14.22 Prévision de l’état d’équilibre
217
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Exercice 14.22
Si on observe sur une certaine durée l’équilibre
NH 4 I (s)
NH 3 (g) ϩ HI (g)
(1)
établi à 600 K, à partir de 0,25 mol de NH 4 I, dans un réacteur de 3 litres
[Ex. 14.20], on constate une lente variation de la pression totale, due à une
dissociation de l’iodure d’hydrogène ; l’équation stœchiométrique de cette
dissociation s’écrit :
2 HI (g)
H 2 (g) ϩ I 2 (g)
(2)
À 600 K la constante d’équilibre de la réaction (1) est égale à 1,69, et celle de
la réaction (– 1) H 2 ϩ I 2
2 HI est égale à 64 [Ex. 14.19].
a) Vers quelles valeurs d’équilibre les pressions partielles des quatre constituants gazeux et la pression totale tendent-elles ?
b) Vers quelle valeur la masse restante d’iodure d’ammonium tend-elle?
Solution
Analysons méthodiquement la situation (cf. Introduction) :
L’un des produits de la réaction (1) participe par ailleurs, pour son propre compte, à un
autre équilibre (2). On ne peut pas considérer séparément ces deux équilibres, car ils sont interdépendants du fait qu’ils ont un constituant en commun (HI) : la consommation de HI par la
réaction (2), jusqu’à ce qu’elle soit parvenue à un état d’équilibre, provoque un déplacement de
l’équilibre (1) dans le sens 1.
Il est à noter que l’existence de la réaction (2) augmente le nombre de constituants gazeux
(quatre au lieu de trois), mais ne fait pas varier par elle-même la quantité totale de gaz. Cependant, une dissociation supplémentaire de NH 4 I ne peut se traduire que par une augmentation
globale de la quantité de gaz, et donc par une élévation de la pression (puisque V et T sont constants). L’évolution de pression observée est donc une augmentation.
La situation peut se schématiser ainsi :
Pour déterminer les quatre pressions partielles inconnues, on ne dispose a priori que de deux
relations : les deux expressions traduisant l’application de la loi d’action des masses à chacun
des deux équilibres (p HI figurant dans les deux). Il faudra donc chercher à exprimer les relations
particulières pouvant par ailleurs exister entre elles, notamment du fait de la stœchiométrie des
réactions.
Avez-vous remarqué que la constante d’équilibre donnée pour la réaction (2) ne correspond pas
au sens dans lequel elle a lieu initialement ? [Ex. 14.9].
a) On peut écrire :
Æ
Æ
1
– 1
Æ
Æ
1 2
3
Phase gazeuse
NH 3 (g) ϩ HI (g)
1/2(H 2 (g)ϩI 2 (g))
NH 4 I (s) →
→
→
→
4
5
p NH3
p o
---------- -
p HI
p o
------ -
×
K 1
1,69
=
=
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Exercice 14.22
Si on observe sur une certaine durée l’équilibre
NH 4 I (s)
NH 3 (g) ϩ HI (g)
(1)
établi à 600 K, à partir de 0,25 mol de NH 4 I, dans un réacteur de 3 litres
[Ex. 14.20], on constate une lente variation de la pression totale, due à une
dissociation de l’iodure d’hydrogène ; l’équation stœchiométrique de cette
dissociation s’écrit :
2 HI (g)
H 2 (g) ϩ I 2 (g)
(2)
À 600 K la constante d’équilibre de la réaction (1) est égale à 1,69, et celle de
la réaction (– 1) H 2 ϩ I 2
2 HI est égale à 64 [Ex. 14.19].
a) Vers quelles valeurs d’équilibre les pressions partielles des quatre constituants gazeux et la pression totale tendent-elles ?
b) Vers quelle valeur la masse restante d’iodure d’ammonium tend-elle?
Solution
Analysons méthodiquement la situation (cf. Introduction) :
L’un des produits de la réaction (1) participe par ailleurs, pour son propre compte, à un
autre équilibre (2). On ne peut pas considérer séparément ces deux équilibres, car ils sont interdépendants du fait qu’ils ont un constituant en commun (HI) : la consommation de HI par la
réaction (2), jusqu’à ce qu’elle soit parvenue à un état d’équilibre, provoque un déplacement de
l’équilibre (1) dans le sens 1.
Il est à noter que l’existence de la réaction (2) augmente le nombre de constituants gazeux
(quatre au lieu de trois), mais ne fait pas varier par elle-même la quantité totale de gaz. Cependant, une dissociation supplémentaire de NH 4 I ne peut se traduire que par une augmentation
globale de la quantité de gaz, et donc par une élévation de la pression (puisque V et T sont constants). L’évolution de pression observée est donc une augmentation.
La situation peut se schématiser ainsi :
Pour déterminer les quatre pressions partielles inconnues, on ne dispose a priori que de deux
relations : les deux expressions traduisant l’application de la loi d’action des masses à chacun
des deux équilibres (p HI figurant dans les deux). Il faudra donc chercher à exprimer les relations
particulières pouvant par ailleurs exister entre elles, notamment du fait de la stœchiométrie des
réactions.
Avez-vous remarqué que la constante d’équilibre donnée pour la réaction (2) ne correspond pas
au sens dans lequel elle a lieu initialement ? [Ex. 14.9].
a) On peut écrire :
Æ
Æ
1
– 1
Æ
Æ
1 2
3
Phase gazeuse
NH 3 (g) ϩ HI (g)
1/2(H 2 (g)ϩI 2 (g))
NH 4 I (s) →
→
→
→
4
5
p NH3
p o
---------- -
p HI
p o
------ -
×
K 1
1,69
=
=