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Source : Laboratoire de Dr. Lynne o ' Connell, Boston College
Lorsque les conditions d’un système à l’équilibre sont modifiées, le système répond de manière à maintenir l’équilibre. En 1888, Henri-Lewis Le Châtelier décrit ce phénomène dans un principe qui énonce, « Lorsqu’un changement de température, de pression ou concentration perturbe un système en équilibre chimique, le changement sera compensée par une altération dans la composition de l’équilibre. »
Cette expérience illustre le principe de Le Châtelier à le œuvre dans une réaction réversible entre les ions fer (III) et l’ion thiocyanate, qui produit des ions de thiocyante de fer (III) :
Fe3 +(aq) + (aq) du SCN– 
FeSCN2 + (aq)
La concentration de l’un des ions est modifiée en ajoutant directement une quantité d’un ion à la solution ou en supprimant sélectivement un ion de la solution par le biais de la formation d’un sel insoluble. Observations des changements de couleur indique si l’équilibre s’est déplacé à favoriser la formation de ces produits ou réactifs. En outre, l’effet d’un changement de la température sur la solution à l’équilibre peuvent être observés, ce qui conduit à la capacité de conclure si la réaction est exothermique ou endothermique.
1. préparation des Solutions équilibre Thiocyanate de fer (III)
2. Ajout de fer (III) et les Ions thiocyanates à la Solution d’équilibre
3. Ajout de Nitrate d’argent à la Solution d’équilibre
4. Ajout de Phosphate de Potassium de la Solution d’équilibre
5. changer la température de la Solution d’équilibre
Selon le principe de Le Châtelier, si l’équilibre d’un système est perturbée par un stress, le système se déplacera pour compenser.
Quand un système chimique est en équilibre, il n’y a aucun changement net dans la concentration de ses réactifs ou des produits. Si aucun paramètre, tels que la concentration ou de température est altérée, l’équilibre sera perturbée.
Le système réajuste en déplaçant le sens de la réaction, jusqu'à ce qu’un nouvel équilibre soit atteint.
Cette vidéo fera la démonstration principe de Le Châtelier en montrant l’influence de la concentration et la température sur les réactions chimiques à l’équilibre.
Réactions chimiques réversibles se composent de deux processus opposés : la réaction vers l’avant et la réaction inverse. Lorsque ces deux processus se produisent à la même vitesse, le système est en équilibre. Principe de le Châtelier stipule que, lorsqu’un système à l’équilibre est stressé, il se déplace pour contrecarrer la perturbation.
Par exemple, si on augmente la concentration d’une espèce de réactif dans une solution d’équilibre, l’équilibre se déplacera vers les produits, en augmentant la vitesse de la réaction vers l’avant. Finalement, le système va atteindre un nouvel équilibre.
Température peut également être considérée comme une composante de réaction. Dans des réactions exothermiques, la chaleur est libérée, ce qui en fait un produit. Dans les réactions endothermiques, chaleur est absorbée dans les environs, ce qui en fait un réactif. Ainsi, ajoutant ou en supprimant la chaleur perturbe l’équilibre, et le système ajustera.
Cette expérience se penchera sur la réaction ionique de fer (III) avec le thiocyanate pour former un complexe de thiocyanate de fer (III). Le produit est rouge, tandis que les réactifs sont jaune ou incolore, permettant des changements dans l’équilibre à observer visuellement.
Les concentrations de ces composants seront modifiées par des ions soit directement ajouter à la solution, ou en les supprimant sélectivement par le biais de la formation de sels insolubles. On observera également l’effet d’un changement de température sur cette solution.
Maintenant que vous comprenez le principe de Le Châtelier, vous êtes prêt à commencer la procédure.
Pour commencer la procédure, déposer une goutte de solution de nitrate de fer 1 M dans un tube à essai. Placer une goutte de solution de thiocyanate de potassium 1 M dans un deuxième tube à essai. Diluer chacun avec 2 mL d’eau. Ces deux tubes serviront de témoins pour le reste de l’expérience.
Ensuite, dans un nouveau tube, ajouter une goutte de chaque solution. Ajouter 16 mL d’eau et bien mélanger. Enregistrer des observations éventuelles.
Diviser ce mélange en portions de 2 mL dans des tubes à essai marqués sept. Mettre de côté le tube initial comme un contrôle de sulfocyanure de fer.
Ensuite, ajouter les réactifs aux tubes 1 à 6 selon le tableau 2 ci-dessous. Secouer pour mélanger chaque fois qu’une espèce est inscrite et consigner toutes les observations.
Place éprouvette 7 dans un bain d’eau chaude pendant 1 à 2 min. comparer la solution chaude pour le contrôle de sulfocyanure de fer et d’enregistrer des observations éventuelles.
La couleur rouge a intensifié dans les solutions 1 et 2, lorsqu’on augmente la concentration des réactifs. Cela indique que l’équilibre est déplacé vers la droite, conduisant à la production du thiocyanate de fer (III) plus.
Les solutions qui ont reçu de nitrate d’argent devient incolores et forment un précipité. L’addition de l’ion thiocyanate cause la couleur rouge à réapparaître. La couleur rouge ne reparut pas lorsqu’on ajoute des ions de fer. De ces observations, on peut conclure que l’ion thiocyanate est sélectivement retirée de la solution dans le précipité. La diminution de sa concentration, l’équilibre est décalé vers la gauche. Ajout d’ion thiocyanate dans solution causée l’équilibre à décaler vers la droite.
Les solutions qui ont reçu du phosphate de potassium ont été observées à s’estomper et devenir jaune. Lorsque la concentration en ions fer augmentait, la couleur rouge est réapparu et la solution devenue trouble. Augmentation de la concentration de l’ion thiocyanate n’avait aucun effet. Ainsi, on peut déduire que fer a retiré sélectivement la solution pour former un sel de phosphate de fer, causant l’équilibre vers la gauche. Le sel de phosphate de fer a finalement précipité hors de la solution lorsque plus de fer a été ajouté, et l’équilibre déplacé vers la droite.
La couleur rouge de Solution 7 s’est évanouie à orange comme la température a augmenté. Ce déplacement de l’équilibre vers la gauche indique que la réaction est exothermique, et que la chaleur est générée lorsque le produit de sulfocyanure de fer est formé.
Le concept d’équilibre déplacement a plusieurs applications dans un large éventail de domaines scientifiques.
Principe de le Châtelier explique pourquoi les solutions tampons résister au changement de pH. Dans cet exemple, une solution de tampon acétate de sodium a été utilisée pour maintenir un pH presque constant.
En solution aqueuse, dissociation acide est une réaction réversible où les anions désolidariser les ions hydrogène. Solutions tampons sont souvent un mélange à l’équilibre des ions dissociés de l’hydrogène, un acide faible et son anion — aussi connu sous le nom de sa base conjuguée.
Si on ajoute un acide fort, il va dissocier complètement, augmentation de la concentration des ions d’hydrogène en solution. L’équilibre de la réaction acide faible se déplace vers la gauche à la suite, réduire la concentration d’ions d’hydrogène, jusqu'à atteindre un nouvel équilibre. Pour cette raison, les solutions tampons sont utilisées comme un moyen de maintenir le pH à une valeur presque constante dans une large variété d’applications chimiques.
La polymérisation, le processus des molécules qui réagissent ensemble pour former des chaînes polymères, est essentielle à la division cellulaire bactérienne. Dans cet exemple, principe de Le Châtlelier a été observée en effectuant des essais de sédimentation FtsZ dans diverses conditions. Neuf mémoires tampons ont été créés, chacun avec des compositions uniques et des valeurs de pH. Polymérisation était induite, alors contrôlée par la diffusion de la lumière angle 90°. Il a été constaté que le pH et la composition du tampon affectée de polymérisation, que chacun prévoyait un facteur de stress qui a déplacé l’équilibre de la réaction.
Enfin, principe de Le Châtlelier peut être utilisé dans la production et la récupération des matériaux dans les réactions organiques. Dans cet exemple, ammonium a été retrouvée dans le cours d’eau riches en azote.
Le flux a été adopté grâce à un système électrochimique, oxydation de l’eau et permettant la séparation des ions ammonium. Ces ions ont ensuite été soumises à un pH élevé, déplaçant leur équilibre et la conversion de l’ammonium en ammoniac volatil au volant.
Il a capturé l’ammoniac était ensuite passé à travers une colonne de décapage et d’absorption à piéger l’ammoniac en milieu acide, déplacement de l’équilibre dans l’autre sens.
Vous avez juste regardé introduction de Jupiter à l’influence de la température et la concentration sur les réactions selon le principe de Le Châtelier. Vous devez maintenant comprendre le concept d’équilibre, comment les changements dans la concentration feront se déplace et que la chaleur peut être considéré comme une composante de réaction.
Merci de regarder !
Selon le principe de Le Chëtelier, si l’équilibre d’un système est perturbé par une contrainte, le système se déplacera pour compenser.
Lorsqu’un système chimique est à l’équilibre, il n’y a pas de changement net dans la concentration de ses réactifs ou produits. Si un paramètre, tel que la concentration ou la température, est altéré, l’équilibre sera perturbé.
Le système se réajuste en déplaçant la direction de la réaction jusqu’à ce qu’un nouvel équilibre soit atteint.
Cette vidéo démontrera le principe de Le Chëtelier en montrant l’influence de la concentration et de la température sur les réactions chimiques à l’équilibre.
Les réactions chimiques réversibles se composent de deux processus concurrents : la réaction directe et la réaction inverse. Lorsque ces deux processus se produisent au même rythme, le système est en équilibre. Le principe de Le Chëtelier stipule que, lorsqu’un système à l’équilibre est stressé, il se déplace pour contrer la perturbation.
Par exemple, si la concentration d’une espèce de réactif dans une solution d’équilibre est augmentée, l’équilibre se déplacera vers les produits, augmentant ainsi la vitesse de la réaction directe. Finalement, le système atteindra un nouvel équilibre.
La température peut également être considérée comme un composant de la réaction. Dans les réactions exothermiques, de la chaleur est libérée, ce qui en fait un produit. Dans les réactions endothermiques, la chaleur est absorbée de l’environnement, ce qui en fait un réactif. Ainsi, l’ajout ou la suppression de chaleur perturbera l’équilibre et le système s’ajustera.
Cette expérience examinera la réaction ionique du fer (III) avec le thiocyanate pour former un complexe de thiocyanate de fer (III). Le produit est rouge, tandis que les réactifs sont jaunes ou incolores, ce qui permet d’observer visuellement les changements d’équilibre.
Les concentrations de ces composants seront modifiées soit en ajoutant directement des ions à la solution, soit en les éliminant sélectivement par la formation de sels insolubles. L’effet d’un changement de température sur cette solution sera également observé.
Maintenant que vous comprenez le principe de Le Chronique, vous êtes prêt à commencer la procédure.
Pour commencer la procédure, placez une goutte de solution de nitrate de fer 1 M dans un tube à essai. Placez une goutte de solution de thiocyanate de potassium 1 M dans un deuxième tube à essai. Diluer chacun avec 2 mL d’eau. Ces deux tubes serviront de témoins pour le reste de l’expérience.
Ensuite, dans un nouveau tube, ajoutez une goutte de chaque solution. Ajouter 16 ml d’eau et bien mélanger. Notez toutes les observations.
Divisez ce mélange en portions de 2 ml dans sept tubes à essai étiquetés. Mettez le tube initial de côté comme témoin du thiocyanate de fer.
Ensuite, ajoutez des réactifs aux tubes 1 ? 6 selon le tableau 2 ci-dessous. Agitez pour mélanger chaque fois qu’une espèce est ajoutée et notez toutes les observations.
Placez le tube à essai 7 dans un bain d’eau chaude pour 1 ? 2 min. Comparez la solution chaude au témoin de thiocyanate de fer et notez toutes les observations.
Dans les solutions 1 et 2, la couleur rouge s’intensifiait à mesure que la concentration des réactifs augmentait. Cela indique que l’équilibre s’est déplacé vers la droite, ce qui a conduit à la production d’une plus grande quantité de thiocyanate de fer (III).
Les solutions qui ont reçu le nitrate d’argent sont devenues incolores et ont formé un précipité. L’ajout d’ion thiocyanate a fait réapparaître la couleur rouge. La couleur rouge n’est pas réapparue lors de l’ajout d’ions de fer. De ces observations, on peut conclure que l’ion thiocyanate a été sélectivement retiré de la solution dans le précipité. Au fur et à mesure que sa concentration diminuait, l’équilibre se déplaçait vers la gauche. L’ajout d’ion thiocyanate dans la solution a fait revenir l’équilibre vers la droite.
On a observé que les solutions qui recevaient du phosphate de potassium s’estompaient et devenaient jaunes. Lorsque la concentration en ions fer a été augmentée, la couleur rouge est réapparue et la solution est devenue trouble. L’augmentation de la concentration en ions thiocyanate n’a eu aucun effet. Ainsi, on peut en déduire que le fer a été sélectivement retiré de la solution pour former un sel de phosphate de fer, provoquant un déplacement de l’équilibre vers la gauche. Le sel de phosphate de fer a finalement précipité hors de la solution lorsque plus de fer a été ajouté, et l’équilibre s’est déplacé vers la droite.
La couleur rouge de la solution 7 s’est estompée jusqu’à l’orange à mesure que la température augmentait. Ce décalage d’équilibre vers la gauche suggère que la réaction est exothermique et que de la chaleur est générée lorsque le produit thiocyanate de fer est formé.
Le concept de décalage d’équilibre a plusieurs applications dans un large éventail de domaines scientifiques.
Le principe de Le Chëtelier explique pourquoi les solutions tampons résistent aux changements de pH. Dans cet exemple, une solution tampon d’acétate de sodium a été utilisée pour maintenir un pH presque constant.
En solution aqueuse, la dissociation acide est une réaction réversible où les anions se dissocient des ions hydrogène. Les solutions tampons sont souvent un mélange d’équilibre d’ions hydrogène dissociés, d’un acide faible et de son anion ?? Également connu sous le nom de sa base conjuguée.
Si un acide fort est ajouté, il se dissociera complètement, augmentant la concentration des ions hydrogène en solution. L’équilibre de la réaction acide faible se déplace vers la gauche en réponse, réduisant la concentration d’ions hydrogène jusqu’à ce qu’elle atteigne un nouvel équilibre. Pour cette raison, les solutions tampons sont utilisées comme moyen de maintenir le pH à une valeur presque constante dans une grande variété d’applications chimiques.
La polymérisation, le processus qui consiste à faire réagir les molécules ensemble pour former des chaînes de polymères, est essentielle à la division cellulaire bactérienne. Dans cet exemple, le principe de Le Chütlelier a été observé en effectuant des tests de sédimentation FtsZ dans diverses conditions. Neuf tampons ont été créés, chacun avec des compositions et des valeurs de pH uniques. La polymérisation a été induite, puis surveillée par 90° ? Diffusion angulaire de la lumière. Il a été constaté que le pH et la composition du tampon affectaient la polymérisation, car chacun fournissait un facteur de stress qui modifiait l’équilibre de la réaction.
Enfin, le principe de Le Chütlelier peut être utilisé dans la production et la récupération de matériaux dans des réactions organiques. Dans cet exemple, l’ammonium a été récupéré dans des flux riches en azote.
Le flux était passé à travers un système électrochimique, oxydant l’eau et permettant la séparation des ions ammonium. Ces ions ont ensuite été soumis à un pH élevé, modifiant leur équilibre et entraînant la conversion de l’ammonium en ammoniac volatil.
L’ammoniac capturé a ensuite été passé à travers une colonne d’extraction et d’absorption pour piéger l’ammoniac dans un milieu acide, déplaçant l’équilibre dans l’autre sens.
Vous venez d’assister à l’introduction de JoVE à l’influence de la température et de la concentration sur les réactions selon le principe de Le Chëtelier. Vous devriez maintenant comprendre le concept d’équilibre, comment les changements de concentration provoqueront des changements et que la chaleur peut être considérée comme un composant de la réaction.
Merci d’avoir regardé !
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