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LES EQUILIBRES CHIMIQUES
1.1. DEFINITION Lorsqu'on mélange deux réactifs pouvant réagir l'un sur l'autre on aboutit à des produits de réaction de façon plus ou moins complète.
1.1.1. Réaction totale On parle de réaction totale (notée →), quand, au cours d'un processus chimique, les réactifs réagissent les uns sur les autres jusqu'à épuisement du réactif minoritaire encore appelé réactif limitant. aA
+
→
bB
cC
+
dD
Etat initial
nA
nB
0
0
Etat Final
nA - a.x
nB - b.x
c.x
d.x
A t = ∞, si A était initialement le réactif limitant, il aura complètement disparu, c'est a dire n que nA - a.x = 0 et donc x = A . a x est, ici, le degré avancement de la réaction et est exprimé en nombre de moles.
Remarque : Si les réactifs sont introduits en quantité stoechiométrique, Ils auront complètement disparu en fin de réaction et seront transformés intégralement en produits de réaction.
Exemples de réactions totales : - neutralisation d'un acide Fort par une base Forte - Combustion de l'hydrogène et de l'oxygène : on mélange les deux gaz dans des proportions stoechiométriques : 1 mole Hydrogène + ½ mole O2, il ne se passe rien. En présence d’une flamme, il se produit une explosion, la réaction est très rapide et totale (l'état défini à t = ∞ peut ainsi être atteint en un temps très court). H2 (g)
1.1.2.
+
½ O2 (g)
→
H2O (g)
Etat initial
1
1/2
0
Etat quelconque
1-x
1/2 - x/2
x
Etat Final
0
0
1
Réactions équilibrées
Un équilibre chimique (noté
) est caractérisé par une réaction directe et une réaction
en sens inverse. Le milieu réactionnel évolue alors vers un mélange de tous les réactifs et de tous les produits. Sans intervention extérieure, le système a alors une composition qui n'évolue plus. Cet état est alors appelé "état d'équilibre".
Exemple de réactions équilibrées
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