Effet de divers facteurs
sur l'équilibre
-
Nous
allons déterminer qualitativement l'effet de divers facteurs sur
l'état d'équilibre d'un système chimique.
La
concentration
La
température
La
pression
La concentration sur l'équilibre chimique
-
Voici
une solution de thiocyanate de potassium, KSCN.
- La solution est incolore.
L'équation
d'ionisation est:
KSCN (aq)
---> K+ (aq) + SCN- (aq)
Les ions en solution sont K+ et SCN- .
Les ions K+ et SCN- sont incolores.
-
Observons
maintenant une solution de trioxonitrate de fer, Fe(NO3)3.
- La solution est brunâtre.
L'équation
d'ionisation est:
Fe(NO3
)3 (aq) ---> Fe3+ (aq) + 3 NO3-
(aq)
Les ions en solution sont Fe3+ et NO3- .
La
coloration brunâtre
est dûe à la présence des ions
Fe3+ .
En
effet, puisque qu'une solution de nitrate de potassium, KNO3 ,
qui contient des ions NO3- est incolore.
-
Mélangeons
quelques gouttes de Fe(NO3)3 avec la solution de
KSCN.
- Le changement de couleur rouge-brun nous indique une réaction chimique. Les ions K+ (aq) ont réagi avec les ions NO3- (aq) et les ions Fe3+ (aq) avec les ions SCN- (aq) .
- Et la couleur rouge-brun est dûe à la présence des ions FeSCN2+ puisque le KNO3 (aq) est incolore, le KSCN (aq) aussi et le Fe(NO3 )3 (aq) est de couleur brunâtre.
La couleur rouge-brun est causée par la réaction:
Fe3+
(aq) + SCN- (aq) 
<---> 
FeSCN2+(aq)
brunâtre
incolore
rouge-brun
De toute façon, comme le KNO3 est aqueux, les ions K+ et NO3- ici sont des ions spectateurs et ne réagissent pas.
Nous avons un système en équilibre. Nous avons une propriété perceptible constante (couleur rouge-brun) et nous sommes dans un milieu isolé.
Consulter
le laboratoire 23 portant sur le principe
de Le Chatelier
Principe de Le Châtelier
- Divisons la solution en équilibre dans deux éprouvettes.
- Dans la première éprouvette, mettons quelques cristaux de KSCN (s).
-
1-
La concentration de SCN-1
a augmentée.
Fe3+
(aq) + SCN-
(aq) <---> FeSCN2+(aq)
2- La vitesse de la réaction directe augmente dûe à une plus grande concentration de l'un des réactifs.
Fe3+
(aq) + SCN-
(aq) 
<---> FeSCN2+(aq)
3- Comme la réaction se fait plus vers la droite, la concentration de FeSCN2+ augmente.
Fe3+
(aq) + SCN-
(aq) <---> FeSCN2+(aq)
4- Comme beaucoup de SCN - réagissent avec Fe3+, la concentration de Fe3+ diminue.
Fe3+
(aq) + SCN-
(aq) <---> FeSCN2+(aq)
5-
On remarque une intensification de la couleur rouge-brun dûe
à l'augmentation de la concentration du FeSCN2+.
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Henry Louis Le Châtelier (1850-1936) fut le premier à remarquer ce phénomène et il a énoncé le principe suivant connu sous le nom de Principe de Le Châtelier: |
| Si l'on tend à modifier les conditions d'un système à l'équilibre, celui-ci réagit de façon à s'opposer, en partie, aux changements qu'on lui impose, jusqu'à ce qu'on obtienne un nouvel équilibre. |
- Dans la deuxième éprouvette, mettons quelques cristaux de Fe(NO3)3 .
Fe3+
(aq) + SCN-
(aq) <---> FeSCN2+(aq)
1- Comme [Fe3+] a augmenté, la vitesse de la réaction directe a aussi augmenté.
2- Conséquemment, on obtient plus de FeSCN2+(aq).
3- Comme beaucoup de Fe3+ réagissent avec SCN- , la concentration de SCN- diminue.
4- On remarque une intensification de la couleur rouge-brun dûe à l'augmentation de la concentration du FeSCN2+.
Lorsque la nouvelle couleur rouge-brun sera devenue stable, on aura atteint un nouvel équilibre.
| Si l'on tend à modifier les conditions d'un système à l'équilibre, celui-ci réagit de façon à s'opposer, en partie, aux changements qu'on lui impose, jusqu'à ce qu'on obtienne un nouvel équilibre. |
Qu'arrivera-t-il si on diminue la [FeSCN2+] ?
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Fe3+
(aq) + SCN- (aq)
<---> FeSCN2+(aq)
- Voir aussi exercices sur les équilibres .
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Page mise à jour : le 7 mars 2005
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