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14 • Équilibres chimiques
et
.
La réaction (2) donne des quantités égales de H 2 et de I 2 , de sorte qu’on a toujours p H2 ϭ p I2 et
que la seconde de ces expressions devient
d’où
ϭ (1,56.10 –2 ) 1/2 et p H2 ϭ 0,125 p HI
D’autre part,
p NH3 ϭ p HI ϩ p H2 ϩ p I2 ϭ p HI ϩ 2 p H2 ϭ p HI ϩ 2 (0,125 p HI ) ϭ 1,250 p HI
et l’expression de K 1 devient :
K 1 ϭ p HI ϫ 1,250 p HI ϭ 1,250
ϭ 1,69 d’où p HI ϭ 1,16 bar
On en déduit :
p NH3 ϭ 1,250 p HI ϭ 1,45 bar
et
p H2 ϭ p I2 ϭ 0,125 p HI ϭ 0,14 bar
La pression totale vaut alors,
p T ϭ 1,45 bar ϩ 1,16 bar ϩ 0,14 bar ϩ 0,14 bar ϭ 2,89 bar
b) La quantité de NH 3 dans le mélange en équilibre,
correspond directement à la quantité d’iodure d’ammonium décomposée (la quantité de HI n’y
correspond plus, puisqu’une partie a participé à la réaction 2).
Lorsque l’équilibre total se sera établi, il restera donc 0,25 mol – 0,09 mol ϭ 0,16 mol d’iodure
d’ammonium, de masse molaire M ϭ 145 g.mol –1 , soit 145 g.mol –1 ϫ 0,16 mol ϭ 23,2 g.
La seule évaluation possible de ces résultats consiste à constater :
• que la pression totale finale trouvée est effectivement supérieure à celle qui correspond à
l’équilibre (1) considéré isolément [Ex. 14.20] ;
• que la consommation d’une partie de l’iodure d’hydrogène dans la réaction (2) a bien pour
effet de déplacer (légèrement) l’équilibre (1) vers la droite : il reste 23,2 g d’iodure d’ammonium solide, au lieu de 24,6 g, [Ex. 14.20] ; les deux coefficients de dissociation sont 0,32 et
0,36.
La différence relativement faible entre les deux situations (en tenant compte de la décomposition
lente de HI ou en n’en tenant pas compte) s’explique par le fait que la constante d’équilibre K 2
est faible, ce qui signifie que HI ne se décompose en H 2 et I 2 que dans une faible proportion.
Ce chapitre offre essentiellement des exemples d’équilibres en phase
gazeuse, mais les chapitres suivants (Chapitres 15, 16 et 17) comportent des
exemples divers d’équilibres en solution.
p H 2 p I 2
×
p HI
2
-------------------- -
K 2
1
64
----- -
1,56.10
–2
=
=
=
p H 2
2
p HI
2
------- -
1,56.10
–2
=
p H 2
p HI
------- -
p HI
2
n NH 3
pV
RT
------ -
1,45.10
5 Pa 3.10
–3 m
3
×
8,314 JK
–1 mol
–1 600 K
×
------------------------------------------------------------ -
0,09 mol
=
=
=
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14 • Équilibres chimiques
et
.
La réaction (2) donne des quantités égales de H 2 et de I 2 , de sorte qu’on a toujours p H2 ϭ p I2 et
que la seconde de ces expressions devient
d’où
ϭ (1,56.10 –2 ) 1/2 et p H2 ϭ 0,125 p HI
D’autre part,
p NH3 ϭ p HI ϩ p H2 ϩ p I2 ϭ p HI ϩ 2 p H2 ϭ p HI ϩ 2 (0,125 p HI ) ϭ 1,250 p HI
et l’expression de K 1 devient :
K 1 ϭ p HI ϫ 1,250 p HI ϭ 1,250
ϭ 1,69 d’où p HI ϭ 1,16 bar
On en déduit :
p NH3 ϭ 1,250 p HI ϭ 1,45 bar
et
p H2 ϭ p I2 ϭ 0,125 p HI ϭ 0,14 bar
La pression totale vaut alors,
p T ϭ 1,45 bar ϩ 1,16 bar ϩ 0,14 bar ϩ 0,14 bar ϭ 2,89 bar
b) La quantité de NH 3 dans le mélange en équilibre,
correspond directement à la quantité d’iodure d’ammonium décomposée (la quantité de HI n’y
correspond plus, puisqu’une partie a participé à la réaction 2).
Lorsque l’équilibre total se sera établi, il restera donc 0,25 mol – 0,09 mol ϭ 0,16 mol d’iodure
d’ammonium, de masse molaire M ϭ 145 g.mol –1 , soit 145 g.mol –1 ϫ 0,16 mol ϭ 23,2 g.
La seule évaluation possible de ces résultats consiste à constater :
• que la pression totale finale trouvée est effectivement supérieure à celle qui correspond à
l’équilibre (1) considéré isolément [Ex. 14.20] ;
• que la consommation d’une partie de l’iodure d’hydrogène dans la réaction (2) a bien pour
effet de déplacer (légèrement) l’équilibre (1) vers la droite : il reste 23,2 g d’iodure d’ammonium solide, au lieu de 24,6 g, [Ex. 14.20] ; les deux coefficients de dissociation sont 0,32 et
0,36.
La différence relativement faible entre les deux situations (en tenant compte de la décomposition
lente de HI ou en n’en tenant pas compte) s’explique par le fait que la constante d’équilibre K 2
est faible, ce qui signifie que HI ne se décompose en H 2 et I 2 que dans une faible proportion.
Ce chapitre offre essentiellement des exemples d’équilibres en phase
gazeuse, mais les chapitres suivants (Chapitres 15, 16 et 17) comportent des
exemples divers d’équilibres en solution.
p H 2 p I 2
×
p HI
2
-------------------- -
K 2
1
64
----- -
1,56.10
–2
=
=
=
p H 2
2
p HI
2
------- -
1,56.10
–2
=
p H 2
p HI
------- -
p HI
2
n NH 3
pV
RT
------ -
1,45.10
5 Pa 3.10
–3 m
3
×
8,314 JK
–1 mol
–1 600 K
×
------------------------------------------------------------ -
0,09 mol
=
=
=
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