Equilibre d'une réaction .... et réaction totale

[invitef60f25e4]

Bonjour à tous,

Sans préambule:

Posons la réaction A + B = C + D
Admettons que cette réaction mène à un état d'équilibre avec K= 4

Admettons de surcroît que cette réaction soit endothermique que l'on monte la température comme des tarés, qu'à cela on ajoute une concentration de A GIGANTESQUE par rapport à B.

1) première question : sommes nous d'accord sur le fait que la quantité de matière de B sera extrêmement proche de 0 à l'état finale ?

2) en partant de se principe peut on affirmer que la réaction étudiée est totale ?

Merci d'avance.
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[moco]

On peut répondre oui à tes deux questions.

[invitef60f25e4]

Merci beaucoup, je n'ai donc pas compris de travers ^^

[invite93279690]

Merci beaucoup, je n'ai donc pas compris de travers ^^

Salut,

J'ai pas bien compris à quoi ça servait de "monter la température comme des tarés". En particulier, il faut quand même s'assurer que ça n'affecte pas ...

Sinon tu as effectivement bien compris mais le fait que la concentration de B soit faible à l'équilibre est une simple conséquence du fait que la concentration de A est gigantesque par rapport à celle de B.

En effet, quelque soit tu peux écrire :



Où , d'où le caractère effectivement total de la réaction pour lequel B a presque entièrement été utilisé.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitef60f25e4]

Pour la montée drastique de température c'était pour cette raison :

"Si un système fermé en équilibre subit une élévation de température, une réaction chimique endothermique verra sa réaction directe favorisée " Loi de Le Châtelier
L'ai je mal interprétée ?

-Je précise je suis en TS ... je pensais que la montée de température chez les endothermiques accentuait la réaction directe et élevait K (car favorisant les produits), mais cette vision est peut-être caricaturale-

Je voulais orienter au maximum ma réaction dans le sens de la consommation de B.

Merci en tous les cas pour votre réponse rapide.

[aNyFuTuRe-]

L'influence de la température sur un équilibre chimique est modélisé par la loi de Van't Hoff:



Mettons que l'on se place entre 2 états d'équilibre 1 et 2 où 1 est l'état d'équilibre initial.
Ta réaction étant endothermique, par définition le ∆rH° est positif (l'enthalpie de réaction augmente). Si T2 > T1 (soit dT >0) i.e tu chauffes alors dlnK° est positif et par croissance de x->lnx K° augmente. Que veux dire que K° est plus grand ? Tout simplement que l'équilibre est déplacé vers les produits.

Ceci n'est valable que dans le cas où pression et volume sont fixés et que le système est fermé. Mais c'est souvent le cas en laboratoire.

[invitef60f25e4]

Notre programme en Ts ne nous permet pas de comprendre mais d'apprendre con******.

Grâce à vous tout s'éclaire maintenant
Merci beaucoup pour votre patience et votre pédagogie.

[invite93279690]

Mon vocabulaire de chimie est peu usé...on peut donc avoir une réaction qui soit endothermique ET dont la constante de réaction dans les conditions standards soit supérieure à 1 ?

[aNyFuTuRe-]

Oui tu peux avoir une réaction endothermique et spontanée. Ce cas est néanmoins assez rare puisqu'il faut une combinaison entropie de réaction + température favorable.

[invite93279690]

Oui tu peux avoir une réaction endothermique et spontanée. Ce cas est néanmoins assez rare puisqu'il faut une combinaison entropie de réaction + température favorable.

Oui merci pour cette réponse. Je comprends qu'au final, la notion d'endothermique ou exothermique est basée sur le signe de la variation d'enthalpie (par définition, j'aurais dû revoir mes classiques) lors de la réaction et ne tient pas compte des aspects liés à l'entropie (ce dont tiennent compte l'enthalpie libre à pression fixée ou l'energie libre à volume fixé et par corrolaire les constantes d'équilibre associées).

Mais au final, il me semble que le caractère endo(exo)thermique de la réaction ne donne pas plus d'information sur la faisabilité d'une réaction que la constante d'équilibre (pire cela peut même conduire à des "faux négatifs").

De la façon dont je le comprends, l'enthalpie de réaction renseigne sur l'energie effectivement récupérable après qu'une réaction ait eu lieu, la partie entropique ne pouvant pas être récupérée à d'autres fins....c'est à peu près ça ou pas ?

[aNyFuTuRe-]

Mais au final, il me semble que le caractère endo(exo)thermique de la réaction ne donne pas plus d'information sur la faisabilité d'une réaction que la constante d'équilibre (pire cela peut même conduire à des "faux négatifs").

En effet, le caractère endo ou exo-thermique ne renseigne pas a priori sur la faisabilité d'une réaction chimique. Par contre, la constante d'équilibre est la grandeur clef (par l'intermédiaire de l'enthalpie libre de réaction) pour décrire le positionnement d'un équilibre à une température donnée et donc sur la faisabilité d'une réaction (on parlera plutôt de son degré d'avancement).

Pour préciser un peu, il faut faire un peu d'histoire. Comme souvent en chimie, tout part d'une observation expérimentale à savoir la loi d'action des masses par Guldberg et Waage à la suite des travaux de Gibbs et d'autres. Qu'ont-ils remarqués ? Tout simplement qu'à une température et à pression fixées, le rapport des concentrations des espèces en présence (réactifs et produits) d'un certain nombre de système à l'équilibre chimique était constant. Ils pointaient donc du doigt une constante, dite d'équilibre qui caractérise un équilibre chimique.

Il s'est avéré qu'avec la découverte de la fonction G, on a pu démontrer cette loi expérimentale et développer une connaissance des équilibre chimiques voire même prédire la faisabilité thermodynamique d'une réaction.


En ce qui concerne "l'énergie récupérable", cela renvoi à la notion de potentiel thermodynamique qui dépend des variables thermodynamiques pertinentes pour décrire le système considéré. Ce potentiel est en fait la nerf de la guerre: il permet de décrire complètement l'état d'équilibre d'un système thermodynamique. Dans le cas où P et T sont des variables naturelles, comme ci-dessus, on retrouve que G est le potentiel thermodynamique et permet de décrire l'équilibre.

[invite93279690]

En ce qui concerne "l'énergie récupérable", cela renvoi à la notion de potentiel thermodynamique qui dépend des variables thermodynamiques pertinentes pour décrire le système considéré. Ce potentiel est en fait la nerf de la guerre: il permet de décrire complètement l'état d'équilibre d'un système thermodynamique. Dans le cas où P et T sont des variables naturelles, comme ci-dessus, on retrouve que G est le potentiel thermodynamique et permet de décrire l'équilibre.

Merci pour le rappel historique. Je sais bien que à P et T fixés, le bon potentiel pour décrire le système est l'enthalpie libre. Cela étant, ce potentiel ne nous renseigne que sur le système et pas sur l'exterieur. Je m'interroge sur les formes sous lesquelles l'énergie provenant de la réaction va etre rendue à l'exterieur.

Par exemple si on s'intéresse à une dissociation exothermique, il se trouve qu'une telle réaction est toujours favorisée entropiquement parce que les sous produits ont plus "d'espace" à explorer qu'avant. En imaginant que la réaction se passe en phase gazeuse, je sais que ce gain entropique va générer une augmentation de pression. Cette surpression va rapidement être absorbée par le réservoir de volume qui maintient la pression constante (il y a donc un aspect travail). Il y a donc eu un travail dont l'origine n'est pas une variation de l'energie interne du système. Ensuite il y a la contribution de l'enthalpie qui, il me semble contient l'énergie de la chimie de la réaction et qui, par définition, va contribuer sous forme de chaleur. Chaleur, qui peut soit servir à aciver d'autres réactions, soit chauffer les produits qui à nouveau vont utiliser un peu du réservoir de volume en effectuant une détente (c'est un moteur à explosion que je décris en fait là non ?).

Mon intuition limitée sur la thermo en chimie tend à me dire que l'enthalpie libre contient l'information chimique sur la réaction alors que l'entropie contient des contributions "triviales" en phase gazeuse qui proviennent du nombre de degrés de liberté explorables par les réactifs. Est ce que cette compréhension fait sens ou pas ?