CaCO_{3}(s)\rightleftharpoons CaO(s)+CO_{2}(g) et expliquez pourquoi elle est si simple.
  • d) Dans un autre contenant à la même température, on mesure [H2]=[I2]=[HI]=0,10[H_{2}]=[I_{2}]=[HI]=0{,}10 mol/L. Ce mélange est-il à l'équilibre ? Sinon, dans quel sens va-t-il évoluer ? Justifiez en comparant le quotient réactionnel QQ à KcK_{c}.
Voir la correction

a) Kc=[HI]2[H2][I2]K_{c}=\dfrac{[HI]^{2}}{[H_{2}][I_{2}]}.

b) Kc=(0,60)20,20×0,050=0,360,010=36K_{c}=\dfrac{(0{,}60)^{2}}{0{,}20\times 0{,}050}=\dfrac{0{,}36}{0{,}010}=36.

c) Kc=[CO2]K_{c}=[CO_{2}] : les solides purs (CaCO3CaCO_{3} et CaOCaO) ne figurent pas dans l'expression, car leur « concentration » est constante. À une température donnée, la concentration de CO2CO_{2} à l'équilibre est donc fixée.

d) Q=(0,10)20,10×0,10=1Q=\dfrac{(0{,}10)^{2}}{0{,}10\times 0{,}10}=1. Comme Q=1<Kc=36Q=1<K_{c}=36, le mélange n'est pas à l'équilibre : il évolue vers la droite (formation de HIHI) jusqu'à ce que QQ atteigne 36.

Exercice 3 : Tableau IVE

On introduit 1,00 mol de pentachlorure de phosphore PCl5PCl_{5} dans un réacteur vide de 10,0 L, où il se dissocie selon PCl5(g)⇌PCl3(g)+Cl2(g)PCl_{5}(g)\rightleftharpoons PCl_{3}(g)+Cl_{2}(g). À l'équilibre, on mesure [Cl2]=0,040[Cl_{2}]=0{,}040 mol/L.

  • a) Calculez la concentration initiale de PCl5PCl_{5}, puis remplissez un tableau IVE (initial, variation, équilibre) pour les trois espèces.
  • b) Donnez les trois concentrations à l'équilibre.
  • c) Calculez la constante d'équilibre KcK_{c}.
  • d) Quel pourcentage du PCl5PCl_{5} initial s'est dissocié ?
Voir la correction

a) [PCl5]0=1,0010,0=0,100[PCl_{5}]_{0}=\dfrac{1{,}00}{10{,}0}=0{,}100 mol/L. Variation : −x-x pour PCl5PCl_{5}, +x+x pour chacun des produits. À l'équilibre, [Cl2]=x=0,040[Cl_{2}]=x=0{,}040 mol/L.

b) [PCl5]=0,100−0,040=0,060[PCl_{5}]=0{,}100-0{,}040=0{,}060 mol/L ; [PCl3]=0,040[PCl_{3}]=0{,}040 mol/L ; [Cl2]=0,040[Cl_{2}]=0{,}040 mol/L.

c) Kc=[PCl3][Cl2][PCl5]=0,040×0,0400,060=0,00160,060≈0,027K_{c}=\dfrac{[PCl_{3}][Cl_{2}]}{[PCl_{5}]}=\dfrac{0{,}040\times 0{,}040}{0{,}060}=\dfrac{0{,}0016}{0{,}060}\approx 0{,}027.

d) 0,0400,100×100=40\dfrac{0{,}040}{0{,}100}\times 100=40 % du PCl5PCl_{5} s'est dissocié.

Exercice 4 : pH, pOH et produit ionique de l'eau

À 25 °C, le produit ionique de l'eau vaut Kw=[H+][OH−]=1,0×10−14K_{w}=[H^{+}][OH^{-}]=1{,}0\times 10^{-14}.

  • a) Une solution a [H+]=2,5×10−4[H^{+}]=2{,}5\times 10^{-4} mol/L. Calculez son pH et dites si elle est acide, neutre ou basique.
  • b) Une autre solution a un pH de 10,4. Calculez sa concentration en ions H+H^{+}.
  • c) Pour la solution du b), calculez [OH−][OH^{-}] de deux façons : avec KwK_{w}, puis avec la relation pH+pOH=14pH+pOH=14. Vérifiez la cohérence.
  • d) On dilue 1,0 mL d'une solution de pH 3,0 dans 99 mL d'eau (dilution par un facteur 100). Quel est le nouveau pH ? Justifiez par le calcul.
Voir la correction

a) pH=−log⁡(2,5×10−4)≈3,6pH=-\log(2{,}5\times 10^{-4})\approx 3{,}6. Le pH est inférieur à 7 : la solution est acide.

b) [H+]=10−pH=10−10,4≈4,0×10−11[H^{+}]=10^{-pH}=10^{-10{,}4}\approx 4{,}0\times 10^{-11} mol/L.

c) Avec KwK_{w} : [OH−]=1,0×10−144,0×10−11≈2,5×10−4[OH^{-}]=\dfrac{1{,}0\times 10^{-14}}{4{,}0\times 10^{-11}}\approx 2{,}5\times 10^{-4} mol/L. Avec pOH=14−10,4=3,6pOH=14-10{,}4=3{,}6 : [OH−]=10−3,6≈2,5×10−4[OH^{-}]=10^{-3{,}6}\approx 2{,}5\times 10^{-4} mol/L. Les deux méthodes concordent.

d) À pH 3,0, [H+]=10−3[H^{+}]=10^{-3} mol/L. Diluer 100 fois divise la concentration par 100 : [H+]=10−5[H^{+}]=10^{-5} mol/L, donc pH=5,0pH=5{,}0. Le pH augmente de 2 unités, car l'échelle du pH est logarithmique (chaque unité correspond à un facteur 10).

Exercice 5 : Problème : la constante d'acidité du vinaigre

Le vinaigre est une solution d'acide acétique, un acide faible qui s'ionise selon CH3COOH⇌H++CH3COO−CH_{3}COOH\rightleftharpoons H^{+}+CH_{3}COO^{-}, avec Ka=1,8×10−5K_{a}=1{,}8\times 10^{-5}. On étudie une solution de concentration initiale 0,10 mol/L.

  • a) Posez le tableau IVE en notant xx la concentration d'acide ionisé, puis écrivez l'expression de KaK_{a} en fonction de xx.
  • b) En supposant xx négligeable devant 0,10, calculez x=[H+]x=[H^{+}].
  • c) Calculez le pH de la solution.
  • d) Calculez le pourcentage d'ionisation de l'acide et vérifiez que l'approximation du b) était justifiée (règle des 5 %).
Voir la correction

a) Initial : 0,10 ; 0 ; 0. Variation : −x-x ; +x+x ; +x+x. Équilibre : 0,10−x0{,}10-x ; xx ; xx. Donc Ka=x20,10−xK_{a}=\dfrac{x^{2}}{0{,}10-x}.

b) Si xx est négligeable devant 0,10 : Ka≈x20,10K_{a}\approx\dfrac{x^{2}}{0{,}10}, donc x=1,8×10−5×0,10=1,8×10−6≈1,3×10−3x=\sqrt{1{,}8\times 10^{-5}\times 0{,}10}=\sqrt{1{,}8\times 10^{-6}}\approx 1{,}3\times 10^{-3} mol/L.

c) pH=−log⁡(1,34×10−3)≈2,9pH=-\log(1{,}34\times 10^{-3})\approx 2{,}9.

d) Pourcentage d'ionisation : 1,34×10−30,10×100≈1,3\dfrac{1{,}34\times 10^{-3}}{0{,}10}\times 100\approx 1{,}3 %. C'est bien inférieur à 5 % : l'approximation était justifiée. L'acide acétique est un acide faible, très peu ionisé : c'est pour cela que le vinaigre, pourtant concentré, n'a pas un pH extrême.

Vous préférez travailler sur papier ? Cette série existe aussi en version PDF imprimable, avec le corrigé complet. Écrivez-moi et je vous l'envoie.

Voir aussi

📝 Tous les exercices ⚗️ Chimie🏫 Secondaire québécois📚 Tous les exercices

Vous cherchez un tuteur en chimie à Montréal ?

Contactez-moi pour une première séance. On travaille l'équilibre, la thermochimie et les gaz sur des exercices du niveau réel des évaluations de secondaire 5.

Me contacter WhatsApp
Site par Studio Squalli