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Équilibre chimique

Jusqu'en 1803, les scientifiques pensaient que toutes les réactions étaient irréversibles. Supposons que tu veuilles faire cuire un œuf. Tu le places dans une casserole d'eau bouillante et tu le laisses mijoter pendant quelques minutes. Lorsque tu reviens, l'œuf précédemment liquide est devenu solide et est prêt à être mangé. Mais le fait de refroidir l'œuf, – par exemple en le congelant — , ne le ramène pas à sa forme liquide brute. Les scientifiques pensaient que c'était le cas pour toutes les réactions.

Cependant, en 1803, Claude Louis Berthollet a observé la formation de cristaux de sel au bord d'un lac salé en Égypte. Il a remarqué que c'était l'inverse d'une réaction courante, dans laquelle le carbonate de sodium et le chlorure de calcium réagissaient pour produire du chlorure de sodium et du carbonate de calcium. Il a émis l'hypothèse que certaines réactions pouvaient effectivement s'inverser. Ces réactions sont connues sous le nom de réactions réversibles. Si tu laisses une réaction réversible dans un récipient hermétique, elle finira par former ce que l'on appelle un état d'équilibre.

  • Cet article porte sur l'équilibre chimique.
  • Nous commencerons par expliquer ce que sont les réactions réversibles et explorerons les différents types d'équilibres chimiques.
  • Nous aborderons ensuite le principe de Le Châtelier et les facteurs qui affectent l'équilibre.
  • Nous examinerons ensuite des exemples d'utilisation des réactions réversibles dans l'industrie.
  • Enfin, nous discuterons des constantes d'équilibre, en mettant l'accent sur Kc et Kp.

Réaction chimique

Réaction totale : réaction complète

De nombreuses réactions sont irréversibles. Il suffit de mettre les réactifs ensembles, de leur fournir suffisamment d'énergie et de leur offrir les bonnes conditions pour qu'ils réagissent et forment de nouveaux produits. Si tu mélanges ces produits, il ne se passera rien - il n'y aura pas d'autre réaction. C'est comme conduire dans une rue à sens unique.

Réaction réversible

Mais certaines réactions sont réversibles. Cela signifie que dans des conditions légèrement différentes, les produits de la réaction peuvent réagir à nouveau pour reformer les réactifs d'origine. Dans ce cas, la rue est à double sens : on peut la parcourir dans les deux sens.

Une réaction réversible est une réaction dans laquelle les produits peuvent réagir pour reformer les réactifs.

Nous montrons les réactions réversibles à l'aide de demi-flèches : ⇋. Lorsqu'on écrit des réactions réversibles, on dit que la réaction allant de gauche à droite, c'est-à-dire des réactifs vers les produits, est la réaction directe. La réaction allant de droite à gauche, des produits vers les réactifs, est la réaction inverse. Il est ainsi plus facile de distinguer les deux réactions. Cependant, on pourrait tout aussi bien écrire l'équation dans l'autre sens ! Regarde l'exemple ci-dessous :

En allant de gauche à droite, . C'est la réaction directe.

En allant de droite à gauche, . C'est la réaction inverse.

Mais on peut aussi inverser l'équation :

Maintenant, c'est la réaction en avant et c'est la réaction en arrière !

Équilibre dynamique

Si on les laisse tranquilles dans un système fermé, les réactions réversibles atteignent un état d'équilibre chimique dynamique. Nous appelons souvent cela un équilibre pour faire court - les autres chimistes sauront de quoi il s'agit.

L'équilibre chimique est un état d'une réaction chimique dans lequel les vitesses des réactions en avant et en arrière sont égales et les concentrations des réactifs et des produits ne changent pas. Il est également connu sous le nom d'équilibre dynamique.

Un équilibre chimique dynamique présente deux caractéristiques déterminantes :

  • Les vitesses des réactions en avant et en arrière sont égales.
  • Les concentrations des réactifs et des produits restent les mêmes.

Revenons à notre exemple :

Dans un état d'équilibre dynamique, A et B réagissent pour former C et D. En même temps, C et D réagissent pour former A et B. Quelle que soit la quantité de C et D produite, elle est utilisée pour refaire A et B ; la même quantité de A et B est ensuite réutilisée pour faire C et D une fois de plus. Ce processus est continu. Globalement, les concentrations de A, B, C et D restent constantes. Cette réaction réversible a atteint l'équilibre dynamique.

Types d'équilibre chimique

Il existe deux types différents d'équilibre chimique que tu dois connaître.

  • L'équilibre homogène
  • L'équilibre hétérogène

Équilibre homogène

Le mot homogène vient des mots grecs homos, qui signifie "le même", et genos, qui signifie "race" ou "type". Dans un équilibre homogène, toutes les espèces présentes sont dans le même état. Par exemple, elles peuvent toutes être liquides, aqueuses ou gazeuses.

Le procédé Haber en est un exemple. Il est utilisé pour fabriquer de l'ammoniac. Les gaz azote et hydrogène réagissent pour produire de l'ammoniac, qui est également à l'état gazeux :

Équilibre hétérogène

Le terme "hétérogène" est également basé sur la langue grecque, mais il provient cette fois du mot "heteros", qui signifie "autre". Dans un équilibre hétérogène, les espèces présentes se trouvent dans plusieurs états différents.

La décomposition du carbonate de calcium solide en est un exemple. Celui-ci se décompose en oxyde de calcium, un autre solide, et en dioxyde de carbone, un gaz :

L'équilibre chimique et le principe de Le Châtelier

Le Châtelier était un chimiste français célèbre pour ses travaux sur les équilibres chimiques. Il a proposé un principe pour expliquer comment les systèmes en équilibre dynamique répondent à des conditions changeantes.

Le principe de Le Châtelier énonce que si les conditions d'un équilibre dynamique dans un système fermé changent, la position de l'équilibre se déplace pour contrebalancer le changement.

Nous savons que si tu prends n'importe quelle réaction réversible et que tu la laisses dans un récipient fermé pendant suffisamment longtemps, elle atteindra un équilibre chimique dynamique. Les vitesses des réactions en avant et en arrière sont les mêmes, et les concentrations des produits et des réactifs restent constantes. Cependant, Le Châtelier affirme que si nous changeons les conditions à l'intérieur du récipient, nous pouvons modifier les vitesses des deux réactions. Par exemple, nous pouvons augmenter la température, ce qui peut favoriser la réaction en avant. Ou nous pouvons augmenter la pression, ce qui peut favoriser la réaction en arrière. Cela s'appelle : "déplacer la position de l'équilibre". Si nous déplaçons l'équilibre vers la droite, nous disons que l'équilibre favorise la réaction vers l'avant. Si nous le déplaçons vers la gauche, nous disons qu'il favorise la réaction en arrière.

Cependant, le changement de vitesse n'est pas aléatoire. Le système en équilibre essaie toujours de réduire l'impact du changement de conditions.

  • L'augmentation de la température favorise la réaction endothermique. Cela s'explique par le fait que la réaction endothermique absorbe un excès de chaleur.
  • L'augmentation de la pression favorise la réaction qui produit le moins de moles de gaz. En effet, tous les gaz occupent le même volume à la même température et à la même pression, et le fait d'avoir moins de molécules de gaz dans un récipient réduit la pression.
  • L'augmentation de la concentration de l'un des réactifs favorise la réaction directe. Cela s'explique par le fait que la réaction en avant utilise une partie du réactif en excès.
  • L'ajout d'un catalyseur ne change pas la position de l'équilibre. Cela est dû au fait que les catalyseurs accélèrent la vitesse globale de la réaction - ils ne favorisent pas une réaction particulière.

Le principe de Le Châtelier est utile car il nous permet d'influencer le rendement d'une réaction réversible. Voyons quelques exemples concrets.

Équilibre : équation chimique

Il existe de nombreux exemples de systèmes à l'équilibre. Nous allons nous concentrer sur trois d'entre eux en particulier :

  • la production de méthanol
  • La production d'éthanol
  • La production d'ammoniac

Mais avant de nous plonger dans ces processus, il faut comprendre les conditions de compromis.

Les conditions de compromis sont des conditions qui ne donnent pas nécessairement le meilleur rendement du produit, mais qui sont les plus économiques lorsqu'il s'agit d'équilibrer des facteurs comme le coût et la vitesse de réaction.

Reprenons notre réaction générale impliquant A, B, C et D. Nous voulons maximiser le rendement du produit. Nous voulons maximiser notre rendement en C et D. Disons que la réaction en avant est exothermique. Selon le principe de Le Châtelier, cela signifie que l'abaissement de la température augmente la vitesse de la réaction vers l'avant - le système va favoriser la réaction exothermique afin d'essayer de produire de la chaleur supplémentaire. Cela va donc augmenter notre rendement en C et D.

Cependant, la réduction de la température ralentit la vitesse globale de la réaction et réduit donc notre rendement. Alors qu'une température basse peut produire beaucoup de C et de D, une température élevée entraîne un taux de réaction globalement plus rapide. On utilise plutôt une température moyenne. Elle prend en compte à la fois le rendement et la vitesse de réaction et nous donne en fait plus de C et de D qu'avec une température basse - simplement parce que la vitesse de réaction est plus élevée. C'est un exemple de condition de compromis.

Réaction équilibrée

Examinons maintenant plus spécifiquement les exemples mentionnés ci-dessus.

Production de méthanol

Voici l'équation pour la production de méthanol :

Note les conditions suivantes :

  • La réaction en avant est exothermique. Cela signifie qu'une température plus basse favorise la réaction en avant et augmente le rendement en méthanol. Cependant, une température basse ralentit la vitesse de la réaction et donc une température de compromis de 500 Kelvin est utilisée.
  • La réaction directe produit moins de moles de gaz. Cela signifie qu'une pression plus élevée favorise la réaction directe et augmente le rendement en méthanol. Cependant, le maintien d'une pression élevée est coûteux, c'est pourquoi on utilise une pression de compromis de 10 000 kPa.
  • Nous utilisons un catalyseur en cuivre pour augmenter la vitesse globale de la réaction.

Production d'éthanol

Les conditions de production industrielle d'éthanol sont très similaires à celles de la production de méthanol. Voici l'équation et les conditions :

  • La réaction en avant est exothermique. Cela signifie qu'une température plus basse favorise la réaction en avant et augmente le rendement en éthanol. Cependant, une température basse ralentit la vitesse de la réaction et on utilise donc une température de compromis de 570 Kelvin.
  • La réaction directe produit moins de moles de gaz. Cela signifie qu'une pression plus élevée favorise la réaction en avant et augmente le rendement en éthanol. Cependant, le maintien d'une pression élevée est coûteux, c'est pourquoi on utilise une pression de compromis de 6 500 kPa.
  • Nous utilisons un catalyseur à base d'acide phosphorique pour augmenter la vitesse globale de la réaction.
  • L'ajout d'un excès de vapeur déplace l'équilibre vers la droite et augmente le rendement en éthanol. Cependant, un excès de vapeur dilue le catalyseur et ralentit donc la vitesse de réaction. Au contraire, l'éthanol est éliminé au fur et à mesure de sa formation, ce qui diminue sa concentration et favorise donc la réaction en avant.

Production d'ammoniac

L'ammoniac est produit industriellement à l'aide du procédé Haber. Là encore, ses conditions suivent les mêmes principes que la production de méthanol et d'éthanol. Voici l'équation :

Note ce qui suit :

  • La réaction en avant est exothermique. Cela signifie qu'une température plus basse favorise la réaction en avant et augmente le rendement de l'ammoniac. Cependant, une température basse ralentit la vitesse de la réaction et donc une température de compromis de 670 K est utilisée.
  • La réaction directe produit moins de moles de gaz. Cela signifie qu'une pression plus élevée favorise la réaction directe et augmente le rendement en ammoniac. Cependant, le maintien d'une pression élevée est coûteux et on utilise donc une pression de compromis de 20 000 kPa.
  • Nous utilisons un catalyseur en fer pour augmenter la vitesse globale de la réaction.

L'ammoniac est éliminé au fur et à mesure de sa formation, ce qui diminue sa concentration et favorise donc la réaction directe.

Résumé

Voici un tableau pratique pour vous aider à comparer les trois processus :

Équilibre chimique production du méthanol ,éthanol et ammoniac StudySmarterFig. 1- Un tableau comparant la production de méthanol, d'éthanol et d'ammoniac

Tu peux en savoir plus sur le principe de Le Châtelier et la façon dont il s'applique à ces trois processus industriels dans le Principe de Le Châtelier.

Constantes d'équilibre

Enfin, jetons un coup d'œil aux constantes d'équilibre.

Les constantes d'équilibre sont des valeurs qui comparent la quantité de produits d'une réaction à l'équilibre à la quantité de réactifs.

Il est important de noter que pour une réaction à l'équilibre donnée, à une certaine température, les constantes d'équilibre sont toujours les mêmes. Reprenons notre réaction générale impliquant A, B, C et D. Quelle que soit la quantité de A et B utilisée au départ, si la température reste la même, nous obtiendrons toujours la même constante d'équilibre. Cela signifie que nous obtiendrons toujours le même rapport entre C et D et A et B. Cela fonctionne également dans l'autre sens : même si nous commençons avec seulement C et D, sans A ni B, nous obtiendrons la même constante d'équilibre.

Les constantes d'équilibre peuvent être affectées par la température, mais elles ne sont pas affectées par des variables telles que la concentration et la pression.

Types de constantes d'équilibre

Il existe quelques types différents de constantes d'équilibre :

  • Kc
  • Kp
  • Ke
  • Ka
  • Kb

Kc

Kc est une constante d'équilibre impliquant la concentration. On utilise Kc lorsque l'on a des équilibres contenant des espèces gazeuses ou aqueuses.

Voici l'équation de Kc. Elle peut sembler un peu compliquée, mais ne t'inquiète pas, nous allons l'expliquer dans une seconde :

Pour la réaction

Qu'est-ce que tout cela signifie ? Eh bien, les crochets représentent la concentration, donc [A]eqma signifie la concentration de A à l'équilibre, élevée à la puissance de a.

Qu'est-ce que a ?

Regarde l'équation générale.

a est le rapport molaire de A. Donc, si nous avons deux moles de A dans l'équation, et que la concentration de A à l'équilibre est de 0,5 mol dm-3, [A]aeqm = 0,52.

Pour calculer Kc, nous trouvons une valeur similaire pour chacun de nos produits et nous les multiplions ensemble. Nous trouvons ensuite des valeurs similaires pour chacun de nos réactifs et les multiplions ensemble. On divise ensuite la valeur du produit par la valeur du réactif pour trouver Kc.

Voici un exemple.

Prenons l'équation E(aq) + 2F(aq) ⇌ 2G(aq). Disons qu'à l'équilibre, les concentrations de E, F et G sont respectivement de 0,2, 0,3 et 0,4 mol dm-3.

Trouve Kc.

En utilisant les concentrations à l'équilibre qui nous ont été données, l'équation pour Kc ressemble à ceci :

Équilibre chimique : calcul de Kc StudySmarterCalculer Kc

Les unités de Kc varient d'une réaction à l'autre. Consulte la rubrique Constantes d'équilibre pour savoir comment les calculer. Tu trouveras également des exemples de calcul de Kc pour différentes réactions, ainsi que l'équation Kc pour les équilibres hétérogènes.

Kp

Kp est très similaire à Kc. Cependant, au lieu des concentrations d'équilibre, il utilise les pressions partielles d'équilibre.

La pression partielle est la pression qu'un gaz exercerait s'il occupait seul un récipient.

Pour calculer la pression partielle d'un gaz, il faut en connaître la fraction molaire. On peut la trouver en divisant le nombre de moles du gaz à l'équilibre par le nombre total de toutes les moles de gaz dans le système. Multiplie ensuite la fraction molaire par la pression totale du système pour obtenir la pression partielle du gaz. Une fois que tous les gaz présents ont été pris en compte, on peut calculer Kp.


Le Kp répond à l'équation suivante :

Pour la réaction Équilibre chimique :

Ici, représente la pression partielle du gaz A à l'équilibre - pour plus de facilité, nous avons laissé le signe eqm de côté.

Prenons un exemple.

Prenons l'équation :

À l'équilibre, nous avons 1,5 moles de H, 1,5 moles de I, 3 moles de J et 2 moles de K. La pression totale du système est de 400 KPa.

Trouve la valeur de Kp pour le système.

Voici comment tu dois calculer Kp :

Équilibre chimique : calcul de Kp StudySmarterCalculer Kp

Kc est en fait lié à Kp par l'équation . Celle-ci est dérivée de la loi des gaz idéaux. Ici, R représente la constante des gaz, T représente la température en Kelvin, et représente le changement du nombre de moles dans l'équation originale.

Tu peux en savoir plus sur la loi des gaz parfaits.

Ici, Kp est sans unité. Comme pour Kc, les unités dépendent de la réaction individuelle. Pour en savoir plus, consulte la rubrique Constante d'équilibre Kp. Tu pourras également utiliser d'autres exemples.

Ke, Ka et Kb

Ke, Ka et Kb sont des constantes d'équilibre qui impliquent la dissociation des molécules en ions en solution. Les molécules ne se dissocient que partiellement, ce qui signifie que le système forme un équilibre dynamique.

  • Ke s'intéresse à la dissociation des molécules d'eau en ions H+ et OH-.
  • Ka étudie la dissociation des molécules d'acide faible en ions H+ et A-.
  • Kb s'intéresse à la dissociation des molécules de base faible en ions BH+ et OH-.

Leurs équations sont dérivées de Kc. Cependant, nous ignorons certains des termes de ces équations. En effet, ils sont si grands qu'ils sont pratiquement constants et écrasent les autres valeurs.

Pour l'eau :

Comme précédemment, les crochets représentent la concentration. N'oublie pas d'utiliser la concentration à l'équilibre - nous avons laissé de côté le symbole eqm pour simplifier l'équation. Ici, tu dois également omettre la concentration de l'eau. Étant donné que l'eau ne se dissocie que partiellement en ions, la concentration de l'eau est une valeur très élevée et est donc presque constante, nous pouvons donc l'ignorer.

Pour les acides faibles :

Et enfin, pour les bases faibles :

Les articles Le produit ionique de l'eau et Acides et bases faibles te permettront d'approfondir les notions de Ke, Ka et Kb.

Équilibre chimique - points clés

  • L'équilibre chimique est un état d'une réaction chimique dans lequel les vitesses des réactions en avant et en arrière sont égales et les concentrations des réactifs et des produits ne changent pas. Il est également connu sous le nom d'équilibre dynamique.
  • Les types d'équilibre chimique comprennent l'équilibre homogène et l'équilibre hétérogène. Dans un équilibre homogène, toutes les espèces sont dans le même état. Dans un équilibre hétérogène, les espèces sont dans des états différents.
  • De nombreuses réactions industrielles à l'équilibre utilisent des conditions de compromis pour équilibrer le coût et le rendement. Parmi les exemples de réactions d'équilibre dans l'industrie, citons la production de méthanol, d'éthanol et d'ammoniac.
  • Les constantes d'équilibre comparent la quantité de produits à la quantité de réactifs dans un système à l'équilibre. Elles sont affectées par la température mais pas par des variables telles que la concentration et la pression. Les exemples incluent Kc et Kp.

Questions fréquemment posées en Équilibre chimique

Pour calculer un équilibre chimique, il faut:

  1. utiliser les concentrations (ou les pressions partielles) à l'équilibre.
  2. mettre les produits au numérateur.
  3. mettre les réactifs au dénominateur.
  4. utiliser les coefficients de l'équation chimique équilibrée comme exposants.

L’état d'équilibre d'un système réactionnel est caractérisé par une réaction réversible qui a lieu simultanément dans le sens direct et dans le sens inverse. Il se caractérise aussi par une constante, appelée constante d'équilibre, définie par la loi d'action de masse.

Les équations chimiques équilibrées présentent le même nombre d'atomes d'éléments différents dans les réactifs comme dans les produits.

L'état d'équilibre est un état d'une réaction chimique dans lequel les vitesses des réactions en avant et en arrière sont égales et les concentrations des réactifs et des produits ne changent pas. Il est également connu sous le nom d'équilibre dynamique.

Questionnaire final de Équilibre chimique

Question

Quelles sont les deux caractéristiques d'un équilibre dynamique ?

Montrer la réponse

Réponse

  • La vitesse des réactions en avant et en arrière est égale.
  • Les concentrations des produits et des réactifs restent les mêmes.


Montrer la question

Question

Quels sont les deux types d'équilibre chimique ? 

Montrer la réponse

Réponse

Solide

Montrer la question

Question

Qu'est-ce qu'un équilibre homogène ?

Montrer la réponse

Réponse

Un équilibre dans lequel toutes les espèces présentes sont dans le même état.

Montrer la question

Question

Qu'est-ce qu'un équilibre hétérogène ?

Montrer la réponse

Réponse

Un équilibre dans lequel les espèces présentes sont dans des états différents. 

Montrer la question

Question

Qu'est-ce que le principe de Le Châtelier ?

Montrer la réponse

Réponse

Il s'agit d'une explication de la manière dont les systèmes en équilibre dynamique réagissent aux changements de conditions. Il indique que si les conditions d'un équilibre dynamique dans un système fermé changent, la position de l'équilibre se déplace pour contrebalancer le changement. 

Montrer la question

Question

Le déplacement de la position d'équilibre vers la droite signifie que l'équilibre favorise ______.

Montrer la réponse

Réponse

La réaction à contre-sens.

Montrer la question

Question

Selon le principe de Le Châtelier, l'augmentation de la température d'un équilibre dynamique favorise la réaction _____.

Montrer la réponse

Réponse

Exothermique

Montrer la question

Question

Selon le principe de Le Châtelier, l'augmentation de la concentration des réactifs favorise ______.


Montrer la réponse

Réponse

La réaction à contre-sens.

Montrer la question

Question

Selon le principe de Le Châtelier, l'augmentation de la pression favorise ______.

Montrer la réponse

Réponse

La réaction qui produit le plus de moles de gaz.

Montrer la question

Question

Selon le principe de Le Châtelier, l'ajout d'un catalyseur favorise _____.

Montrer la réponse

Réponse

Les deux réactions de manière égale.

Montrer la question

Question

Quelles sont les conditions de compromis ?

Montrer la réponse

Réponse

Des conditions qui ne donnent pas nécessairement le meilleur rendement du produit, mais qui sont les plus économiques lorsqu'il s'agit d'équilibrer des facteurs comme le coût et la vitesse de réaction. 



Montrer la question

Question

Que produit le procédé Haber ?

Montrer la réponse

Réponse

Ammoniac

Montrer la question

Question

Que représente Kc ?

Montrer la réponse

Réponse

Une constante d'équilibre qui utilise la variation des concentrations.

Montrer la question

Question

Que représente Kp ?

Montrer la réponse

Réponse

Une constante d'équilibre utilisée dans les réactions impliquant le phosphore.


Montrer la question

Question

Quelles sont les deux caractéristiques d'un équilibre dynamique ?

Montrer la réponse

Réponse

  • La vitesse des réactions en avant et en arrière est égale.
  • Les concentrations des produits et des réactifs restent les mêmes.

Montrer la question

Question

Qu'est-ce qu'une réaction réversible ?

Montrer la réponse

Réponse

Une réaction dans laquelle les produits peuvent réagir pour reformer les réactifs.

Montrer la question

Question

Qu'est-ce que la loi de la conservation de la matière ?

Montrer la réponse

Réponse

"Les atomes ne peuvent être ni créés ni détruits.

Montrer la question

Question

Que sont les coefficients de réaction et que montrent-ils ?


Montrer la réponse

Réponse

Ce sont les gros chiffres que nous mettons devant les formules lorsque nous équilibrons les équations chimiques. Ils indiquent le rapport entre les échantillons qui réagissent et les produits qu'ils forment

Montrer la question

Question

Quels sont les symboles de l'État ? Donne des exemples.

Montrer la réponse

Réponse

Ils nous indiquent dans quel état se trouve un échantillon dans une réaction. 


Exemples de symboles d'état : (l), (g), (s), (aq).

Montrer la question

Question

Qu'est-ce que la dissociation ionique ?

Montrer la réponse

Réponse

Lorsque des composés ioniques dans une solution aqueuse se séparent en leurs ions.

Montrer la question

Question

Quels sont les ions spectateurs ?

Montrer la réponse

Réponse

Les ions spectateurs se dissocient dans une solution mais ne participent pas à une réaction chimique.

Montrer la question

Question

Écris et équilibre l'équation de la combustion du butane. 

Montrer la réponse

Réponse

C4H10 + 13/2O2 4CO2 + 5H2O

Montrer la question

Question

Équilibre la réaction suivante:

SO2 + O2 SO3 

Montrer la réponse

Réponse

2SO2 + O2 2SO3 

Montrer la question

Question

Équilibre la réaction suivante:

Mg + CO2  MgO + C

Montrer la réponse

Réponse

2Mg + CO2  2MgO + C

Montrer la question

Question

Équilibre la réaction suivante :

SO3 + H2 H2SO4

Montrer la réponse

Réponse

SO3 + H2 H2SO4

Montrer la question

Question

Équilibre la reaction suivante :

SiO2 + Mg   MgO + Si

Montrer la réponse

Réponse

SiO2 + 2Mg   2MgO + Si

Montrer la question

Question

Qu'est-ce que les coefficients stœchiométriques ?

Montrer la réponse

Réponse

Les coefficients stœchiométriques sont les chiffres précédant un élément/composé qui indiquent le nombre de moles présentes. Ils indiquent le rapport entre les réactifs et les produits. Ils sont utilisés pour équilibrer les équations.

Montrer la question

Question

Qu'est-ce que la stœchiométrie ?

Montrer la réponse

Réponse

La stœchiométrie est le rapport entre les produits et les réactifs dans une réaction chimique

Montrer la question

Question

Qu'est-ce que le rendement ?

Montrer la réponse

Réponse

Le rendement d'une réaction est la quantité de produit obtenu à partir d'une certaine quantité de réactif(s).

Montrer la question

Question

Qu'est-ce qu'un réactif limitant ?

Montrer la réponse

Réponse

Le réactif limitant est le réactif qui est complètement consommé dans la réaction. Une fois que ce réactif est entièrement consommé, il arrête la réaction et limite donc le produit fabriqué. 

Montrer la question

Question

Quelle est l'équation du gaz parfait et que représente chaque variable ?

Montrer la réponse

Réponse

$$  P V = n R T $$


P=pression

V=volume

n=moles

R=constante des gaz parfaits

T=température

Montrer la question

Question

Vrai ou Faux : Le rendement expérimental est calculé à l'aide de l'équation chimique équilibrée.

Montrer la réponse

Réponse

Vrai

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