Lors de sa constitution, un système chimique peut évoluer ou rester dans l’état initial. L’objectif de ce document est de comprendre que l’absence d’évolution peut correspondre à des situations très diverses.
Documents
Des évolutions trop limitées
Certaines des réactions chimiques que l’on peut envisager pour un système ne peuvent pas être observées, car leur constante d’équilibre est bien trop petite.
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La réaction entre les ions zinc (II) et le cuivre dont l’équation s’écrit : $$\ce{ Cu (s) + Zn^{2+} (aq) <=> Cu^{2+} (aq) + Zn(s) }$$ Sa constante d’équilibre $K$ vaut $5.10^{-38}$ à 25 C.
Lorsqu’on introduit de la tournure de cuivre dans une solution de sulfate de zinc (II) à $\pu{1 mol.L-1}$, on n’observe aucun de dépôt métallique de zinc. Le système constitué initialement par les ions zinc (II) et le cuivre n’évolue pas ; le taux d’avancement de la réaction à l’équilibre est extrêmement faible.
En revanche, une lame de zinc plongée dans une solution de sulfate de cuivre se recouvre spontanément d’un dépôt rouge de cuivre : l’évolution de ce système en sens inverse de l’écriture est ici favorisée.
Il existe de nombreux systèmes chimiques pour lesquels on ne semble observer qu’un seul sens d’évolution.
Lorsque la constante d’équilibre associée à l’équation de la réaction envisagée est très faible, $K < 10^{-10}$ par exemple, le critère d’évolution permet de prévoir que le taux d’avancement de la réaction est trop faible pour que l’évolution dans le sens direct soit observable.
Des évolutions trop lentes
On peut ne pas observer l’évolution spontanée pour un système alors que celle-ci est prévue par le critère d’évolution en raison d’un blocage cinétique.
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Ainsi, à 25 °C, la constante d’équilibre de la réaction d’équation : $$\ce{ 2 H2O2 (aq) <=> 2 H2O (l) + O2 (g)}$$ vaut $K’’= \pu{9e36}$. On peut donc prévoir la décomposition spontanée d’une solution de péroxyde d’hydrogène, ou eau oxygénée.
Cependant, l’eau oxygénée peut être conservée très longtemps, sa vitesse de décomposition étant extrêmement faible. Il suffit, en revanche, d’ajouter à de l’eau oxygénée, des ions fer (III) ou du platine pour observer un important dégagement de dioxygène. Il en est de même si le flacon est violemment éclairé ou imprudemment chauffé.
Cette situation de blocage cinétique se retrouve pour de l’eau de Javel, les solutions de permanganate de potassium, de sulfate de cérium (IV)...
Travail à réaliser
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Que signifie le terme spontané ?
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Pourquoi parle-t-on de blocage cinétique ?
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Qu’est-ce qu’un antiseptique ? En donner deux exemples.
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Peut-on prévoir une évolution pour le système constitué par du cuivre métallique en excès et un volume $V = \pu{100 mL}$ de solution contenant des ions $\ce{Zn^{2+}}$ à $\pu{1 mol.L-1}$.
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Que vaudrait le quotient de réaction à l’équilibre ?
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Sachant que la concentration finale en ions $\ce{Zn^{2+}}$ est quasiment égale à la concentration initiale, que vaut à l’équilibre la concentration en ions $\ce{Cu^{2+}}$ ?
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Quel est le nombre d’ions $\ce{Cu^{2+}}$ présents dans les $\pu{100 mL}$ de solution. Que penser de ce résultat ?
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À l’aide de $K$, calculer la constante d’équilibre de la réaction faite en sens inverse.
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Peut-on prévoir une évolution pour le système constitué par du zinc métallique en excès et un volume $V = \pu{100 mL}$ de solution contenant des ions $\ce{Cu^{2+}}$ à la concentration de $\pu{1 mol.L-1}$ ?
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Que vaudrait le quotient de réaction à l’équilibre ?
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Dans ces conditions, que vaudraient à l’équilibre les concentrations en ions $\ce{Zn^{2+}}$ et en ions $\ce{Cu^{2+}}$ ?
Que peut-on dire d’une telle réaction ? -
Quel est le rôle joué par le platine dans la décomposition de l’eau oxygénée ?