Bonjour!
Voilà, j'ai un petit problème en ce qui concerne les précipitations:
CaCO3 (s) <--> Ca2+ (aq) + CO32- (aq)
je sais que le quotient de réaction
Q= {Ca2+}.{CO32-} à un instant donné
Ks= {Ca2+}éq. {CO32-}éq à l'équilibre
On me dit que si Q<Ks, la précipitation n'aura pas lieu
Mais pourquoi il n'y a pas d'office de précipitation??
Je veux dire, si le CaCO3 en solution ne donne pas bcp d'ions et reste majoritairement dans sa phase solide, puisque c'est un solide il précipite non? ?
Bonjour,
D'après les lois de la thermochimie, on sait que Q tend à se rapprocher de K.
Donc si Q<K, Q augmente <=> [Ca2+].[CO32-] augmente <=> augmentation de la solubilité.
Et si Q > K, diminution de la solubilité, donc précipitation, augmentation de la masse de solide.
Mais cela ne veut pas dire que dans le premier cas, il n'y a que des ions en solution, dans l'autre qu'un solide ionique. Les deux peuvent coexister.
Si tu places une quantité de matière n de solide dans un bécher et que tu obtiens finalement n-x mol de solide et x mol d'ions, il n'y a pas eu précipitation. Pourtant, il reste un solide ionique.
Merci déjà pour ta réponse
AAAAAAAAH j'ai compris!!!! En fait Q c'est à un moment donné de la réaction avant d'avoir atteint l'équilibre et donc si Q à ce moment là est < K, comme il doit tendre vers K, le nombre d'ions en solution va augmenter jusqu'à ce qu'on ait atteint l'équilibre!
Et donc, oui, c'est logique il n'y aura pas de précipité
C'est bien ca?
(en fait, j'avais + un souci avec la notion de Q apparemment)
mais il y a quand même quelque chose que je comprends pas...Ce Q il ne va tendre vers Keq que si on rajoute dans la solution du CaCO3?
Ou il tend d'office vers K pendant la réaction? (quand une réaction est fini, on arrive toujours à Keq alors)
Non, Q est calculé à partir d'un état initial, avant que la réaction n'ait eue lieu.
Si tu calcules Q et que tu connais K, tu sais, avant d'ajouter tes espèces dans ton becher, ce qui va se produire... Ou presque, car Q et K sont des outils thermodynamiques, et ils ne donnent aucune information sur la cinétique.
O_O à partir d'un état initial???
mais pour une réaction aA + bB <--> cC + dD
Q= Produits/ réactifs (en gros)
Comment on peut connaître les concentrations en C et en D à l'état initial alors que la réaction n'a pas eu lieu et que donc il n'y a même pas de produits formés
Je comprends vraiment pas...
:'(
Q = [Ca2+][CO32-].
Imaginons cette petite "expérience" :
Tu possèdes deux solutions : une avec du ca2+, l'autre avec du CO32- et tu connais leurs concentrations.
Tu te dis "je vais mélanger 10 mL de chaque solution". Tu calcules la concentration de Ca2+ et CO32- que tu obtiendras dans ta nouvelle solution : c'est ton état initial.
Tu fais le produit des deux concentrations, tu trouves Q < Ks => déplacement dans le sens 1 => pas de formation de précipté.
Ensuite tu mélange effectivement tes deux solutions : pas de précipité !
S'il n'y a pas de produit formé, alors Q = 0 et pour atteindre K, on forme des produits
S'il n'y a pas de réactif formé, alors Q = infini et pour atteindre K, forme des réactifs.
C'est bien ce que tu fais à chaque fois que tu commences un tableau d'avancement
a + b = c + d
n // n // 0 // 0 à l'état initial
n-x // n-x // x // x à l'équilibre.
ou alors :
a + b = c + d
n // n // 0 // 0 à l'état initial
n-x // n-x // x // x à l'équilibre.
Je sais, je suis bête...
"Non, Q est calculé à partir d'un état initial, avant que la réaction n'ait eue lieu."
Mais si on part à chaque fois des données initiales pour calculer Q, Q vaudra toujours 0 non? il servira jamais à rien...
il vaudra toujours 0 puisqu'à l'état initial t auras jamais de produits...
Je t'assure que Q ne sert pas à rienRelis ce que j'ai marqué. Je t'ai donné un cas où Q n'est pas nul.
C'est pas parce que tu écris la réaction dans un sens que tu n'as pas le droit de mettre les espèces chimiques écrites à droite dans ton bécher !
En fait j'ai compris, je suis en train de faire un melting pot de la thermodynamique avec le chapitres sur les précipitations:
En fait, en thermodynamique, si on mélange 2 reactifs, peu importe leurs concentrations (et tant que la réaction est possible), on atteindra toujours un état d'équilibre, y a jamais 100% de produits formés (fin je pense).
Et la, le Q est exprimé à un instant donné de la réaction et son calcul va permettre de connaitre l'évolution du systeme en le comparant avec Kéq puisque dans tous les cas, il doit tendre vers Keq
Si Q< Keq, c'est la reaction directe qui est favorisée
Si Q=K eq, plus d'évolution, c'est l equilibre dynamique
Si Q> Keq, c'est la reaction inverse qui est favorisée
Moi, je suis dans le chapitre des précipitations...et c'est pas la même chose
j'ai comme donnée:
CaCO3 (s) <--> Ca2+ (aq) + CO32- (aq) avec un Ks=x
Dans ce cas là, contrairement à celui d'une reaction entre 2 reactifs en thermo, on atteint pas d'office l'équilibre, il faudra ajouter une certaine quantité de sel avant que l'on arrive à saturation et donc à l'équilibre, et si on continue a rajouter du sel à ce moment là, ben y a précipitation.
C'est mon Q qui va me permettre de savoir la quantité d'ions que je peux mettre en solution pour arriver a saturation en le comparant avec Ks, car lorsque Q=Ks, on est dans une solution saturée.
Voila, j'ai mélangé 2 choses qui n'étaient pas similaires et c'est pourquoi je ne comprenais pas
Merci de ta patience!
Cette fois c'est bon?
J'ai l'impression que tu fais encore quelques confusions.
Il n'y a pas à opposer thermochimie et précipitations. Les lois de la thermochimie sont applicables partout.
Tout système hors équilibre évolue spontanément vers un état d'équilibre. Peu importe le chapitre, cette loi est toujours valable !
Il y a différentes manière d'exprimer cette loi selon le système étudié et pour un système chimique, on peut utiliser le quotient de réaction et la constante d'équilibre :
Si Q = K, alors le système est à l'équilibre : pas d'évolution.
Si Q différent de K, le système est hors équilibre et évolue dans le sens où il se rapproche de l'équilibre compte-tenue de la loi en gras. L'équilibre est caractérisé par K, donc le système évolue dans le sens où Q se rapproche de K.
Ainsi, si Q < K, Q augmente et la réaction se déroule dans le sens ----> . Si Q > K, Q diminue et la réaction se déroule dans le sens <----
Il suffit de remplacer K par Ks, avec Ks = [Ca++]eq[CO3--]eq (à l'équilibre) et Q =[Ca++][CO3--] (hors équilibre) et tu as bien la même chose.
Autre chose :
Effectivement, mais si K est très élevé, on peut considérer que la réaction est totale dans le sens ----> et que l'on n'a que des produits à l'équilibre.En fait, en thermodynamique, si on mélange 2 reactifs, peu importe leurs concentrations (et tant que la réaction est possible), on atteindra toujours un état d'équilibre, y a jamais 100% de produits formés (fin je pense).
Et si K est très faible, on peut considérer que l'on n'a que des réactifs à l'équilibre.
Dernière modification par Guillaume69 ; 04/07/2009 à 14h57.
Oui la loi est toujours valable, mais ce que je n'avais pas compris (et c'est super logique en plus), c'est que dans le cas des réactions de précipitation, si à l'état initial, il n'y a pas assez de reactifs (ici le sel) et bien on obtiendra pas un équilibre dynamique en fin de réaction, on aura simplement une réaction de dissociation qui est complète:
CaCO3 (s) --> Ca2+ (aq) + CO32-
et quand seulement, il y aura assez de sel pour que l'on arrive à saturation, on aura un équilibre
CaCO3(s) <--> Ca2+(aq) + CO32-(aq)
Alors que dans le cas de la thermo, si à l'état initial on met une pincette des 2 réactifs, quand la réaction sera fini, on obtiendra toujours un état d'équilibre.
Mais quand tu dis que tout système tend spontanement vers un état d'équilibre, c'est vrai pour le cas de la thermo, parce que quand on mélande 2 reactifs et qu'il y a réaction, ben en fin de réaction, on a un équilibre.
Mais ce n'est pas pareil pour les réactions de précipitation, puisque si on mélange 2 quantités d'ions différents (pas assez pour arriver à saturation), le système ne tendra pas spontanément vers un état d'équilibre puisque TOUT sera dissocié, la y a vraiment réaction totale. Ce système tendra vers un etat d'équilibre si on rajoute encore et encore des ions pour qu'enfin on arrive à saturation et donc qu'on arrive à un état d'équilibre dynamique. Mais la c'est plus spontané
quand je dis que c'est pas spontané, c'est parce que c'est nous qui devons rajouter des quantités d'ions pour que la solution arrive à saturation
en thermo, tu melanges 2 trucs, ca arrive tt seul à un état d equilibre sans qu on ne doive rajouter quelque chose
Décidément, tu y tiens à ta séparation des chapitres ^^
Prenons du sel, AgCl.
On met 5g de sel dans 100mL d'eau.
Consigne : déterminer l'état final.
Résout moi l'exercice 'en thermo'.
Resout moi l'exercice 'en précipitation'.
Je suis curieux de voir ce qui va changer
Données de l'exercice : Ks(AgCl) = 1,6 10-10. masses molaires : Ag = 108g/mol Cl = 354 g/mol
Dernière modification par Guillaume69 ; 04/07/2009 à 15h58.
Une têtue dans l'âme XD
ca donnera la même chose vu que c'est le même calcul pour le Q
Non, mais tu es quand même d'accord avec moi que dans le cas des réactions de précipitation, ca n'évolue pas spontanément dans tous les cas vers une situation d'équilibre quand même? parce que si peu de sel blablabla bete réaction de dissociation blablabla complet blablabla pas d'équilibre
ce qui n'est pas le cas des réactions en thermo blablabla car toujours equilibre blablabla
(pas envie de t'embeter avec tout mon blabla XD)
Donc, c'est différent XD
Dit comme cela : oui, je suis d'accord. Mais ce n'est pas la formulation que tu utilisais tout à l'heure, ou alors j'ai mal compris ce que tu voulais dire, c'est possible aussiNon, mais tu es quand même d'accord avec moi que dans le cas des réactions de précipitation, ca n'évolue pas spontanément dans tous les cas vers une situation d'équilibre quand même?
Pour qu'on soit clair, une dernière "expérience" : j'ai une solution acqueuse avec du chlorure d'argent (agcl) et des ions. Ma solution est donc saturée.
Puis j'ajoute de l'eau : le précipité restant se dissout, se dissout, se dissout... Arrive un moment où j'atteint la limite (on appelle ça le louche, l'eau est à peine trouble), et ensuite, je n'ai plus de précipité dans mon bécher.
Ma solution n'est plus saturée.
Lien avec K et Q. (Rappel AgCl <---> ag+ + Cl-)
*Au début, Ks est respecté, puisque j'ai du sel et des ions. Q = Ks, si je ne fais rien, il ne se passe rien.
*Quand j'ajoute de l'eau, je diminue les concentrations des ions, donc Q diminue. Q différent de Ks.Ks n'est plus respecté, on est hors équilibre
*La solution évolue immédiatement dans le sens de l'augmentation de Q, donc dans le sens ----> Puis, au bout d'un moment, Q = Ks. la réaction s'arrête.
Comparaison avec l'état précédent : j'ai toujours autant d'ions, mais moins de solide.
*Je rajoute de l'eau. Il se passe encore la même chose.
...
*Puis, au bout d'un moment, il n'y a plus de solide. Si je rajoute de l'eau, je diminue donc Q, qui ne peut plus augmenter puisque le solide est absent. On reste bloqué hors équilibre de complexation. On n'atteint pas l'équilibre parce qu'on ne peut pas l'atteindre en ajoutant de l'eau.
Mais l'évolution spontanée reste l'augmentation de Q. Dit autrement, les ions ne vont pas se mettre à former du solide juste pour que tu puisse écrire Ks = ... dans ton chapitre de thermo
Est-ce que je me suis fait comprendre cette fois ?
Claire comme de l'eau de roche
Merci de ta patience!!
Et t'as que 20 ans en plus, on dirait un prof qui cause ^^
De rien...
heu, une dernière petite question...XD c'est peut-être bête mais:
Si mon sel est un électrolyte fort et qu'il est complètement soluble, même si je mets des tonnes de ce sel en solution, on arrivera jamais à saturation?
Les réactions de précipitations ont lieu que lorsque l'on a à faire à des sels partiellement ou pas solubles alors?
c'est quoi la différence entre solubilisation et dissolution?
Dans les deux cas, il y a dissociation?
La solvatation, c'est le fait que des molécules d'eau 'entourent' une molécule chargée du fait de leurs charge partielle (forces electrostatiques). On parlera plutôt de solvatation des ions plutôt que de solvatation d'un précipité, je pense.
Solubilisation / dissolution sont des termes plus "macroscopiques" à mon avis : on avait un solide au départ, on mélange et on ne le vois plus.
A confirmer...
Envoyé par hoshi
merci beaucoup
