À propos de cette expérience
Explorez une réaction gazeuse réversible entre le N₂O₄ pâle et le NO₂ brun. Dans ce modèle endothermique, le chauffage favorise la dissociation, tandis que la compression favorise le côté qui comporte le moins de molécules gazeuses. Comparez les deux vitesses de réaction : à l’équilibre dynamique, elles deviennent égales, même si les deux réactions se poursuivent. Chaque changement de paramètre lance une nouvelle simulation à partir des quantités initiales sélectionnées.
Objectifs pédagogiques
- Distinguer l’équilibre dynamique d’une réaction qui s’est arrêtée
- Prévoir les effets de la température, du volume et de la concentration initiale sur la composition à l’équilibre
- Reliez les vitesses de réaction directe et inverse, égales à l’équilibre, au quotient des concentrations à l’équilibre.
- Appliquez le principe de Le Chatelier aux variations de température et de volume
- Expliquez pourquoi une variation du volume ne modifie pas Kc, mais modifie les quantités à l’équilibre
Comment l’utiliser
- 1Effectuez la simulation à 298 K et 1 L jusqu’à ce que les deux valeurs de vitesse se rapprochent de l’égalité. Comparez les deux concentrations.
- 2Augmentez la température à 350 K, lancez la nouvelle simulation et comparez la concentration finale de NO₂ brun et Kc.
- 3À température constante, réduisez le volume et comparez les quantités finales, les concentrations et la pression.
- 4Ajoutez un peu de NO₂ initial à l’aide du curseur de quantité initiale de NO₂ et observez la vitesse initiale de la réaction inverse ainsi que l’approche de l’équilibre.
- 5Réglez le volume sur 5 L et comparez le temps nécessaire pour atteindre l’équilibre avec le cas à 1 L.
Le modèle
Hypothèses
- Le gaz est parfait, bien mélangé et maintenu à une température uniforme et un volume fixe pendant chaque simulation.
- Les paramètres pédagogiques choisis sont Kc = 0.006 mol/L à 298 K, une enthalpie de réaction de 57 kJ/mol et une constante de vitesse de la réaction inverse de 5 L/(mol s). Ils sont donnés à titre illustratif et ne constituent pas un jeu de données expérimentales ajusté.
- La constante de vitesse de la réaction inverse reste fixe, et la constante de la réaction directe vaut kr fois Kc. La solution analytique conserve exactement les équivalents de NO₂.
- Chaque simulation commence avec 0,10 mol de N₂O₄ et la quantité de NO₂ sélectionnée. Les icônes de particules identifient les espèces et ne représentent pas des structures atomiques exactes.
À essayer en classe
- Q1Pourquoi le gaz brun devient-il plus abondant lorsque la température augmente dans ce modèle ?
- Q2La compression réduit-elle nécessairement la concentration finale de NO₂, ou la quantité et la concentration peuvent-elles évoluer différemment ?
- Q3À l’équilibre, pourquoi les deux vitesses de réaction peuvent-elles être positives alors que la variation nette de concentration est nulle ?
- Q4On place dans de l’eau glacée un flacon fermé contenant un gaz brun. Que devient la couleur, et pourquoi ?
- Q5Un catalyseur accélérerait les deux réactions de la même manière. Modifierait-il les concentrations finales ?
Foire aux questions
Une variation de volume modifie-t-elle Kc ?
À température constante, non. Le volume modifie les concentrations et déplace donc les quantités à l’équilibre. Dans le modèle thermodynamique sélectionné, Kc varie avec la température.
Pourquoi le chauffage crée-t-il une nouvelle courbe à partir du temps zéro ?
Les commandes comparent des expériences distinctes en système fermé, à partir des quantités initiales sélectionnées. Elles ne simulent ni une rampe de température ni la compression par un piston au cours d'une seule expérience continue.
Pourquoi prendre N₂O₄ et NO₂ comme exemple ?
C’est une démonstration classique en classe, car le NO₂ est brun et le N₂O₄ presque incolore. Les tubes scellés contenant le mélange gazeux s’assombrissent visiblement dans l’eau chaude et pâlissent dans l’eau glacée, ce qui permet d’observer facilement les déplacements de l’équilibre.