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jeudi  25  septembre  2014      

CHIMIE    PCSI  

 Devoir  Surveillé  n°1  

 Durée  du  devoir  :  1  heure  45  

Résultats du devoir n° 1

MOYENNE 10,3

ECART-TYPE 4,8  

MAX 18,0  

MIN 1,8  

Répartition des notes

<5  :  6  

5-­‐7,5  :  7  

10-­‐14  :  9  

>  14  :  8  

 

CORRIGÉ              

  2  

 Exercice  1  :  diagramme  de  phase  du  diiode      7  pts    

 Figure  1  :  cristaux  de  diiode  

   A  température  ambiante,  au  laboratoire,  le  diiode  est  un  solide  cristallisé  de  couleur  sombre.  La  vapeur  de  diiode  est  violette.  Dans   le  domaine  d’étude,   la  vapeur  de  diiode  se  comporte  comme   un   gaz   parfait.   Le   volume   occupé   par   la   phase   solide   est   négligeable   devant   celui  occupé  par  la  phase  vapeur.  On   donne   la   pression   de   vapeur   saturante   du   diiode   à   l’équilibre   solide-­‐vapeur  à   la  température  θ  =  30°  C  :  Psat  =  62,6  Pa.    

1) Comment  appelle-­‐t-­‐on  le  changement  au  cours  duquel  un  composé  passe  directement  de  l’état  solide  à  l’état  gazeux  ?    Le  passage  de  l’état  solide  à  l’état  gazeux  s’appelle  la  sublimation.  

On  peut  trouver,  dans  la  littérature,  les  données  suivantes  relatives  au  diiode  :    

Coordonnées  du  point  triple  :    θ  Y  =  113°C     pY  =  0,12  bar  

Coordonnées  du  point  critique  :    θ  C  =  512°C     pC  =  116  bar  

Point  du  fusion  normal  (=sous  la  pression  atmosphérique  =1,013  bar)  :  θ  F  =  114°C  

Point  d’ébullition  normal  (=sous  la  pression  atmosphérique  =1,013  bar)  :  θ  E  =  184°C  

 2) D’après   ces   données,   esquisser   le   diagramme   de   phases   du   diiode.   Positionner  

tous  les  points  ci-­‐dessus  sur  ce  diagramme.  Le  tracé  ne  sera  pas  obligatoirement  à  l’échelle.    A   partir   des   données   précédentes,   il   est   possible   de   placer   le   point   triple   et   le  point  critique,  et  de  donner  l’allure  du  diagramme.  La  seule  inconnue  est  la  valeur  de  la  pente  de  la  courbe  S=L  :  on  suposera  que  nous  sommes  dans  le  cas  le  plus  fréquent  (et  que  la  pente  est  donc  positive).    

  3  

   

3) Indiquer  l’état  physique  du  diiode  (solide  S,   liquide  L  ou  vapeur  V)  dans  chaque  région  du  diagramme.    Si  pression  élevée  et  température  basse  :  état  solide  Si  pression  faible  et  température  élevée  :  état  gazeux  

 4) Rappeler  la  définition  de  la  pression  de  vapeur  saturante  (ici,  la  phase  condensée  

n’est  pas  liquide  mais  solide).    La  pression  de  vapeur  saturante  est  la  pression  du  gaz  qui  est  en  équilibre,  à  la  température  T,  avec  la  phase  liquide,  ou  solide.  Elle  dépend  de  la  température  T.  Plus  un  corps  pur  est  volatil,  plus  élevée  sera  sa  pression  de  vapeur  saturante.  

 On   introduit  une  masse  m0  =  0,50  g  de  diiode  solide  dans  un  récipient   initialement  vide  de  volume  V0  =  50  L.  Puis  on  élève  et  on  maintient  la  température  à  θ  =  30°C.  

 5) En  déduire,  lorsque  le  système  n’évolue  plus  :  

5.1.  La  quantité  de  matière,  puis  la  masse,  de  diiode  sous  la  forme  vapeur              

pY = 0,12

Y = 113°C

pC = 116

C = 512°C

F = 114°C E = 184°C

patm = 1,013

p en bar

T en °C

Y

C

F E

Etat Supercritique

SOLIDELIQUIDE

GAZ

Y = 30°C

p = 62,6.10-5

  4  

La  pression  de  vapeur  saturante  est  connue  à  30°C  :  elle  vaut  Psat  =  62,6  Pa.  En  utilisant   l’équation   d’état   des   gaz   parfaits,   on   peut   donc   calculer   la   quantité   de  matière  de  diiode  en  phase  gaz  :    Psat  .  V0  =  n{I2  gaz}.R.T      62,3  x  50.10-­‐3  =  n{I2  gaz}  x  8,314  x  .(30+273,15)    n{I2  gaz}  =  1,24.10-­‐3  mol    =  1,2.10-­‐3  mol    (avec  2  chiffres  significatifs)      soit  une  masse  m{I2  gaz}  =  1,2.10-­‐3  x  M(I2)  =1,24.10-­‐3  x  258,3  =  0,30  g  

 4.2.  La  masse  de  diiode  qui  reste  sous  la  forme  solide    Il  reste  donc  une  masse  de  diiode  solide  égale  à  m{I2  solide}  =  0,50  -­‐  0,30  =  0,20  g      6) Représenter  l’état  final  par  un  point  sur  le  diagramme  précédent.  

Voir   la   position   du   point   (rouge)   représentatif   sur   le   diagramme   précédent  :   il   se  situe  sur  la  courbe  de  sublimation  S=G.  

 

Pour  cet  exercice  :    T/K  =  θ/°C  +  273,  15     R  =  8,314  J.K-­‐1.mol-­‐1      Masse  molaire  du  diiode  :  M(I2)  =  253,8  g.mol-­‐1    Exercice  2  :  à  propos  du  dioxyde  de  carbone                3  pts    Dimanche  21  septembre  dernier,  le  GCP  a  rendu  public  le  bilan  des  émissions  de  CO2  pour  l’année  2013.  Ce  sont  près  de  39,3  milliards  de  tonnes  de  ce  gaz  à  effet  de  serre  qui  ont  été  émises  par  l’Homme.  

 L’océan  mondial  recouvre  71  %  de  la  surface  de  la  Terre  et  a  une  profondeur  moyenne  de  3,8  km.  L’océan  joue  un  rôle  majeur  dans  la  régulation  du  climat  de  la  Terre  à  travers  deux  processus  :  la  régulation  de  la  température  et  les  échanges  de  CO2  avec  l’atmosphère.      On  étudie  l’équilibre  de  dissolution  du  dioxyde  de  carbone  gazeux  en  phase  aqueuse  :  

(1)   CO2(g)      =      CO2(aq)     K°1  =  2,83.10-­‐2    à    298  K    

1) En   utilisant   la   relation   de   Guldberg   et  Waage,   donner   l’expression   de   la   constante  d’équilibre  K°1.    Nous  savons  que  :  K°  =  aéq(CO2  aq)  /  aéq(CO2  g)    Pour  le  soluté  :  aéq(CO2  aq)  =  [CO2]éq/c°  car  on  considère  la  solution  diluée  Pour  le  soluté  :  aéq(CO2  g)  =  pCO2éq/p°  car  on  considère  les  gaz  parfaits  

  5  

 K°1  =  ([CO2]éq/c°)/(pCO2éq/p°)=  ([CO2]éq.p°)/(pCO2éq.c°)      

K°1$=$ [CO2]éq/c°pCO2éq/p°=$ [CO2]éq.p°pCO2éq.c°

 

 2) On  donne   la  pression  partielle  du  dioxyde  de  carbone  dans   l’air  :  PCO2  =  360  µbar  à  298  K.  Calculer  la  concentration  molaire  en  dioxyde  de  carbone  dissous  dans  l’eau  à  298  K.    Utilisons  la  valeur  de  K°1  :    K°1  =  ([CO2]éq/c°)/(pCO2éq/p°)=  ([CO2]éq.p°)/(pCO2éq.c°)    Alors  :  [CO2]éq  =  2,83.10-­‐2  x  360.10-­‐6  =  1,02.10-­‐5  mol.L-­‐1  

 

Parmi  les  possibilités  de  stockage  du  dioxyde  de  carbone  émis,  sa  minéralisation  sous  forme  de  carbonate  de  calcium  CaCO3(s)  est  émise.  

Des  études  sont  également  menées  vers  une  minéralisation  sous  forme  d’oxalate  de  calcium  CaC2O4(s)  :  après  hydrogénation  du  dioxyde  de  carbone  en  acide  oxalique   (réaction   1),   il  serait  possible  d’injecter  la  solution  aqueuse  d’acide  oxalique  dans  un  sol  calcaire  riche  en  carbonate  de  calcium,  ce  qui  conduirait  à  la  formation  d’oxalate  de  calcium  (réaction  2).  Le  dioxyde  de  carbone  libéré  pourrait  être  piégé  dans  les  pores  du  solide  formé.    

Réaction  1:  2  CO2(aq)  +  H2(g)  =  H2C2O4(aq)    Réaction  2:  CaCO3(s)  +  H2C2O4(aq)  =  CaC2O4(s)  +  CO2(g)  +  H2O(l)    

 3) Donner  l’expression  de  la  constante  d’équilibre  K°2  de  la  réaction  (2)  en  fonction  des    concentrations  molaires  et  des  pressions  partielles  des  réactifs  et  des  produits.  

 D’après  la  relation  de  Guldberg  et  Waage,   K°1  =  (pCO2éq/p°)/([H2C2O4]éq./c°)      

Exercice  3  :  dimérisation  du  chlorure  de  fer        5  pts    Le  chlorure  de  fer  (III)  anhydre  FeCl3,  également  appelé  chlorure  ferrique  ou  perchlorure  de  fer,  est  un  acide  de  Lewis  assez  puissant,  utilisé  comme  catalyseur  dans  des  réactions  de  chimie  organique.  Sous  l'effet  de  la  chaleur,  FeCl3  fond,  puis  bout  au  voisinage  de  588  K.  Le  chlorure  de  Fer  (III)  gazeux  produit  se  dimérise  alors  partiellement  pour  former  Fe2Cl6(g).  

 

  6  

Équilibre  de  dimérisation  du  perchlorure  de  fer  FeCl3    On   étudie,   en   phase   gazeuse,   l'équilibre   de   dimérisation   de   FeCl3   de   constante   K°1(T)   à  température  donnée  T.    

(1) 2  FeCl3  (g)  =  Fe2Cl6  (g)   K°1  (T)    La  réaction  se  déroule  sous  une  pression  totale  constante  ptotale  =  2p°  =  2  bar.    À  la  température  T1  =  750  K,  la  constante  d’équilibre  K°1  vaut  K°1  (T1)  =  20,8.      

1) En   utilisant   la   relation   de   Guldberg   et   Waage,   donner   l'expression   littérale   de   la  constante  d'équilibre  en  fonction  des  pressions  partielles  des  constituants  à  l'équilibre  et  de  p°  =  1  bar.  

 D’après  la  relation  de  Guldberg  et  Waage  :    K°1  (T1)  =  (pFe2Cl6éq/p°)=  (pFeCl3éq/p°)2  K°1  (T1)  =  pFe2Cl6éq.p°/pFeCl3éq2    

K°1 $(T1)$=$pFe2Cl6éq .p°pFeCl3éq2  

   On  considère  désormais  une  enceinte  indéformable  (de  volume  V  constant),  thermostatée  à  750  K,   initialement  vide.  On  y  introduit  une  quantité  n  de  chlorure  de  fer  (III)  gazeux  et  on  laisse   le  système  évoluer  de  telle  sorte  que   la  pression  soit  maintenue  constante  et  égale  à                p  =  2p°.  On  désigne  par  ξ1    l'avancement  de  la  réaction  (1)    6)  Calculer   à   l'équilibre   la   valeur  du   rapport    ξ1

n     en   supposant  que   la   seule   réaction  qui   se  

produit  dans  le  milieu  est  la  dimérisation.    Effectuons  un  tableau  d’avancement  :    

  2  FeCl3  (g)    

=    

Fe2Cl6  (g)    

  nTot(gaz)  

t  =  0   n     0     n  téq   n  –  2.ξ1     ξ1     n  –  ξ1  

   Exprimons  les  pressions  partielles  des  deux  gaz  en  utilisant  la  loi  de  Dalton  :  p(FeCl3  (g))  =  y(FeCl3  (g))  x  p  p(Fe2Cl6  (g))  =  y(Fe2Cl6  (g))  x  p    avec    y(FeCl3  (g))  =  fraction  molaire  de  FeCl3  (g)  :     y(FeCl3  (g))  =  (n  –  2.ξ1)/(n  –  ξ1)  avec    y(Fe2Cl6  (g))  =  fraction  molaire  de  Fe2Cl6  (g)  :     y(Fe2Cl6  (g))  =  (ξ1)/(n  –  ξ1)    Posons  β  =  ξ1/n  

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 y(FeCl3  (g))  =  (1  –  2.β)/(1  –  β)  y(Fe2Cl6  (g))  =  β/(1  –  β)    Alors  il  faut  résoudre  :      K°1  (T1)  =  pFe2Cl6éq.p°/pFeCl3éq2  =  [β/(1  –  β)].p.p°  /[(1  –  2.β)/(1  –  β)]2.p2    K°1  (T1)  =  [β/(1  –  β)].p°  /[(1  –  2.β)/(1  –  β)]2.(p)    K°1  (T1)  =  [β/(1  –  β)].p°  /[(1  –  2.β)/(1  –  β)]2.(2p°)    K°1  (T1)  =  [β/(1  –  β)]/[(1  –  2.β)/(1  –  β)]2.(2)    K°1  (T1)  =  [β]/(1  –  2.β)2/(1  –  β).(2)    K°1  (T1)  =  β.(1  –  β)/2(1  –  2.β)2    

K°1 $(T1)$=$β.(1$*$β)2(1$*$2.β)2  

 2  K°1(1  –  2.β)2  =  β.(1  –  β)     2  K°1(1  –  4.β  +  4.β2)  =  β  –  β2    2x20,8x(1  –  4.β  +  4.β2)  =  β  –  β2     41,6x(1  –  4.β  +  4.β2)  =  β  –  β2    41,6  –  166,4.β  +  166,4.β  2  =  β  –  β2    167,4.β  2  –  167,4.β    +  41,6  =  0      β  =  0,539  ou  β  =  0,461      Comme  la  racine  est  obligatoirement  plus  petite  que  0,5  car  il  faut  que  1-­‐2β  >  0,  alors  on  retiendra  la  valeur  :    β  =  ξ1/n  =  0,461        

Exercice 4 : dissociation du bromure de cuivre 5 pts  On  considère  la  réaction  suivante  :      

      2  CuBr2(s)      2  CuBr(s)  +  Br2(g)                        [1]    

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La  vapeur  de  dibrome  sera  assimilée  à  un  gaz  parfait.    On  donne  :  R  =  8,31  J.K-­‐1.mol-­‐1  

 1) Ecrire   l'expression   de   la   relation   de   Guldberg   et   Waage,   ou   loi   d'action   des  

masses  appliquée  à  l’équilibre  [1].    L’activité  des  solides  qui  sont  seuls  dans  leur  phase  est  égale  à  1.  Le  gaz  est  parfait.    Alors  :  K°  =  aéq2(CuBr(s)).aéq(Br2(g))/aéq2(CuBr2(s))  =  12.aéq(Br2(g))/12    K°  =  12.(péq(Br2)/p°)/12       K°  =  péq(Br2)/p°      Des   expériences   ont   permis   de   mesurer   la   pression   à   l’équilibre   à   la   température                          T  =  550  K.  La  pression  est  alors  notée  Péq  et  elle  s’identifie  aussi  à  la  pression  partielle  du  dibrome  car  c’est  le  seul  constituant  gazeux.    

PBr2éq  =  Péq  =  6,71.10-­‐1  bar  à  T  =  550  K    Dans  un  récipient  vide  d'air  de  volume  V  =  10  litres,  maintenu  à  550  K,  on  introduit  0,5  mole  de  bromure  de  cuivre(II)  CuBr2(s)  .    

2) Dresser  un  tableau  d’avancement  qui  fasse  apparaître  l’avancement  ξ.    

  2  CuBr2  (s)    

=    

2  CuBr(s)      

+  Br2(g)   nTot(gaz)  

t  =  0   n     0   0   0  téq   n  –  2.ξ     2.ξ   ξ   ξ  

   

3) A   partir   de   la   valeur   de   la   pression   à   l’équilibre,   calculer   l’avancement   à  l’équilibre,  noté  ξéq,  et  en  déduire  la  masse  de  CuBr2(s)  présente  dans  l’enceinte  à  l’équilibre  (la  masse  molaire  de  CuBr2(s)  est  M  =  223,35  g.mol-­‐1).    Nous  remarquons  que  le  dibrome  est  le  seul  constituant  gazeux  :    A  l’équilibre  :    

  2  CuBr2  (s)    

=    

2  CuBr(s)      

+  Br2(g)   nTot(gaz)  

t  =  0   n     0   0   0  téq   n  –  2.ξ     2.ξ   ξ   ξ  

       

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PBr2éq  =  Péq  =  6,71.10-­‐1  bar  à  T  =  550  K  Alors  utilisons  l’équation  d’état  des  gaz  parfaits  :    PBr2éq.V  =  n(Br2).RT  soit  :  PBr2éq.V  =  ξéq.RT      A.N  :     6,71.10-­‐1.105  x  10.10-­‐3  =  ξéq  x  8,314  x  550    ξéq  =  0,147  mol  =  0,15  mol    Nous  avons  placé  0,5  mol  et  l’avancement  à  l’équilibre  vaut  0,15  mol.  Par  conséquent,  La  quantité  de  matière  de  CuBr2(s)  restant  est  :      n(CuBr2(s)  restant)  =  0,5-­‐2x0,15  =  0,20  mol      Soit  une  masse    m(CuBr2(s)  restant)    =  0,20  x  223,35  =    44,7  g  (45  g).    

4) Dans  une  nouvelle  expérience,  on  augmente  le  volume  V.  Quel  volume  faudrait-­‐il  donner   au   récipient   pour   que   tout   le   bromure   de   cuivre(II)   disparaisse,  l’équilibre  étant  encore  établi  ?    Si  tout  le  bromure  de  cuivre  (II)  disparaît,  alors  :  n-­‐2.ξmax  =  0  soit    ξmax  =  0,25  mol.    Comme  la  constante  d’équilibre  ne  dépend  que  de  la  température  T  et  que  T  est  constante,  alors  :  T  =  550  K  et  PBr2éq  =  Péq  =  6,71.10-­‐1  bar  à  T  =  550  K    Reprenons  notre  équation  d’état  des  gaz  parfaits  avec  cette  fois  :    PBr2éq.V  =  n(Br2).RT  soit  :  PBr2éq.V  =  ξmax.RT        A.N  :     6,71.10-­‐1.105  x  V  =  0,25  x  8,314  x  550    V  =  17,0.10-­‐3  m3    V  =  17  L.  

     Exercice 5 : utilisation d’une solution de thiosulfate de sodium en photographie argentique. 9 pts

 On  prépare  une  solution  aqueuse  de  sulfite  de  sodium  Na2SO3  de  concentration  c  =  0,50  mol.L-­‐1.  A  50  mL  de  la  solution  précédente,  on  ajoute  1,5  g  de  soufre  solide.  On  chauffe  à  reflux   l'ensemble   pendant   1   heure.   On   constate   qu'il   reste   du   soufre.   Après  refroidissement,  filtration,  séchage,  on  pèse  une  masse  m  de  soufre.      

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La  transformation  qui  a  lieu  est  décrite  par  l’équation  chimique  :          

S(s)    +    SO32-­‐(aq)    =    S2O32-­‐(aq)    On  suppose  la  réaction  quantitative,  ou  totale.    

1) Calculer  l'avancement  de  la  réaction.      Dressons  un  tableau  d’avancement  :      

  S(s)    

+    

SO32-­‐(aq)    

=    S2O32-­‐(aq)    

t  =  0   1,5/32  =  0,047  mol  

  0,50x50.10-­‐3  =  0,025  mol  

0    

téq   0,047-­‐0,025  =  0,05-­‐0,025  =0,025  mol  

  0   0,025  mol  

   Le   réactif   en   défaut   est   donc   le   sulfite   de   sodium.   Le   sulfite   de   sodium   est   le  réactif  limitant.  L’avancement  vaut  donc  puisque  la  réaction  est  totale  :      ξ  =  0,025  mol.      

2) Déterminer  la  quantité  de  matière  n  de  thiosulfate  de  sodium  formée  ainsi  que  la  masse  m  de  soufre  restant.    

Il  reste  donc  0,025  mol  de  soufre  soit  une  masse  mrestante  =  0,8  g    Et  on  a  formé  0,025  mol  d’ions  thiosulfate.    

   Cette  solution  de  thiosulfate  est  utilisée  en  photographie  argentique  :  après  la  phase  de  développement   qui   permet   de   révéler   l'image   latente,   il   est   nécessaire   d'éliminer   les  ions   argent   (I)   n'ayant   pas   réagi   avec   le   révélateur   (cristaux   non   sensibilisés   par   la  lumière).   C'est   l'opération   dite   de   fixage.   Pour   cela,   on   élimine   le   bromure   d'argent  insoluble  par  action  du  thiosulfate  de  sodium  précédemment  préparé  qui  forme  des  ions  Ag(S2O3)23-­‐,   solubles   et   très   stables  :   on   étudie   ici   donc   la   dissolution   du   bromure  d’argent   AgBr(s)   par   une   solution   de   thiosulfate   de   sodium   (2  Na+,   S2O32-­‐).   Il   se   forme  l’ion  Ag(S2O3)23-­‐  et  des   ions  bromure  Br-­‐   sont   libérés.  Tous   les   ions  qui  sont  cités  sont  solubles  dans  l’eau.  Seul  AgBr  est  solide.    

3) Ecrire  l'équation  de  dissolution  des  cristaux  de  bromure  d'argent  AgBr(s)  avec  le  nombre  stoechiométrique  1  pour  le  réactif  AgBr.  

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 AgBr(s)              +    2    S2O32-­‐(aq)          =      Ag(S2O3)23-­‐(aq)              +    Br-­‐(aq)            

   

4) Exprimer  la  constante  d’équilibre  K°  de  cette  équation  à  l’aide  des  activités  puis  en  considérant  que  les  solutions  sont  diluées.    K°  =  aéq(Ag(S2O3)23-­‐(aq)).aéq(Br-­‐(aq))  /aéq(S2O32-­‐(aq))2.aéq(AgBr(s))    K°  =  ([Ag(S2O3)23-­‐]/c°).([Br-­‐]/c°)./([S2O32-­‐]/c°)2.1    K°  =  [Ag(S2O3)23-­‐].[Br-­‐]/[S2O32-­‐]2    

 A  la  température  de  travail,  la  constante  d’équilibre  K°  est  égale  à  16.  On  introduit  une  quantité  de  matière  n1  =  5,00.10-­‐2  mol  de  AgBr  dans  2,00  L  d’une  solution  de  thiosulfate  de  sodium  de  concentration  C2  =  4,00.10-­‐2  mol.L-­‐1.    

5) Ecrire  un  tableau  d’avancement.    AgBr(s)              +    2    S2O32-­‐(aq)          =      Ag(S2O3)23-­‐(aq)              +    Br-­‐(aq)      

  AgBr(s)    

+    

2    S2O32-­‐(aq)          =   Ag(S2O3)23-­‐(aq)   +    Br-­‐(aq)    

t  =  0   n1  =    5,00.10-­‐2  

  V2.C2  =    8,00.10-­‐2  

0    

0    

téq   5,00.10-­‐2  -­‐  ξ     8,00.10-­‐2  –  2.ξ   ξ   ξ      

6) Exprimer  K°  en  faisant  apparaître  l’avancement  et  déterminer,  en  utilisant  votre  calculatrice,  l’avancement  à  l’équilibre.  La  transformation  est–elle  totale  ?    

[S2O32-­‐]éq  =  (8,00.10-­‐2  –  2ξ)/V  =  (4,00.10-­‐2  –  ξ)  car  V  =  2L    [S2O32-­‐]éq  =  (4,00.10-­‐2  –  ξ)  en  mol.L-­‐1    [Ag(S2O3)23-­‐]  éq        =      [Br-­‐]  éq    =      ξ/V  en  mol.L-­‐1 = ξ/2  en  mol.L-­‐1    Alors  :    K°  =  16  =  (ξ/2)2/(4,00.10-­‐2  –  ξ)2    On   peut   aussi   faciliter   la   résolution   en   remarquant   que   toutes   les   puissances   sont  paires  :    42  =  (ξ/2)2/(4,00.10-­‐2  –  ξ)2       4  =  (ξ/2)/(4,00.10-­‐2  –  ξ)    

  12  

 8  =  ξ/(4,00.10-­‐2  –  ξ)         8(4,00.10-­‐2  –  ξ)  =  ξ  32,00.10-­‐2  –8.ξ  =  ξ ξ  =  32,00.10-­‐2/9      ξ  =  3,56.10-­‐2    mol.       ξ  =  3,6.10-­‐2    mol.      Comme   l’on   avait   5,00.10-­‐2   et   8,00.10-­‐2   mol   de   réactifs,   on   peut   dire   que   la  transformation  des  réactifs  en  produits  n’est  pas  totale.