Cours de Réactions chimiques en Ligne par les Meilleurs Professeurs - Réactions chimiques

Mise en solution d'un acide

Dans cette vidéo, on aborde l'équilibre chimique, qui est une notion importante en chimie. On commence par un exercice où on met un acide en solution. L'acide éthanoïque réagit de façon acido-basique avec l'eau selon l'équation CH3COH + H2O donne CH3CO- + H3O+. On travaille avec une solution d'acide éthanoïque de concentration C0 égale à 1 fois 10 puissance moins 3 mol par litre. On nous demande quelle grandeur on peut mesurer pour déterminer l'avancement volumique final XF. Pour répondre à cette question, on peut utiliser un tableau d'avancement en calculant les concentrations initiale et finale des espèces. On remarque que la concentration finale de H3O+ (XF) est égale à la concentration initiale de H3O+ à l'équilibre. Donc, on peut mesurer le pH pour déterminer l'avancement de la réaction. Ensuite, on nous demande de déterminer le pH lorsque la transformation est totale, c'est-à-dire XF=C0. Dans ce cas, la concentration de H3O+ à l'équilibre est égale à C0. En utilisant la formule du pH, on obtient pH=-log(C0). L'application numérique donne un pH final de 3. En conclusion, cet exercice nous permet de comprendre l'état final d'une réaction et son lien avec le pH, et nous allons étudier plus en détail ce sujet dans les exercices suivants.

Quotient réactionnel

Bonjour à tous ! Dans cette vidéo, nous allons aborder le quotient réactionnel en thermodynamique chimique. Le quotient réactionnel, noté Q, est défini comme le produit des activités des produits divisé par le produit des activités des réactifs. Les activités dépendent de l'état de l'espèce considérée. Pour une espèce gazeuse, l'activité est donnée par la pression partielle divisée par une constante P0. Pour une espèce en solution, l'activité est donnée par la concentration divisée par une constante C0. Pour le solvant ou un solide, l'activité est conventionnellement fixée à 1. Le quotient réactionnel est utilisé pour exprimer l'avancement d'une réaction chimique. Pour une réaction donnée, le quotient réactionnel est le produit des activités des produits divisé par le produit des activités des réactifs. Nous illustrons cette définition avec trois exemples de réactions. Dans chaque cas, nous identifions les valeurs des coefficients stoichiométriques et des activités. Nous simplifions ensuite l'expression du quotient réactionnel en regroupant les termes communs et en annulant les constantes C0. Finalement, nous vérifions que le quotient réactionnel est homogène et cohérent avec l'expression théorique. Il est important de bien comprendre le quotient réactionnel pour analyser l'évolution du système chimique. N'hésitez pas à pratiquer des exercices supplémentaires pour vous entraîner. Merci de nous avoir suivi et à bientôt !

Activités chimiques

Dans cette vidéo, Mathis explique en détail le concept d'activité chimique et comment l'utiliser pour calculer des quotients de réaction et des constantes d'équilibre. Il explique que l'activité d'une espèce gazeuse est égale à sa pression partielle divisée par la pression standard, tandis que l'activité d'une espèce en solution aqueuse est égale à sa concentration divisée par la concentration standard. Il souligne également que l'activité d'un solvant ou d'un solide est toujours égale à 1. Ensuite, il donne des exemples concrets pour illustrer ces concepts. Il explique que la limaille de fer versée dans un verre d'eau pure est un solide, donc son activité est égale à 1. Il montre également que la solution d'acide chlorhydrique a une concentration de 1x10^-2 mol/L, ce qui correspond à son activité. Pour une bouteille d'hélium à 200 bar, il explique que l'hélium est un gaz, donc son activité est égale à la pression partielle en helium divisée par la pression standard, ce qui donne un résultat de 200. Enfin, il explique comment calculer les activités de diazote et de dioxygène dans l'air en utilisant les fractions molaires de ces gaz, qui sont respectivement d'environ 80% et 20%. En utilisant la pression totale de l'air (1 bar) comme pression standard, il obtient des activités de 0,8 pour le diazote et 0,2 pour le dioxygène. Il conclut en disant que maintenant que nous avons une meilleure compréhension de la notion d'activité chimique, nous pourrons l'utiliser dans les exercices à venir.

Combinaison de constantes

Dans cette vidéo, Mathis de Studio présente comment combiner les équations bilan et les constantes d'équilibre. Il commence par donner les équations bilan et les constantes d'équilibre pour deux réactions chimiques. Ensuite, il explique comment déterminer la constante d'équilibre d'une réaction en combinant les constantes d'équilibre des réactions précédentes. Il rappelle la définition de la constante d'équilibre comme étant le quotient de réaction à l'état d'équilibre. Il utilise cette définition pour exprimer les constantes d'équilibre des réactions données. Ensuite, il montre comment manipuler les différents termes pour exprimer la constante d'équilibre de la réaction combinée. Il utilise une astuce consistant à multiplier et diviser par les mêmes grandeurs pour faciliter les calculs. Finalement, il arrive à exprimer la constante d'équilibre de la réaction combinée. La valeur de la constante d'équilibre est donnée comme étant égale à 10 puissance 4,4. Pour résumer, Mathis explique qu'il faut exprimer les constantes d'équilibre à partir de leur définition, puis manipuler les grandeurs pour obtenir la constante d'équilibre souhaitée.

Rupture d'équilibre

Dans cette vidéo, nous abordons le concept de rupture d'équilibre dans le cadre de la réaction de dissolution du chlorure d'argent (AgCl). La constante d'équilibre (Ks) de cette réaction est donnée comme étant égale à 10 puissance moins 10. Nous ne pouvons pas raisonner uniquement en termes de concentration car AgCl est un solide et ne peut donc pas être exprimé en concentration. Nous utilisons donc l'avancement d'équilibre (Ψeq) pour résoudre ce problème. Pour trouver Ψeq, nous utilisons un tableau d'avancement dans lequel nous déterminons les concentrations d'Ag+ et de Cl- à l'équilibre, qui sont respectivement Ψeq/V. En utilisant la loi d'action des masses, nous obtenons finalement Ψeq = C0V * racine carrée de Ks, soit Ψeq = 10 puissance moins 6 mol. Nous démontrons ensuite que pour atteindre l'équilibre, la quantité initiale de matière (Ni) doit être supérieure ou égale à Ψeq. Si Ni est inférieur à Ψeq, l'équilibre ne peut pas être atteint. Finalement, nous proposons un exemple de condition initiale pour lequel l'équilibre est atteint (Ni = Ψeq), ainsi qu'un exemple pour lequel l'équilibre n'est pas atteint (Ni < Ψeq). Il est important de comprendre que l'équilibre chimique dépend des conditions initiales et que différentes ruptures d'équilibre peuvent être observées en fonction de ces conditions. Merci de nous avoir suivi et à bientôt !

De l'eau dans la buanderie

Dans cette vidéo, Matisse de Studio aborde le problème de l'eau dans la buanderie. Il décrit les dimensions de la buanderie, la quantité d'eau présente (0,40 litres), la température (20 degrés) et la constante des gaz parfaits. Il explique que l'évaporation est le passage de l'eau de l'état liquide à l'état gazeux. Il définit ensuite la pression de vapeur saturante comme la pression à laquelle la phase gazeuse d'une substance est en équilibre avec sa phase liquide à une température donnée. Il indique que la pression de vapeur saturante de l'eau à 20 degrés est de 2,34 kPa, et en déduit la valeur de la constante d'équilibre k0 de l'équation d'évaporation de l'eau. Il explique que l'eau va nécessairement s'évaporer dans l'air de la buanderie en se basant sur le second principe de la thermodynamique (l'entropie d'un système isolé ne peut que croître avec le temps) et en donnant une interprétation microscopique de l'évaporation. Enfin, il détermine l'état final du système dans deux cas différents : lorsque l'air de la buanderie est initialement sec et lorsque le taux d'humidité est de 60%. Il utilise des calculs pour déterminer la pression partielle dans l'air et la quantité de liquide restant.

Conbustion du souffre

Dans cette vidéo, nous étudions la combustion du soufre. Nous introduisons dans un creuset 0,30 g de soufre pur solide sous forme de poudre jaune. Nous enflammons le soufre avec un bec benzène et plaçons immédiatement le creuset dans un flacon d'air sous pression de 1 bar. Nous observons une combustion lente du soufre avec une flamme bleue caractéristique. La réaction chimique de combustion est donnée par l'équation : soufre solide + dioxygène gazeux -> dioxyde de soufre gazeux. L'air est un mélange constitué à 80% de diazote et 20% de dioxygène. Le diazote n'est pas réactif dans cette transformation. La température est supposée constante à 25 degrés. La constante d'équilibre de la réaction de combustion est extrêmement élevée (4x10^52), donc la réaction peut être considérée comme étant totale. Pour étudier l'évolution de la transformation, nous devons d'abord calculer les quantités de matière initiale de soufre, de dioxygène et de diazote présentes dans le flacon. La quantité de matière initiale de soufre est de 9,3x10^3 mol. Pour le dioxygène et le diazote, nous utilisons la quantité de matière d'air dans le flacon (calculée à l'aide de la loi des gaz parfaits) pour déterminer ces quantités de matière. La quantité de matière initiale de dioxygène est de 8,1x10^3 mol et celle de diazote est de 32x10^3 mol. En construisant le tableau d'avancement de la réaction, il est clair que le réactif limitant est le dioxygène, car la quantité de matière initiale de soufre est supérieure à celle de dioxygène. Donc l'état final de la réaction est un équilibre, bien que la réaction puisse être considérée comme totale en raison de la constante d'équilibre élevée. La quantité totale de gaz au cours de la transformation reste constante, ce qui signifie que la pression dans le flacon reste constante également. Enfin, la composition finale du système est donnée par la différence entre les quantités de matière initiale et finale de soufre. La masse finale de soufre est de 0,039 g. La pression partielle finale de dioxygène est de 0, tandis que la pression partielle finale de dioxyde de soufre est égale à la pression partielle initiale de dioxygène (20 kPa). En résumé, cette vidéo a analysé la combustion du soufre, en fournissant des calculs quantitatifs des quantités de matière et de la pression tout au long de la réaction.

Pentachlorure de phosphore

Dans cette vidéo, nous traitons du pentachlorure de phosphore, un composé toxique utilisé en synthèse organique pour ajouter des atomes de chlore à une chaîne carbonée. En phase gazeuse, il se décompose en trichlorure de phosphore et en dichlore, atteignant un équilibre en phase gazeuse. Nous examinons un réacteur fermé d'un volume constant de 2 litres, maintenu à une température constante de 180 degrés. À cette température, la constante thermodynamique de l'équilibre, notée K0, est égale à 8. Nous y introduisons 0,5 mol de PCl5. Que va-t-il se passer ? Tout d'abord, nous devons écrire l'équation de réaction qui décrit le processus dans le réacteur. Sur la base de la stoichiométrie, nous formons du trichlorure de phosphore et du dichlore. Ainsi, nous obtenons l'équation suivante : PCl5 (gaz) = PCl3 (gaz) + Cl2 (gaz). Ensuite, nous construisons un tableau d'avancement relatif à cette réaction, où nous commençons avec un avancement de XI. Nous avons ici un coefficient stoichiométrique de 1. La question suivante consiste à exprimer les pressions partielles des gaz en fonction de N0, de l'avancement et de la pression initiale P0. Nous utilisons la loi des gaz parfaits pour obtenir la pression initiale P0, qui est égale à N0 RT / V, où RT / V est P0 / N0. Ainsi, nous obtenons PCl5 = (1 - XI / N0) * P0. De manière similaire, nous obtenons PCl3 = XI * P0 / N0 et Cl2 = XI * P0 / N0. Ensuite, nous devons calculer le coefficient de dissociation à l'équilibre, noté α, qui est égal à XI / N0. Nous utilisons la constante d'équilibre K0 pour obtenir α. Nous réarrangeons l'expression pour K0 pour obtenir une équation du second degré et calculons α en utilisant les racines de cette équation. Dans ce cas, α est égal à 0,0029. Physiquement, cela représente la proportion de PCl5 qui se transforme à l'équilibre. Enfin, nous calculons la pression totale dans le réacteur à l'équilibre. Nous utilisons la loi de Dalton pour obtenir la somme des pressions partielles, ce qui donne une pression totale de 1 + α * P0. En appliquant les valeurs numériques, nous obtenons une pression totale de 9,44 bar à l'intérieur du réacteur. Il est important de noter que cet exercice peut être complexe en raison de la dissociation du gaz en deux composés, ce qui entraîne une augmentation de pression. Il faut également faire attention à l'expression des différentes grandeurs mentionnées. Merci d'avoir regardé cette vidéo et à bientôt !

Décomposition thermique du gypse

Dans cette vidéo, Mathis de studio aborde la décomposition thermique du gypse. Le gypse, qui est du sulfate de calcium CaSO4 solide, réagit en présence de sable pour former du silicate de calcium CaSiO3 solide. Le ciment de Portland est obtenu en chauffant ce mélange avec du charbon et de l'argile. Deux équilibres chimiques sont mis en jeu dans ce processus. Le premier équilibre est CaSO4 + SiO2 ⇌ CaSiO3 + SO3, et le deuxième équilibre est 2SO3 ⇌ 2SO2 + O2. Les valeurs des constantes d'équilibre à une température de 1400 kelvin sont K01 = 0,950 et K02 = 400. Le cours présente ensuite une étude sur un système de volume fixe de 10 litres contenant une molécule de CaSO4 et une molécule de SiO2. À la température de 1400 kelvin, le système atteint son état final. L'objectif est de déterminer les pressions partielles des trois gaz constituant le mélange gazeux final ainsi que les quantités de matière des solides présents. L'exercice requiert une approche méthodique et une étude des équilibres chimiques impliqués. Les constantes d'équilibre sont exprimées en fonction des pressions partielles des gaz, et les quantités de matière des solides sont calculées à partir des avancements de réaction. Les résultats numériques sont ensuite donnés pour illustrer la résolution de l'exercice. En conclusion, il est souligné que cet exercice est complexe et nécessite une analyse approfondie des équilibres chimiques en présence.