Exercices: Contrôle de l’évolution des systèmes chimiques
Chimie – 2ème BAC Sciences Physiques SPC
Exercice 1: Calcul de constante d’équilibre
À 25°C, pour la réaction N₂O₄(g) ⇄ 2NO₂(g), les concentrations à l’équilibre sont [N₂O₄] = 0,04 mol/L et [NO₂] = 0,16 mol/L.
1. Calculez la constante d’équilibre K.
2. Dans quel sens évoluera le système si on ajoute du NO₂ pour porter sa concentration à 0,20 mol/L?
\[ K = \frac{[NO₂]²}{[N₂O₄]} \]
Correction
1. K = (0,16)²/0,04 = 0,64
2. Q = (0,20)²/0,04 = 1 > K → système évolue vers les réactifs (sens inverse)
Exercice 2: Principe de Le Chatelier
Considérons l’équilibre endothermique: CaCO₃(s) ⇄ CaO(s) + CO₂(g)
Indiquez l’effet sur la position d’équilibre pour chaque modification:
1. Augmentation de température
2. Diminution du volume
3. Ajout de CaCO₃
Correction
1. Endothermique → ↑T favorise produits (droite)
2. ↓V augmente P → vers moins de moles gazeuses (gauche)
3. Aucun effet (solide pur)
Exercice 3: Synthèse de l’ammoniac
Pour N₂(g) + 3H₂(g) ⇄ 2NH₃(g) ΔH = -92 kJ
Expliquez pourquoi on utilise en industrie:
1. Une pression élevée (~200 atm)
2. Une température modérée (~450°C)
3. Un catalyseur (fer)
Correction
1. Pression élevée favorise NH₃ (4 moles → 2 moles)
2. Compromis: basse T favorise NH₃ (exothermique) mais ralentit réaction
3. Catalyseur accélère l’atteinte de l’équilibre sans le déplacer
Exercice 4: Calcul de rendement
Pour 2SO₂(g) + O₂(g) ⇄ 2SO₃(g), K = 1,7×10²⁶ à 25°C.
1. Calculez le rendement théorique à l’équilibre si on part de 2 mol SO₂ et 1 mol O₂.
2. Pourquoi utilise-t-on en industrie une température plus élevée (~450°C)?
\[ K = \frac{[SO₃]²}{[SO₂]²[O₂]} \]
Correction
1. K très élevé → réaction quasi totale. Rendement ≈ 100%
2. Pour augmenter la vitesse de réaction (même si cela diminue légèrement le rendement)
Exercice 5: Influence de la température
Pour l’équilibre PCl₅(g) ⇄ PCl₃(g) + Cl₂(g) ΔH > 0
1. Comment évolue K si on augmente la température?
2. Quelle est la couleur du mélange à l’équilibre si PCl₅ est incolore et PCl₃ jaune?
3. Comment évolue la couleur si on chauffe?
Correction
1. Réaction endothermique → ↑T augmente K (favorise produits)
2. Jaune pâle (mélange des deux)
3. Devient plus jaune (plus de PCl₃ formé)
Exercice 6: Évolution spontanée
Pour H₂(g) + I₂(g) ⇄ 2HI(g), K = 54 à 425°C.
Dans un réacteur à 425°C, on introduit 0,5 mol/L de H₂, 0,5 mol/L de I₂ et 2 mol/L de HI.
1. Calculez Q et déterminez le sens d’évolution.
2. Vers quelles concentrations finales tend le système?
\[ Q = \frac{[HI]²}{[H₂][I₂]} \]
Correction
1. Q = (2)²/(0,5×0,5) = 16 < K → évolution vers produits (droite)
2. Le système évolue vers [HI]↑ et [H₂]=[I₂]↓ jusqu’à Q = K
Exercice 7: Effet de la pression
Considérons l’équilibre: 2NO₂(g) ⇄ N₂O₄(g) ΔH < 0
Indiquez l’effet sur l’équilibre et la couleur (NO₂ brun, N₂O₄ incolore):
1. Augmentation de pression à T constante
2. Augmentation de température à P constante
Correction
1. ↑P favorise N₂O₄ (moins de moles) → couleur plus pâle
2. ↑T favorise NO₂ (endothermique) → couleur plus foncée
Exercice 8: Solubilité et température
La dissolution du KCl dans l’eau est endothermique: KCl(s) ⇄ K⁺(aq) + Cl⁻(aq) ΔH > 0
1. Comment évolue la solubilité si on chauffe?
2. Que se passe-t-il si on refroidit une solution saturée?
Correction
1. ↑T favorise dissolution (endothermique) → solubilité augmente
2. La solution devient sursaturée → précipitation de KCl
Exercice 9: Catalyse et équilibre
Pour la réaction 2SO₂(g) + O₂(g) ⇄ 2SO₃(g), on utilise un catalyseur à base de vanadium.
1. Quel est l’effet du catalyseur sur la constante d’équilibre K?
2. Pourquoi l’utilise-t-on en industrie?
3. Comment évolue [SO₃] à l’équilibre avec catalyseur?
Correction
1. Aucun effet sur K (le catalyseur accélère l’atteinte de l’équilibre)
2. Pour atteindre plus rapidement l’équilibre (gain de temps et d’énergie)
3. [SO₃] reste la même (même position d’équilibre)
Exercice 10: Problème synthèse
On étudie l’équilibre: CO(g) + 2H₂(g) ⇄ CH₃OH(g) ΔH < 0
1. Calculez K si à l’équilibre: [CO] = 0,1 M, [H₂] = 0,2 M, [CH₃OH] = 0,3 M
2. Quel est l’effet d’une augmentation de pression?
3. Pourquoi utilise-t-on T ≈ 250°C en industrie?
4. Que se passe-t-il si on retire du CH₃OH?
Correction
1. K = [CH₃OH]/([CO][H₂]²) = 0,3/(0,1×0,2²) = 75
2. ↑P favorise CH₃OH (3 moles → 1 mole)
3. Compromis: basse T favorise CH₃OH (exothermique) mais catalyseur nécessite T modérée
4. Système évolue vers produits pour compenser (droite)
