CHIMIE (partie 2/3)

## Objectifs et prérequis À la fin de ce chapitre, l’élève sera capable de : - Expliquer le principe d’intégration des connaissances en chimie et biophysique appliquées aux situations professionnelles (laboratoire, atelier de transformation agroalimentaire, contrôle qualité). - Mettre en œuvre une démarche de remédiation basée sur l’analyse des erreurs fréquentes et l’application de protocoles de correction. - Définir l’équilibre chimique, écrire l’expression de la constante d’équilibre \(K_c\) et \(K_p\), calculer les concentrations ou pressions à l’équilibre à partir de données expérimentales. - Utiliser les notions de quotient de réaction \(Q\) pour prédire le sens d’évolution d’un système. - Appliquer les règles de sécurité et d’hygiène liées à la manipulation de réactifs chimiques (étiquetage, EPI, gestion des déchets). **Prérequis** : notions de réaction chimique (vitesse, ordre, loi de vitesse), concept de mole, concentrations molaires, pression partielle, notions de base de la thermodynamique (enthalpie, entropie), lecture de courbes de titration, utilisation d’un pH‑mètre et d’un spectrophotomètre. --- ## Introduction contextualisée Dans les filières techniques du secondaire au Cameroun (série MHB), la chimie occupe une place centrale pour préparer les futurs techniciens de laboratoire, les agents de contrôle qualité dans les industries agroalimentaires (ex. : transformation du manioc, production d’huile de palme) et les responsables de la sécurité environnementale. Le chapitre « Chimie (partie 2/3) » s’inscrit dans la logique du référentiel de compétences du MINESEC/IGE : l’élève doit non seulement maîtriser des notions théoriques, mais aussi les mettre en pratique à travers des activités d’intégration qui relient les cours de physique, de biologie et de chimie, puis, en cas de difficultés, mettre en place des activités de remédiation ciblées. Enfin, la leçon 9 sur l’équilibre chimique fournit les outils indispensables pour interpréter les réactions de synthèse, les phénomènes d’acidobasique et les équilibres de solubilisation rencontrés en atelier (précipitation de métaux lourds, formation de complexes, etc.). Cette approche par compétences favorise l’autonomie de l’élève, sa capacité à résoudre des problèmes réels et à respecter les normes de sécurité (décret n° 2012/001 du MINMES relatif à la manipulation des produits chimiques dangereux). --- ## I. Activités d’intégration ### 1.1. Objectif de l’activité L’activité d’intégration vise à faire appel aux connaissances acquises en physique (notions d’énergie, de travail), en biologie (métabolisme cellulaire, enzymes) et en chimie (stoïchiométrie, équilibres) pour résoudre un problème professionnel concret : **optimiser le rendement d’une réaction d’estérification utilisée dans la production de biodiesel à partir d’huile de palme et de méthanol**. ### 1.2. Démarche proposée | Étape | Action | Compétence mobilisée | |-------|--------|----------------------| | 1 | Lecture d’un cahier des charges industriel (rendement cible ≥ 90 %, température ≤ 65 °C, pression atmosphérique) | Analyse de documents techniques | | 2 | Rédaction de l’équation chimique globale : \(\text{Triglycéride} + 3\,\text{CH}_3\text{OH} \rightleftharpoons \text{Glycérine} + 3\,\text{R‑COOCH}_3\) (où R représente la chaîne acide gras) | Rédaction d’équations stoichiométriques | | 3 | Détermination du réactif limitant et calcul du rendement théorique à partir des quantités d’huile (5 mol) et de méthanol (12 mol) | Stoïchiométrie | | 4 | Utilisation de la loi des gaz parfaits pour estimer la pression partielle du méthanol en phase vapeur à 60 °C ( \(P = nRT/V\) ) | Application de la physique | | 5 | Mise en relation avec l’activité enzymatique de la lipase (Vmax, Km) fournie en biologie pour discuter de l’effet de la température sur la vitesse de réaction | Interdisciplinarité | | 6 | Rédaction d’un rapport de synthèse incluant un tableau de suivi des concentrations (réactifs, produits) à différents temps de réaction | Communication scientifique | ### 1.3. Exemple chiffré entièrement résolu On part de 5 mol de triglycéride (M ≈ 885 g mol⁻¹) et de 12 mol de méthanol. Le réactif limitant est le méthanol (12 mol permettent de réagir avec 4 mol de triglycéride). Théoriquement, 4 mol de triglycéride donnent 4 mol de glycérine et 12 mol d’ester méthylique. Si, après 2 h de réaction à 60 °C, on mesure 4,2 mol d’ester formé, le rendement est : \[ \text{Rendement} = \frac{4,2}{12}\times 100 = 35\% . \] Cet rendement inférieur à 100 % indique une limitation cinétique ou un déséquilibre thermodynamique ; l’élève proposera alors d’augmenter la température (si la réaction est endothermique) ou d’enlever la glycérine formée (principe de Le Chatelier) pour déplacer l’équilibre vers les produits, voire d’augmenter l’excès de méthanol. ### 1.4. Encadrés « à retenir » > **Principe de Le Chatelier** : Si un système à l’équilibre subit une modification de concentration, de température ou de pression, il se déplace de façon à contrecarrer cette modification. > **Rendement théorique** : \(\displaystyle \text{Rendement} = \frac{n_{\text{produit obtenu}}}{n_{\text{produit théorique}}}\times 100\). > **Constante d’équilibre en concentration** : \(K_c = \dfrac{[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}\). > **Quotient de réaction** : \(Q\) a la même forme que \(K\) mais avec les concentrations instantanées. > Si \(Q < K\) → réaction avance vers les produits ; si \(Q > K\) → réaction recule vers les réactifs. > **Unités de la constante** : \(K_c\) est adimensionnelle lorsqu’on utilise les activités ; en pratique, on emploie les concentrations en mol L⁻¹ et on omet les unités pour simplifier. > **Sécurité** : Porter des lunettes de protection, des gants nitrile et une blouse lors de la manipulation du méthanol (toxique, inflammable). > **Déchet** : Le méthanol usagé doit être collecté dans un récipient étiqueté « solvant organique » et envoyé à la filière de valorisation des solvants. --- ## II. Activités de remediation ### 2.1. Pourquoi une remediation ? Lors des évaluations formatrices, les erreurs récurrentes portent sur : - La confusion entre \(K_c\) et \(K_p\) (ou oubli du facteur \((RT)^{\Delta n}\)). - Le mauvais calcul du quotient de réaction \(Q\) (utilisation des concentrations initiales au lieu des concentrations instantanées). - L’interprétation erronée du sens de déplacement de l’équilibre lorsqu’on change la pression. - L’oubli de convertir les pressions en atmosphères ou en pascals avant d’appliquer l’équation des gaz parfaits. ### 2.2. Méthodologie de remediation en trois étapes 1. **Diagnostic** : L’élève répond à un questionnaire auto‑corrigé (5 questions à choix multiples) portant sur les définitions et les formules clés. Chaque mauvaise réponse renvoie à une fiche de révision ciblée. 2. **Exercice guidé** : L’élève résout un problème similaire à celui qui a posé difficulté, mais avec un accompagnement pas à pas (consignes, vérifications intermédiaires). 3. **Validation** : Un deuxième questionnaire, identique au premier, permet de mesurer le progrès. Un score ≥ 80 % valide la remediation. ### 2.3. Exemple de fiche de rémission (extrait) | Erreur fréquente | Rappel de la règle | Exemple corrigé | |------------------|--------------------|-----------------| | Confondre \(K_c\) et \(K_p\) | \(K_p = K_c (RT)^{\Delta n}\) où \(\Delta n = \sum \nu_{\text{produits}} - \sum \nu_{\text{réactifs}}\) | Pour la réaction \(\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3\) : \(\Delta n = 2 - (1+3) = -2\). Donc \(K_p = K_c (RT)^{-2}\). | | Utiliser les concentrations initiales pour \(Q\) | \(Q\) doit être calculé avec les concentrations **à l’instant considéré** | Si à t = 10 min on a \([ \text{NH}_3 ] = 0,02\) M, \([ \text{N}_2 ] = 0,05\) M, \([ \text{H}_2 ] = 0,15\) M alors \(Q = \dfrac{[ \text{NH}_3 ]^2}{[ \text{N}_2 ][ \text{H}_2 ]^3}\). | | Oublier le facteur \((RT)^{\Delta n}\) lors du passage de \(K_c\) à \(K_p\) | Toujours vérifier l’unité de la constante souhaitée | Si \(K_c = 1,6\times10^{5}\) mol⁻² L² à 500 K, alors \(K_p = 1,6\times10^{5} \times (0,08205\times500)^{-2} = 1,6\times10^{5} \times (41,025)^{-2} \approx 95\). | ### 2.4. Encadrés « à retenir » > **Relation entre \(K_c\) et \(K_p\)** : \(K_p = K_c (RT)^{\Delta n}\). > **Delta n** : différence entre la somme des coefficients stoichiométriques des produits gazeux et celle des réactifs gazeux. > **Quotient de réaction** : \(Q = \dfrac{\prod [\text{Produits}]^{\nu}}{\prod [\text{Réactifs}]^{\nu}}\). > **Critère d’évolution** : Si \(Q < K\) → réaction avance ; si \(Q > K\) → réaction recule ; si \(Q = K\) → système à l’équilibre. > **Unité de la constante des gaz parfaits** : \(R = 0,08205\ \text{L·atm·mol}^{-1}\text{K}^{-1}\) ou \(8,314\ \text{J·mol}^{-1}\text{K}^{-1}\). > **Sécurité** : Lors de la manipulation de gaz sous pression (ex. : hydrogène, ammoniac), utiliser un détendeur adapté et vérifier l’étanchéité des raccords. > **Déchet** : Les solutions contenant des ions ammonium doivent être neutralisées avant rejet (ajout d’acide dilué puis contrôle du pH). ### 2.5. Tableau récapitulatif des formules clés | Grandeur | Expression | Unités usuelles | |----------|------------|-----------------| | Constante d’équilibre en concentration | \(K_c = \dfrac{[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}\) | adimensionnelle (activités) | | Constante d’équilibre en pression | \(K_p = \dfrac{(P_C)^{c}(P_D)^{d}}{(P_A)^{a}(P_B)^{b}}\) | adimensionnelle | | Relation \(K_p\) – \(K_c\) | \(K_p = K_c (RT)^{\Delta n}\) | — | | Quotient de réaction | \(Q = \dfrac{[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}\) (instantané) | — | | Loi des gaz parfaits | \(PV = nRT\) | \(P\) en Pa, \(V\) en m³, \(n\) en mol, \(T\) en K | | Énergie libre de réaction | \(\Delta G = \Delta G^{\circ} + RT\ln Q\) | J mol⁻¹ | | Condition d’équilibre | \(\Delta G = 0\) ⇔ \(Q = K\) | — | --- ## III. Leçon 9 : Équilibre chimique ### 3.1. Définition et cadre théorique L’équilibre chimique décrit l’état d’un système où les vitesses de la réaction directe (\(v_{\text{av}}\)) et inverse (\(v_{\text{rec}}\)) sont égales, entraînant des concentrations (ou pressions) constantes malgré la poursuite des transformations moléculaires. Ce état est dynamique : les molécules réagissent continuellement, mais il n’y a pas de variation nette de la composition. > **État d’équilibre** : \(\displaystyle v_{\text{av}} = v_{\text{rec}}\) ⇒ \(\displaystyle \frac{d[\text{espèce}]}{dt}=0\). ### 3.2. Loi de l’action des masses Pour une réaction générale \[ aA + bB \rightleftharpoons cC + dD \] la constante d’équilibre en concentration s’écrit : \[ K_c = \frac{[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}} . \] En phase gazeuse, on utilise les pressions partielles : \[ K_p = \frac{(P_C)^{c}(P_D)^{d}}{(P_A)^{a}(P_B)^{b}} . \] La relation entre les deux constantes est donnée par : \[ K_p = K_c (RT)^{\Delta n}, \qquad \Delta n = (c+d)-(a+b). \] ### 3.3. Quotient de réaction et sens d’évolution Le quotient de réaction \(Q\) possède la même expression que \(K\) mais avec les concentrations (ou pressions) **instantanées** : \[ Q = \frac{[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}} . \] - Si \(Q < K\) : le système n’a pas encore atteint l’équilibre, la réaction avance vers les produits. - Si \(Q > K\) : excès de produits, la réaction recule vers les réactifs. - Si \(Q = K\) : le système est à l’équilibre. ### 3.4. Influence de la température, de la pression et de la concentration - **Température** : selon la loi de Van’t Hoff, \[ \frac{d\ln K}{dT} = \frac{\Delta H^{\circ}}{RT^{2}} . \] Une réaction endothermique (\(\Delta H^{\circ}>0\)) voit son \(K\) augmenter avec la température ; une réaction exothermique voit son \(K\) diminuer. - **Pression** : seulement pour les réactions gazeuses comportant un changement du nombre total de moles de gaz (\(\Delta n \neq 0\)). Augmenter la pression totale favorise le côté comportant moins de moles de gaz (principe de Le Chatelier). - **Concentration** : ajouter un réactif ou retirer un produit déplace l’équilibre vers les produits ; l’inverse produit l’effet opposé. ### 3.5. Exemple complet : synthèse de l’ammoniac (Procédé Haber‑Bosch) Réaction : \[ \text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{NH}_3(g) \] Données à 500 °C (773 K) et 200 atm : - \(K_p = 1,5\times10^{-5}\) (valeur tirée de tables thermodynamiques). - On part de 1,0 mol de N₂ et 3,0 mol de H₂ dans un récipient de 10 L. **Étape 1 – Calcul des pressions initiales** (loi des gaz parfaits) : \[ P_i = \frac{n_iRT}{V}. \] Avec \(R = 0,08205\ \text{L·atm·mol}^{-1}\text{K}^{-1}\) : \[ P_{\text{N}_2}^{0}= \frac{1,0\times0,08205\times773}{10}=6,34\ \text{atm}, \] \[ P_{\text{H}_2}^{0}= \frac{3,0\times0,08205\times773}{10}=19,0\ \text{atm}. \] **Étape 2 – Tableau d’avancement** (soit \(x\) la quantité de N₂ qui réagit) : | Espèce | Quantité initiale (mol) | Variation | Quantité à l’équilibre (mol) | |--------|------------------------|-----------|------------------------------| | N₂ | 1,0 | \(-x\) | \(1,0 - x\) | | H₂ | 3,0 | \(-3x\) | \(3,0 - 3x\) | | NH₃ | 0 | \(+2x\) | \(2x\) | Pression partielle à l’équilibre : \(P_i = \dfrac{n_iRT}{V}\). On substitue dans l’expression de \(K_p\) : \[ K_p = \frac{(P_{\text{NH}_3})^{2}}{(P_{\text{N}_2})(P_{\text{H}_2})^{3}} = \frac{\left(\dfrac{2xRT}{V}\right)^{2}} {\left(\dfrac{(1-x)RT}{V}\right)\left(\dfrac{(3-3x)RT}{V}\right)^{3}} . \] En simplifiant : \[ K_p = \frac{4x^{2}}{(1-x)(3-3x)^{3}}\left(\frac{V}{RT}\right)^{2}. \] Avec \(V=10\ \text{L}\) et \(RT = 0,08205\times773 = 63,4\ \text{L·atm·mol}^{-1}\), on obtient \(\left(\dfrac{V}{RT}\right)^{2}= \left(\dfrac{10}{63,4}\right)^{2}=0,0250\). Ainsi : \[ K_p = \frac{0,1\,x^{2}}{(1-x)(3-3x)^{3}} . \] On résout numériquement pour \(x\) sachant \(K_p = 1,5\times10^{-5}\). Essai \(x = 0,057\) : \[ \frac{0,1\times(0,057)^{2}}{(1-0,057)(3-3\times0,057)^{3}} = \frac{0,1\times0,003249}{0,943\times(2,829)^{3}} \approx \frac{0,0003249}{0,943\times22,6} \approx 1,5\times10^{-5}. \] Donc \(x \approx 0,057\) mol. **Étape 3 – Composition à l’équilibre** : - N₂ : \(1,0 - 0,057 = 0,943\) mol - H₂ : \(3,0 - 3\times0,057 = 3,0 - 0,171 = 2,829\) mol - NH₃ : \(2\times0,057 = 0,114\) mol Pression partielle de NH₃ à l’équilibre : \[ P_{\text{NH}_3}= \frac{0,114\times0,08205\times773}{10}=0,723\ \text{atm}. \] Le rendement en ammoniac (basé sur le N₂ limitant) est : \[ \text{Rendement}= \frac{0,114}{2\times1,0}\times100 = 5,7\% . \] Ce faible rendement illustre pourquoi le procédé industriel utilise des pressions très élevées (150‑300 atm) et des températures modérées (400‑500 °C) afin de déplacer l’équilibre vers le NH₃ tout en maintenant une vitesse raisonnable grâce au catalyseur à base de fer. ### 3.6. Encadrés « à retenir » (continuation) > **Constante d’équilibre en concentration** : \(K_c = \dfrac{[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}\). > **Constante d’équilibre en pression** : \(K_p = \dfrac{(P_C)^{c}(P_D)^{d}}{(P_A)^{a}(P_B)^{b}}\). > **Relation \(K_p\)–\(K_c\)** : \(K_p = K_c (RT)^{\Delta n}\). > **Quotient de réaction** : \(Q = \dfrac{[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}\) (valeurs instantanées). > **Critère d’évolution** : \(Q<K\) → avance ; \(Q>K\) → recule ; \(Q=K\) → équilibre. > **Loi de Van’t Hoff** : \(\displaystyle \frac{d\ln K}{dT}= \frac{\Delta H^{\circ}}{RT^{2}}\). > **Principe de Le Chatelier** : augmentation de la pression favorise le côté avec moins de moles de gaz (si \(\Delta n\neq0\)). > **Sécurité** : Lors de la manipulation d’ammoniac sous pression, utiliser un détecteur de fuite et porter un masque à cartouche adaptée (NH₃). --- ## Synthèse du chapitre - L’activité d’intégration permet de mettre en relation les connaissances de physique, de biologie et de chimie pour résoudre un problème professionnel (ex. : optimisation d’une réaction d’estérification). - L’activité de remediation suit un diagnostic, un exercice guidé et une validation pour corriger les erreurs fréquentes sur les constantes d’équilibre, le quotient de réaction et les unités. - L’équilibre chimique est caractérisé par l’égalité des vitesses directe et inverse ; il est décrit par les constantes \(K_c\) et \(K_p\) liées par \(K_p = K_c (RT)^{\Delta n}\). - Le quotient de réaction \(Q\) permet de prédire le sens d’évolution du système. - La température influence \(K\) selon la loi de Van’t Hoff ; la pression influence l’équilibre uniquement lorsque \(\Delta n \neq 0\). - Le procédé Haber‑Bosch illustre l’application pratique de ces concepts : haute pression, température modérée, catalyseur ferrique pour obtenir un rendement industriel satisfaisant de NH₃. - Les règles de sécurité (EPI, étiquetage, gestion des déchets) et d’hygiène sont indispensables en atelier et en laboratoire. --- ## Glossaire | Terme | Définition | |-------|------------| | Équilibre chimique | État où les vitesses de la réaction directe et inverse sont égales, entraînant des concentrations constantes malgré une activité moléculaire continue. | | Constante d’équilibre en concentration (\(K_c\)) | Rapport des concentrations des produits élevées à leurs coefficients stoichiométriques divisé par celui des réactifs, à l’équilibre. | | Constante d’équilibre en pression (\(K_p\)) | Même expression que \(K_c\) mais avec les pressions partielles des espèces gazeuses. | | Quotient de réaction (\(Q\)) | Expression identique à celle de \(K\) mais calculée avec les concentrations (ou pressions) instantanées du système. | | Delta n (\(\Delta n\)) | Différence entre la somme des coefficients stoichiométriques des produits gazeux et celle des réactifs gazeux. | | Loi de Van’t Hoff | Relation décrivant la variation de la constante d’équilibre avec la température : \(\displaystyle \frac{d\ln K}{dT}= \frac{\Delta H^{\circ}}{RT^{2}}\). | | Principe de Le Chatelier | Lorsqu’un système à l’équilibre subit une perturbation (concentration, température, pression), il se déplace de façon à contrecarrer ladite perturbation. | | Rendement | Rapport entre la quantité de produit réellement obtenue et la quantité théorique maximale, exprimée en pourcentage. | | Catalyseur | Substance qui augmente la vitesse d’une réaction sans être consommée, en abaissant l’énergie d’activation. | | Déchet chimique | Résidu ou solution contenant des substances dangereuses qui doit être collecté, traité ou éliminé selon la réglementation environnementale. | --- ## Exercices d'application corrigés ### Exercice 1 – Dosage d’acide acétique dans un vinaigre de palme Un technicien de laboratoire doit déterminer la concentration d’acide acétique (\(\text{CH}_3\text{COOH}\)) dans un vinaigre de palme par titration avec une solution de NaOH 0,100 M. Le volume de vinaigre utilisé est 10,0 mL. Le volume de NaOH nécessaire pour atteindre l’équivalence est 12,5 mL. **Données** : - Réaction : \(\text{CH}_3\text{COOH} + \text{NaOH} \rightarrow \text{CH}_3\text{COONa} + \text{H}_2\text{O}\). - Masse molaire de l’acide acétique : 60,05 g mol⁻¹. **Corrigé** : 1. Moles de NaOH utilisées : \[ n_{\text{NaOH}} = C \times V = 0,100\ \text{mol·L}^{-1} \times 0,0125\ \text{L}=1,25\times10^{-3}\ \text{mol}. \] 2. Selon la stœchiométrie 1:1, \(n_{\text{CH}_3\text{COOH}} = n_{\text{NaOH}} = 1,25\times10^{-3}\ \text{mol}\). 3. Concentration dans le vinaigre : \[ C_{\text{acide}} = \frac{n}{V_{\text{échantillon}}}= \frac{1,25\times10^{-3}\ \text{mol}}{0,010\ \text{L}} = 0,125\ \text{mol·L}^{-1}. \] 4. Masse d’acide par litre : \[ m = C \times M = 0,125\ \text{mol·L}^{-1} \times 60,05\ \text{g·mol}^{-1}=7,51\ \text{g·L}^{-1}. \] **Réponse** : La concentration d’acide acétique dans le vinaigre de palme est 0,125 M, soit environ 7,5 g L⁻¹. ### Exercice 2 – Calcul de \(K_p\) à partir de \(K_c\) Pour la réaction \(\displaystyle 2\text{SO}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{SO}_3(g)\) à 800 K, on mesure \(K_c = 2,5\times10^{3}\ \text{L·mol}^{-1}\). Calculer \(K_p\). **Corrigé** : - \(\Delta n = (2) - (2+1) = -1\). - \(R = 0,08205\ \text{L·atm·mol}^{-1}\text{K}^{-1}\). - \(K_p = K_c (RT)^{\Delta n} = 2,5\times10^{3} \times (0,08205\times800)^{-1}\). - \(RT = 0,08205 \times 800 = 65,64\ \text{L·atm·mol}^{-1}\). - \((RT)^{-1}= 1/65,64 = 0,01523\ \text{atm}^{-1}\text{L}^{-1}\text{mol}\). - \(K_p = 2,5\times10^{3} \times 0,01523 = 38,1\). **Réponse** : \(K_p \approx 3,8\times10^{1}\) (adimensionnelle). --- ## Erreurs fréquentes et règles de sécurité | N° | Erreur fréquente | Consigne de prévention / correction | |----|------------------|--------------------------------------| | 1 | Oublier de convertir les volumes en litres avant d’utiliser \(C = n/V\). | Toujours exprimer les volumes en L (ou m³) lorsqu’on travaille avec la concentration en mol·L⁻¹. | | 2 | Utiliser \(K_c\) au lieu de \(K_p\) lorsqu’on travaille avec des pressions en atm sans appliquer le facteur \((RT)^{\Delta n}\). | Vérifier l’unité de la constante demandée ; si pression, appliquer \(K_p = K_c (RT)^{\Delta n}\). | | 3 | Confondre le sens du déplacement de l’équilibre lorsqu’on augmente la pression : croire que cela favorise toujours les produits. | Se rappeler que l’effet dépend de \(\Delta n\) : si \(\Delta n < 0\) (moins de moles du côté des produits), l’augmentation de pression favorise les produits ; sinon, favorise les réactifs. | | 4 | Négliger l’effet de la température sur \(K\) pour une réaction exothermique (penser que \(K\) augmente toujours avec T). | Appliquer la loi de Van’t Hoff : pour \(\Delta H^{\circ}<0\), \(K\) diminue quand T augmente. | | 5 | Manipuler du méthanol ou de l’ammoniac sans lunettes de protection ni gants, entraînant des risques d’irritation ou d’inhalation. | Porter systématiquement des lunettes de sécurité, des gants nitrile et, pour les vapeurs toxiques, un masque à cartouche adaptée ; travailler sous hotte lorsqu’il y a émission de vapeurs. | | 6 | Jeter les résidus de réaction contenant des ions métalliques (ex. : Cu²⁺, Fe³⁺) directement dans l’évier. | Prévoir une collecte séparée dans un récipient étiqueté « déchets métalliques », puis les remettre au service de gestion des déchets dangereux de l’établissement. | --- *Fin du cours.*