Équilibre – Séance 1

Un système fermé est un système thermodynamique qui permet le transfert d'énergie à travers ses limites mais ne permet pas l'échange de matière avec son environnement. En d’autres termes, l’énergie peut circuler dans ou hors du système fermé, tandis que la masse totale du système reste constante. Un exemple de système fermé est une casserole d’eau bouillante avec un couvercle. La chaleur peut entrer et sortir de la casserole pour faire bouillir l’eau. La quantité d’eau à l’intérieur du pot reste la même.

Un système ouvert permet à la fois l’échange d’énergie et de matière avec son environnement. En d’autres termes, un système ouvert présente une libre circulation de matière et d’énergie à travers ses frontières. Ces systèmes sont plus courants dans la nature. Elles impliquent souvent des interactions avec l’environnement. Une casserole d’eau bouillante sans couvercle est un exemple de système ouvert. Dans ce cas, les vapeurs d’eau peuvent s’échapper et l’air frais peut entrer. Ainsi, dans ce cas, en plus de l’échange de chaleur, il y a également un échange de matière.

Un système isolé n’échange pas d’énergie ou de matière avec son environnement. Il est entièrement autonome. Il n’y a aucun transfert de chaleur, de travail ou de masse à travers ses limites. Un exemple de système isolé pourrait être un conteneur isolé, parfaitement scellé et rigide, sans interaction avec l’environnement extérieur. Pour un système isolé, la variation de l’énergie interne est nulle. C’est parce qu’il n’y a pas d’échange d’énergie avec l’environnement.

Une réaction réversible est une réaction chimique qui peut se dérouler à la fois dans le sens direct et dans le sens inverse. Cela signifie que les réactifs peuvent former des produits et, en même temps, les produits peuvent réagir pour former les réactifs d'origine. Les réactions réversibles sont indiquées par une double flèche. Cela indique que la réaction peut avoir lieu dans les deux sens.

Les réactions réversibles sont dynamiques. Cela signifie qu’ils passent constamment d’un réactif à un produit, en fonction des conditions. La formation d’eau à partir d’hydrogène gazeux et d’oxygène gazeux est un exemple de réaction réversible. Un autre exemple de réaction réversible est la dissociation du chlorure d’ammonium en gaz ammoniac et en gaz chlorhydrique.

L'équilibre chimique est un état dans lequel les vitesses des réactions directes et inverses sont égales. À l'équilibre, les concentrations de réactifs et de produits restent constantes. Le système ne présente aucun changement macroscopique au fil du temps. Considérons un exemple d’équilibre chimique impliquant la réaction entre le dioxyde d’azote et le tétroxyde de diazote. Dans cette réaction réversible, le tétroxyde de diazote est en équilibre avec le gaz dioxyde d'azote.

Cette réaction peut se dérouler dans le sens direct ou inverse. Dans la réaction directe, le tétroxyde de diazote se décompose pour produire deux molécules de dioxyde d'azote. Dans la réaction inverse, deux molécules de dioxyde d’azote se combinent pour former du tétroxyde de diazote.

Il y a un excès de tétroxyde de diazote au début de la réaction. Au fur et à mesure que la réaction se déroule, certaines molécules de tétroxyde de diazote se décomposent en molécules de dioxyde d’azote. En même temps, à mesure que les molécules de dioxyde d’azote se forment, certaines d’entre elles se combinent pour produire du tétroxyde de diazote. Ce processus se poursuit jusqu’à ce que la vitesse de la réaction directe et la vitesse de la réaction inverse deviennent égales. Il en résulte un état d’équilibre chimique. L'équilibre chimique est également appelé équilibre dynamique. Le terme dynamique souligne le caractère continu de la réaction.

Dessinons un graphique pour démontrer l’équilibre dynamique d’une réaction réversible. Le taux est tracé sur l’axe des y. Le temps est tracé sur l’axe des x. Nous pouvons voir qu’initialement, le taux de réaction directe est élevé et le taux de réaction inverse est presque nul. Mais à mesure que le temps passe, le taux de réaction directe commence à diminuer. Avec le temps, le taux de réaction inverse augmente. Il arrive un moment où le taux de réaction directe devient égal au taux de réaction inverse. À partir de ce point, il y a une droite parallèle à l'axe des x. Cette ligne représente l’état d’équilibre dynamique.

Les équilibres liquide-gaz font référence à l'état d'équilibre entre une phase liquide d'une substance et sa phase gazeuse correspondante dans un système fermé. Cet équilibre se produit lorsqu'un liquide et sa vapeur coexistent dans un récipient fermé. Il y a un échange continu de molécules entre les phases liquide et gazeuse par évaporation et condensation.

Commençons d’abord par comprendre l’évaporation et la condensation. L'évaporation est le processus par lequel un liquide se transforme en gaz. Lors de l'évaporation, les molécules à la surface du liquide acquièrent suffisamment d'énergie cinétique pour s'échapper dans la phase gazeuse. La condensation est le processus par lequel les molécules de gaz subissent une perte d'énergie et retournent à la phase liquide.

À l’équilibre dynamique, ce qui suit se produit. Le taux d'évaporation des molécules est égal au taux de condensation. Un exemple d’équilibre liquide-gaz est l’ébullition de l’eau. Le point d'ébullition de l'eau est de 100 degrés Celsius. Au point d’ébullition, l’eau liquide coexiste avec la vapeur d’eau. À cette température et à cette pression, la vitesse d’évaporation des molécules d’eau devient égale à la vitesse de condensation de la vapeur d’eau. C'est l'état d'équilibre dynamique.

Les équilibres solide-gaz font référence à l’équilibre dynamique qui se produit entre la phase solide d’une substance et sa phase vapeur correspondante. Dans cet équilibre, il y a un échange continu de molécules entre la phase solide et la phase gazeuse à travers la sublimation et le dépôt. Commençons d’abord par comprendre la sublimation et le dépôt.

La sublimation est le processus par lequel une substance solide se transforme directement en gaz sans passer par une phase liquide. Le dépôt est le processus par lequel un gaz se transforme directement en solide sans passer par la phase liquide. À l'équilibre, la vitesse de sublimation d'une substance est égale à la vitesse de son dépôt.

Comprenons les équilibres solide-gaz avec un exemple. Lorsque l'iode solide est conservé dans un récipient fermé, il passe directement en phase gazeuse. Dans le même temps, l’iode gaseous se transforme à nouveau en iode solide. La vitesse de sublimation de l’iode solide et la vitesse de dépôt de l’iode gaseous deviennent égales. Il en résulte un équilibre dynamique entre la phase liquide et la phase gaseous de l’iode.