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Transformations chimiques s'effectuant dans les deux sens — Résumé de cours

1ère Année Collège — Atlasmaths.ma

Cours complet

Contenu du cours

Dans une réaction non totale, les deux sens coexistent. L'équilibre est dynamique : les réactions continuent mais se compensent, et

Q_{r}

atteint la valeur

K

1. Transformation totale ou transformation limitée

Une transformation chimique est dite totale lorsqu'à l'état final, l'un au moins des réactifs a totalement disparu : l'avancement final $x_{f}$ est alors égal à l'avancement maximal $x_{ma x}$ . Une transformation est dite limitée (ou non totale) lorsqu'à l'état final, tous les réactifs et tous les produits sont présents simultanément en quantités non nulles : on a alors $x_{f} < x_{ma x}$ . De nombreuses réactions, comme l'estérification, l'hydrolyse, ou certaines réactions entre ions, sont limitées.

2. Une réaction qui s'effectue dans les deux sens

Une transformation limitée peut être interprétée comme le résultat de deux réactions inverses l'une de l'autre qui se déroulent simultanément au sein du même système : la réaction directe, qui transforme les réactifs en produits, et la réaction inverse, qui reforme les réactifs à partir des produits. On symbolise cette double évolution par le signe $⇌$ dans l'équation de la réaction, à la place de la flèche $\to$ utilisée pour une transformation totale. Ainsi, l'estérification et l'hydrolyse de l'ester constituent les deux sens d'une même transformation : $C H_{3} C O O H + C_{2} H_{5} O H ⇌ C H_{3} C O O C_{2} H_{5} + H_{2} O$ .

3. Mise en évidence expérimentale du caractère limité

Pour savoir si une transformation est totale ou limitée, on suit expérimentalement l'évolution du système au cours du temps, par exemple par dosage, conductimétrie ou spectrophotométrie, jusqu'à ce que la grandeur mesurée devienne constante : le système a alors atteint son état final. Si la quantité de matière du réactif limitant calculée à cet instant est nulle, la transformation est totale. Si elle est non nulle, et que des tests caractéristiques révèlent la présence simultanée des réactifs et des produits, la transformation est limitée.

4. Tableau d'avancement et avancement maximal

Pour une réaction d'équation $a A + b B ⇌ c C + d D$ , on dresse un tableau d'avancement à partir des quantités de matière initiales $n_{0} (A)$ et $n_{0} (B)$ . L'avancement maximal $x_{ma x}$ correspond à l'avancement qu'aurait le système si la transformation était totale, c'est-à-dire à la disparition complète du réactif limitant : $x_{ma x} = min (\frac{n _{0} ( A )}{a}; \frac{n _{0} ( B )}{b})$ . Cette valeur constitue une limite théorique, qui n'est pas nécessairement atteinte lorsque la réaction est limitée.

5. Coexistence des espèces chimiques à l'état final

La caractéristique essentielle d'une transformation limitée est que, à l'état final, le système chimique contient à la fois les réactifs (en quantité non nulle) et les produits formés. On dit qu'il y a coexistence des espèces chimiques. Cette coexistence peut être mise en évidence par des tests qualitatifs (couleur, précipité caractéristique) ou par le dosage quantitatif de l'une des espèces présentes, réactif ou produit.

6. Taux d'avancement final

Le taux d'avancement final $τ_{f}$ d'une réaction mesure le degré d'avancement réel de la transformation par rapport à son avancement maximal théorique. Il est défini par le rapport sans unité : $τ_{f} = \frac{x _{f}}{x _{ma x}}$ , où $x_{f}$ est l'avancement final réel du système (déterminé expérimentalement) et $x_{ma x}$ l'avancement maximal théorique. Le taux d'avancement final est compris entre 0 et 1, ou exprimé en pourcentage entre 0 % et 100 %.

7. Interprétation du taux d'avancement final

Si $τ_{f} = 1$ (soit 100 %), alors $x_{f} = x_{ma x}$ : la transformation est totale. Si $τ_{f} < 1$ , alors $x_{f} < x_{ma x}$ : la transformation est limitée, et plus $τ_{f}$ est proche de 1, plus la réaction a évolué dans le sens direct. Un taux d'avancement final faible traduit une réaction inverse importante, qui limite fortement la formation des produits.

8. Rendement d'une transformation chimique

Dans le cas d'une synthèse chimique, on définit le rendement $r$ de la réaction comme le rapport entre la quantité de matière du produit principal réellement obtenue à l'état final, $n_{o b t e n u e}$ , et la quantité de matière maximale que l'on pourrait théoriquement obtenir, $n_{ma x}$ , si la réaction était totale : $r = \frac{n _{o b t e n u e}}{n _{ma x}}$ , exprimé en pourcentage. Lorsque le produit visé possède un coefficient stœchiométrique égal à 1, le rendement est numériquement égal au taux d'avancement final : $r = τ_{f}$ .

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Estérification d'un mélange équimolaire

On mélange $n_{0} = 1, 0 mol$ d'acide éthanoïque $C H_{3} C O O H$ et $n_{0} = 1, 0 mol$ d'éthanol $C_{2} H_{5} O H$ , en présence d'un catalyseur. L'équation de la réaction est $C H_{3} C O O H + C_{2} H_{5} O H ⇌ C H_{3} C O O C_{2} H_{5} + H_{2} O$ . À l'état final, un titrage de l'acide restant donne $n (C H_{3} C O O H)_{f} = 0, 33 mol$ .

Avancement maximal : le mélange est équimolaire et les coefficients stœchiométriques valent 1, donc $x_{ma x} = min (1, 0; 1, 0) = 1, 0 mol$ .

Avancement final : $n (C H_{3} C O O H)_{f} = n_{0} - x_{f}$ , donc $x_{f} = n_{0} - n (C H_{3} C O O H)_{f} = 1, 0 - 0, 33 = 0, 67 mol$ .

Taux d'avancement final : $τ_{f} = \frac{x _{f}}{x _{ma x}} = \frac{0 , 67}{1 , 0} = 0, 67$ , soit $67 %$ .

Conclusion : comme $τ_{f} < 1$ , la transformation est limitée : à l'état final, l'acide, l'alcool, l'ester et l'eau coexistent. On retrouve la valeur classique $τ_{f} \approx \frac{2}{3}$ , caractéristique d'un mélange équimolaire acide-alcool.

Exemple résolu 2 : Réaction entre les ions fer(III) et iodure

On mélange des volumes égaux de solutions contenant $n_{0} (F e^{3 +}) = 1, 0 \times 1 0^{- 2} mol$ d'ions fer(III) et $n_{0} (I^{-}) = 1, 0 \times 1 0^{- 2} mol$ d'ions iodure. L'équation de la réaction est $2 F e^{3 +} (a q) + 2 I^{-} (a q) ⇌ 2 F e^{2 +} (a q) + I_{2} (a q)$ . À l'état final, un dosage du diiode formé donne $n (I_{2})_{f} = 1, 5 \times 1 0^{- 3} mol$ .

Avancement maximal : $\frac{n _{0} ( F e ^{3 +} )}{2} = \frac{n _{0} ( I ^{-} )}{2} = 5, 0 \times 1 0^{- 3} mol$ , donc $x_{ma x} = 5, 0 \times 1 0^{- 3} mol$ .

Avancement final : le coefficient stœchiométrique de $I_{2}$ est 1, donc $x_{f} = n (I_{2})_{f} = 1, 5 \times 1 0^{- 3} mol$ .

Taux d'avancement final : $τ_{f} = \frac{x _{f}}{x _{ma x}} = \frac{1 , 5 \times 1 0 ^{- 3}}{5 , 0 \times 1 0 ^{- 3}} = 0, 30$ , soit $30 %$ .

Conclusion : seulement $30 %$ des ions initialement présents ont réagi ; les ions $F e^{3 +}$ et $I^{-}$ restants coexistent avec les ions $F e^{2 +}$ et le diiode formé, ce qui confirme le caractère limité de cette transformation.

🔑 Formules clés à retenir

الصيغ الأساسية

$a A + b B ⇌ c C + d D$ — معادلة تفاعل يحدث في المنحيين (التفاعل المباشر والتفاعل العكسي).
$x_{ma x} = min (\frac{n _{0} ( A )}{a}; \frac{n _{0} ( B )}{b})$ — التقدم الأقصى النظري، بـ mol، يحدده المتفاعل المحد.
$τ_{f} = \frac{x _{f}}{x _{ma x}}$ — نسبة التقدم النهائي، بدون وحدة، $0 ⩽ τ_{f} ⩽ 1$ .
$τ_{f} = 1 \Leftrightarrow$ تحول كلي ؛ $τ_{f} < 1 \Leftrightarrow$ تحول محدود.
$τ_{f} (%) = τ_{f} \times 100$ — نسبة التقدم النهائي معبرا عنها بالمائة.
$n (A)_{f} = n_{0} (A) - a x_{f}$ — كمية المادة النهائية لمتفاعل $A$ ، بـ mol.
$n (C)_{f} = n_{0} (C) + c x_{f}$ — كمية المادة النهائية لناتج $C$ ، بـ mol.
$r = \frac{n _{o b t e n u e}}{n _{ma x}}$ — مردود تركيب كيميائي، بدون وحدة (يعبر عنه غالبا بالمائة).
$r (%) = r \times 100$ — المردود معبرا عنه بالمائة.
$r = τ_{f}$ — مساواة صالحة عندما يكون المعامل التناسبي للناتج الرئيسي مساويا لـ 1.

⚠️

Astuces & Pièges à éviter

Les erreurs classiques — à lire avant les exercices !

الأخطاء الشائعة الواجب تفاديها

الخلط بين $x_{f}$ و $x_{ma x}$ : $x_{ma x}$ قيمة نظرية تحسب انطلاقا من الكميات البدئية ومن المتفاعل المحد، بينما $x_{f}$ هي القيمة الحقيقية المبلوغة في الحالة النهائية، وتحدد تجريبيا. ولا تتساويان إلا إذا كان التحول كليا.
نسيان مراعاة المعامل التناسبي : إذا كان للنوع المعاير في الحالة النهائية معامل مخالف لـ 1، فيجب قسمة (أو ضرب) كمية المادة المقيسة في هذا المعامل للحصول على $x_{f}$ .
الاعتقاد بأن التحول كلي لمجرد أنه سريع : الطابع الكلي أو المحدود لتحول ما لا يتعلق بسرعته (سريعا كان أم بطيئا)، بل يتعلق فقط بتعايش المتفاعلات والنواتج أو عدمه في الحالة النهائية.
الخلط بين نسبة التقدم النهائي والمردود : لا يتطابق المقداران إلا عندما يكون المعامل التناسبي للناتج المستهدف مساويا لـ 1 ؛ وفي الحالة العامة، يجب التمييز جيدا بين التعريفين.
نسيان تحديد المتفاعل المحد : عندما لا يكون الخليط البدئي في الشروط الستوكيومترية، يجب حتما مقارنة $\frac{n _{0} ( A )}{a}$ و $\frac{n _{0} ( B )}{b}$ قبل حساب $x_{ma x}$ ، وإلا حصلنا على تقدم أقصى خاطئ.
الظن بأن نسبة تقدم نهائي مرتفعة تعني توقف التفاعل العكسي : حتى لو كانت قريبة من 1، فإن $τ_{f}$ أصغر من 1 يعني أن التفاعل العكسي ما يزال يحدث في الحالة النهائية وأن المتفاعلات والنواتج تتعايش، ولو بنسبة ضعيفة.

🧭

Méthodes types

Pour chaque type de question : la démarche à suivre, étape par étape.

الطريقة 1 : حساب نسبة التقدم النهائي $τ_{f}$

الخطوة 1. كتابة معادلة التفاعل وإنجاز جدول التقدم انطلاقا من كميات المادة البدئية.

الخطوة 2. تحديد المتفاعل المحد وحساب التقدم الأقصى $x_{ma x} = min (\frac{n _{0} ( A )}{a}; \frac{n _{0} ( B )}{b})$ .

الخطوة 3. تحديد التقدم النهائي الحقيقي $x_{f}$ انطلاقا من معطى تجريبي (معايرة، أو قياس الموصلية، أو مطيافية ضوئية...) مقيس على نوع في الحالة النهائية، مع مراعاة معامله التناسبي.

الخطوة 4. حساب $τ_{f} = \frac{x _{f}}{x _{ma x}}$ والاستنتاج بخصوص كون التحول كليا ( $τ_{f} = 1$ ) أو محدودا ( $τ_{f} < 1$ ).

الطريقة 2 : إقامة التركيب النهائي للمجموعة والتحقق من تعايش الأنواع

الخطوة 1. حساب كمية المادة النهائية لكل متفاعل انطلاقا من $x_{f}$ المحصل عليه : $n (A)_{f} = n_{0} (A) - a x_{f}$ .

الخطوة 2. حساب كمية المادة النهائية لكل ناتج : $n (C)_{f} = n_{0} (C) + c x_{f}$ .

الخطوة 3. التحقق من أن كل كميات المادة النهائية موجبة قطعا : فإن كان الأمر كذلك، تعايشت المتفاعلات والنواتج، وهو ما يؤكد كون التحول محدودا.

الطريقة 3 : حساب مردود تركيب كيميائي

الخطوة 1. تحديد كمية المادة القصوى النظرية $n_{ma x}$ للناتج المستهدف، بافتراض أن التفاعل كلي (انطلاقا من المتفاعل المحد).

الخطوة 2. تحديد كمية المادة المحصل عليها فعليا $n_{o b t e n u e}$ من الناتج، تجريبيا أو بالحساب انطلاقا من $x_{f}$ .

الخطوة 3. حساب $r = \frac{n _{o b t e n u e}}{n _{ma x}}$ والتعبير عن النتيجة بالمائة. والتحقق من أن $r = τ_{f}$ عندما يكون المعامل التناسبي للناتج مساويا لـ 1.

Transformations chimiques s'effectuant dans les deux sens — Fiche d'exercices

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Exercices interactifs

10 exercices • Lis l'énoncé, écris ta réponse, puis vérifie la correction

Ma progression 0 / 10 corrigés

Exercices Faciles

3 exercices

Avancement maximal, avancement final et taux

Facile

Énoncé

On réalise la réaction

A + B ⇌ C + D

en introduisant

n_{0} (A) = n_{0} (B) = 0, 20 mol

, sans produit à l'état initial. À l'état final, on mesure

n (C) = 0, 12 mol

. 1) Que représente l'avancement maximal, et comment le détermine-t-on ici ? 2) Déterminer l'avancement final. 3) Calculer le taux d'avancement final. 4) Que conclure sur le caractère de cette transformation ?

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Réaction limitée entre deux réactifs A et B

Facile

Énoncé

On étudie la réaction d'équation

A + B ⇌ C + D

. On introduit dans un système fermé

n_{0} (A) = 0, 50 mol

n_{0} (B) = 0, 50 mol

. À l'état final, un dosage indique

n (C)_{f} = 0, 30 mol

. 1) Dresser le tableau d'avancement de la réaction et exprimer l'avancement maximal

x_{ma x}

. 2) Calculer

x_{ma x}

. 3) Déterminer l'avancement final

x_{f}

à partir de la donnée expérimentale. 4) Calculer le taux d'avancement final

τ_{f}

. 5) La transformation est-elle totale ou limitée ? Donner la composition molaire complète du système à l'état final.

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
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Correction détaillée

Écrire le quotient de réaction d'un équilibre simple

Facile

Énoncé

On considère la réaction, supposée non totale, entre l'acide éthanoïque et l'éthanol pour former un ester et de l'eau : $C H_{3} C O O H (a q) + C_{2} H_{5} O H (a q) ⇌ C H_{3} C O O C_{2} H_{5} (a q) + H_{2} O (l)$ .

1. Rappeler pourquoi on utilise le symbole $⇌$ plutôt qu'une simple flèche $\to$ pour cette réaction.

2. Écrire l'expression littérale du quotient de réaction $Q_{r}$ associé à cette équation (on considérera l'eau, ici en tant que solvant très largement majoritaire, comme n'intervenant pas explicitement dans l'expression de $Q_{r}$ , comme c'est la convention usuelle).

3. Si, à un instant donné, $[C H_{3} C O O H] = 2, 0 mol \cdot L^{- 1}$ , $[C_{2} H_{5} O H] = 2, 0 mol \cdot L^{- 1}$ , $[C H_{3} C O O C_{2} H_{5}] = 1, 0 mol \cdot L^{- 1}$ , calculer la valeur de $Q_{r}$ à cet instant.

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
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Correction détaillée

Exercices Intermédiaires

4 exercices

Hydrolyse d'un ester et comparaison avec l'estérification

Intermédiaire

Énoncé

On introduit dans un système fermé

n_{0} = 1, 0 mol

d'éthanoate d'éthyle

C H_{3} C O O C_{2} H_{5}

n_{0} = 1, 0 mol

d'eau, en présence d'un catalyseur acide : c'est la réaction d'hydrolyse, d'équation

C H_{3} C O O C_{2} H_{5} + H_{2} O ⇌ C H_{3} C O O H + C_{2} H_{5} O H

. À l'état final, un titrage de l'acide formé donne

n (C H_{3} C O O H)_{f} = 0, 33 mol

. 1) Dresser le tableau d'avancement de cette réaction d'hydrolyse et calculer l'avancement maximal

x_{ma x}

. 2) Déterminer l'avancement final

x_{f}

de la réaction d'hydrolyse. 3) Calculer le taux d'avancement final

τ_{f}

de l'hydrolyse. 4) Le cours indique que pour un mélange équimolaire acide + alcool, la réaction d'estérification atteint un taux d'avancement final

τ_{f} \approx 67 %

. Comparer la composition finale du système obtenue ici par hydrolyse avec celle obtenue par estérification à partir de

1, 0 mol

d'acide et

1, 0 mol

d'alcool. Que peut-on en conclure sur la signification physique d'une réaction s'effectuant dans les deux sens ?

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

État final vs état d'équilibre : interprétation d'un taux d'avancement

Intermédiaire

Énoncé

On réalise l'estérification de l'acide éthanoïque par l'éthanol, en mélangeant $n_{0} = 1, 0 mol$ de chaque réactif, sans autre espèce initialement présente. Expérimentalement, on constate qu'à l'état final, il ne reste que $n_{es t er, f ina l} = 0, 67 mol$ d'ester formé (au lieu du maximum théorique de $1, 0 mol$ attendu pour une réaction totale).

1. Calculer l'avancement final $x_{f}$ de la réaction.

2. Calculer l'avancement maximal théorique $x_{ma x}$ que l'on obtiendrait si la réaction était totale.

3. Calculer le taux d'avancement final $τ = \frac{x _{f}}{x _{ma x}}$ , et interpréter physiquement le fait que $τ < 1$ .

4. Expliquer pourquoi, dans ce cas, on parle d'un « état final » atteint par le système plutôt que d'un « épuisement total des réactifs ».

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Quand les coefficients ne valent pas un

Intermédiaire

Énoncé

On considère la réaction

2 A + B ⇌ C

, réalisée à partir de

n_{0} (A) = 0, 50 mol

n_{0} (B) = 0, 10 mol

. À l'état final, il reste

n (B) = 0, 02 mol

. 1) Déterminer le réactif limitant et l'avancement maximal. 2) Déterminer l'avancement final. 3) Calculer le taux d'avancement final. 4) Calculer les quantités de matière de toutes les espèces à l'état final. 5) Quelle erreur classique faut-il éviter lorsqu'on détermine l'avancement maximal à partir de plusieurs réactifs ?

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Le taux d'avancement d'un acide faible

Intermédiaire

Énoncé

Une solution d'acide faible

AH

de concentration apportée

C = 1, 0 \times 1 0^{- 2} mol \cdot L^{- 1}

a un pH mesuré de

3, 4

. On donne

1 0^{- 3, 4} \approx 4, 0 \times 1 0^{- 4}

. 1) Écrire l'équation de la réaction de l'acide avec l'eau. 2) Calculer la concentration en ions oxonium à l'équilibre. 3) Quelle serait cette concentration si la réaction était totale ? 4) En déduire le taux d'avancement final et conclure. 5) Comment mesure-t-on expérimentalement l'avancement final de la réaction d'un acide faible avec l'eau ?

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Exercices Difficiles

3 exercices

Ce qui fait varier le taux, et ce qui n'y touche pas

Difficile

Énoncé

On étudie une réaction limitée

A + B ⇌ C + D

dans un volume

V = 0, 50 L

, à partir de

n_{0} (A) = n_{0} (B) = 0, 30 mol

. À l'état final, une mesure indique

[D]_{f} = 0, 36 mol \cdot L^{- 1}

. 1) Calculer l'avancement final et le taux d'avancement. 2) Calculer la constante d'équilibre de la réaction. 3) On refait la même expérience en partant de concentrations initiales deux fois plus grandes, à la même température. Le taux d'avancement change-t-il ? Et la constante d'équilibre ? 4) On dilue fortement une solution d'acide faible. Comment évoluent le pH et le taux d'avancement ? 5) Comment le taux d'avancement d'une réaction limitée varie-t-il avec sa constante d'équilibre ?

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Effet de la dilution sur le quotient de réaction initial

Difficile

Énoncé

On considère la réaction non totale $A (a q) + B (a q) ⇌ C (a q) + D (a q)$ , dont le quotient de réaction s'écrit $Q_{r} = \frac{[ C ] [ D ]}{[ A ] [ B ]}$ . On dispose d'un système initial où $[A]_{i} = [B]_{i} = [C]_{i} = [D]_{i} = c_{0}$ (toutes les concentrations sont égales).

1. Calculer la valeur du quotient de réaction initial $Q_{r, i}$ dans cette situation.

2. On dilue l'ensemble du système par un facteur $F = 4$ (toutes les concentrations sont divisées par 4, sans que le système n'ait le temps de réagir pendant la dilution). Calculer la nouvelle valeur de $Q_{r}$ juste après cette dilution.

3. Comparer $Q_{r, i}$ avant et après dilution. Cette réaction particulière, où le nombre de réactifs et de produits impliqués est identique de part et d'autre de l'équation (2 espèces à gauche, 2 à droite, tous de coefficient 1), voit-elle son quotient de réaction affecté par une dilution homogène de toutes les espèces ? Justifier littéralement à partir de l'expression de $Q_{r}$ .

4. Généraliser : pour une réaction dont le nombre total de coefficients stœchiométriques des produits diffère de celui des réactifs, la dilution homogène changerait-elle la valeur de $Q_{r}$ ? Justifier qualitativement sans calcul supplémentaire.

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Correction détaillée

Estérification avec excès d'acide : effet sur le taux d'avancement final

Difficile

Énoncé

On mélange

n_{0} (acide) = 2, 0 mol

d'acide éthanoïque

C H_{3} C O O H

avec

n_{0} (alcool) = 1, 0 mol

d'éthanol

C_{2} H_{5} O H

(mélange non équimolaire, en excès d'acide), en présence d'un catalyseur. L'équation de la réaction est

C H_{3} C O O H + C_{2} H_{5} O H ⇌ C H_{3} C O O C_{2} H_{5} + H_{2} O

. Un dosage de l'ester formé à l'état final donne

n (C H_{3} C O O C_{2} H_{5})_{f} = 0, 85 mol

. 1) Identifier le réactif limitant et calculer l'avancement maximal

x_{ma x}

. 2) Déterminer l'avancement final

x_{f}

à partir de la quantité d'ester formé. 3) Calculer le taux d'avancement final

τ_{f}

de cette transformation. 4) Donner la composition molaire complète du système à l'état final et vérifier la coexistence des espèces. 5) Comparer ce résultat au cas du mélange équimolaire (où

τ_{f} \approx 67 %

) et interpréter l'effet de l'excès d'acide sur le taux d'avancement final. En déduire le rendement de cette synthèse.

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Exercices supplémentaires

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Transformations chimiques s'effectuant dans les deux sens

Transformations chimiques s'effectuant dans les deux sens — Résumé de cours

Cours complet

Contenu du cours

1. Transformation totale ou transformation limitée

2. Une réaction qui s'effectue dans les deux sens

3. Mise en évidence expérimentale du caractère limité

4. Tableau d'avancement et avancement maximal

5. Coexistence des espèces chimiques à l'état final

6. Taux d'avancement final

7. Interprétation du taux d'avancement final

8. Rendement d'une transformation chimique

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Estérification d'un mélange équimolaire

Exemple résolu 2 : Réaction entre les ions fer(III) et iodure

🔑 Formules clés à retenir

الصيغ الأساسية

Astuces & Pièges à éviter

الأخطاء الشائعة الواجب تفاديها

Méthodes types

الطريقة 1 : حساب نسبة التقدم النهائي τf​

الطريقة 2 : إقامة التركيب النهائي للمجموعة والتحقق من تعايش الأنواع

الطريقة 3 : حساب مردود تركيب كيميائي

Transformations chimiques s'effectuant dans les deux sens — Fiche d'exercices

Exercices interactifs

Exercices Faciles

Avancement maximal, avancement final et taux

Réaction limitée entre deux réactifs A et B

Écrire le quotient de réaction d'un équilibre simple

Exercices Intermédiaires

Hydrolyse d'un ester et comparaison avec l'estérification

État final vs état d'équilibre : interprétation d'un taux d'avancement

Quand les coefficients ne valent pas un

Le taux d'avancement d'un acide faible

Exercices Difficiles

Ce qui fait varier le taux, et ce qui n'y touche pas

Effet de la dilution sur le quotient de réaction initial

Estérification avec excès d'acide : effet sur le taux d'avancement final

Exercices supplémentaires

—

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أسئلة شائعة

لمزيد من المراجعة

الطريقة 1 : حساب نسبة التقدم النهائي $τ_{f}$