EQ-EÉquilibre chimique

Équilibre en phase gazeuse : quantité totale de gaz, taux d'avancement final et loi de modération (pression, température)

Idée directrice

Un équilibre entre gaz se traite au bac sans constante d'équilibre : on ajoute au tableau d'avancement la quantité de matière totale de gaz $n_T$ , qui (avec $\tau_f$ ou une quantité restante) donne l'avancement final. Ensuite, chaque perturbation se lit sur $x_f$ : si l'avancement final baisse, l'équilibre a reculé. La loi de modération relie ce déplacement à la pression (quantité de gaz de chaque côté) ou à la température (caractère exo- ou endothermique). Cette trajectoire est apparue dans six sessions entre 2015 et 2020 (trois en Sciences techniques, deux en Mathématiques, une en Sciences expérimentales) ; elle n'est pas revenue dans les sujets 2021–2026.

Ce qui aide à reconnaître la démarche

« Dresser le tableau descriptif d'avancement » ; « la quantité de matière totale de gaz à l'équilibre est » ; « La nouvelle quantité de matière totale de gaz » ; « Préciser en le justifiant, s'il s'agit d'une diminution ou d'une augmentation de la pression » ; « Comparer, en le justifiant, P2 à P1 » ; « Justifier que la réaction de synthèse … est exothermique » ; « En faisant appel à la loi de modération, justifier que le choix d'une haute pression améliore le rendement »

Besoin d’un point de départ ? Voir la méthode

Ajouter au tableau la colonne $n_T$ , somme des quantités de gaz : ici $n_T=n_1+n_2-2x$ , car 3 mol de gaz donnent 1 mol.
$n_T$ à l'équilibre, ou la quantité restante d'une espèce, donne $x_f$ . $x_{\max}$ vient du réactif limitant (plus petit $\dfrac{n_0}{\nu}$ ), puis $\tau_f=\dfrac{x_f}{x_{\max}}$ ; $\tau_f<1$ : réaction limitée.
Pression, à température constante : une hausse favorise le sens qui diminue la quantité de gaz, une baisse le sens qui l'augmente. Le sens se lit sur $n_T$ ou sur $\tau_f$ .
Température, à pression constante : une hausse favorise le sens endothermique. Si $\tau_f$ diminue quand $\theta$ augmente, le sens (1) est exothermique.
$x_{\max}$ ne dépend que des quantités initiales : entre deux états d'équilibre, comparer $\tau_f$ revient à comparer $x_f$ .

Les pièges à vérifier dans ta démarche

Désigner comme limitant le réactif de plus petite quantité ( $\mathrm{CO}$ , 0,60 mol) sans diviser par les coefficients : c'est $\mathrm{H_2}$ , avec $\dfrac{n_2}{2}=0{,}50\ \text{mol}$ .
Conclure à une hausse de pression parce que $n_T$ augmente : $n_T$ augmente parce que l'équilibre s'est déplacé dans le sens qui produit du gaz, ce qui compense une baisse de pression.
Recalculer un $x_{\max}$ différent après la perturbation : seuls l'avancement final et $\tau_f$ changent.
Attribuer au catalyseur un déplacement de l'équilibre ou une hausse de $\tau_f$ : il n'agit que sur la durée d'établissement de l'équilibre.

Sujet principal

Exercice 1 — synthèse du méthanol en phase gazeuse (4 points), dans l'esprit des sessions 2015–2020

5 questionsCorrigé masqué

Le méthanol $\mathrm{CH_3OH}$ est fabriqué industriellement à partir d'un « gaz de synthèse », mélange de monoxyde de carbone $\mathrm{CO}$ et de dihydrogène $\mathrm{H_2}$ . Dans les conditions de l'expérience, toutes les espèces sont gazeuses et la réaction conduit à un équilibre chimique modélisé par l'équation :

\mathrm{CO_{(g)}}+2\,\mathrm{H_{2(g)}}\underset{(2)}{\overset{(1)}{\rightleftharpoons}}\mathrm{CH_3OH_{(g)}}

Dans un réacteur préalablement vide, maintenu à une température $\theta_1$ et sous une pression $P_1$ constante, on introduit à l'instant $t=0$ une quantité $n_1=0{,}60\ \text{mol}$ de monoxyde de carbone et une quantité $n_2=1{,}00\ \text{mol}$ de dihydrogène. Lorsque l'équilibre chimique $(E_1)$ est atteint, la quantité de matière totale de gaz dans le réacteur est $n_{T1}=1{,}20\ \text{mol}$ .

Tableau d'avancement.
1. Dresser le tableau descriptif d'évolution du système en avancement $x$ , en y ajoutant une colonne donnant la quantité de matière totale de gaz $n_T$ .
2. Montrer que l'avancement final s'écrit $x_{f1}=\dfrac{n_1+n_2-n_{T1}}{2}$ ; calculer sa valeur.
Caractère de la réaction.
1. Montrer que le dihydrogène est le réactif limitant ; en déduire la valeur de l'avancement maximal $x_{\max}$ .
2. Déterminer le taux d'avancement final $\tau_{f1}$ de la réaction. Préciser, en le justifiant, si la réaction est totale ou limitée.
3. Déterminer la composition molaire du mélange à l'équilibre $(E_1)$ .
Le mélange étant à l'équilibre $(E_1)$ , on fait varier la pression, la température restant égale à $\theta_1$ . Il s'établit un nouvel état d'équilibre $(E_2)$ dans lequel la nouvelle quantité de matière totale de gaz est $n_{T2}=1{,}30\ \text{mol}$ .
1. Préciser, en le justifiant, le sens dans lequel l'équilibre $(E_1)$ s'est déplacé.
2. Préciser, en le justifiant, s'il s'agit d'une diminution ou d'une augmentation de la pression.
3. Calculer le taux d'avancement final $\tau_{f2}$ et déterminer la composition molaire du mélange à l'équilibre $(E_2)$ .
On reprend le mélange à l'équilibre $(E_1)$ et on élève sa température à une valeur $\theta_2>\theta_1$ , en maintenant la pression $P_1$ . Dans le nouvel état d'équilibre $(E_3)$ , la quantité de dihydrogène restant est $n(\mathrm{H_2})=0{,}80\ \text{mol}$ .
1. Déterminer l'avancement final $x_{f3}$ ; comparer, en le justifiant, le taux d'avancement final $\tau_{f3}$ à $\tau_{f1}$ .
2. Justifier que la réaction de synthèse du méthanol (sens (1)) est exothermique.
3. Déterminer la quantité de matière totale de gaz $n_{T3}$ et la composition molaire du mélange à l'équilibre $(E_3)$ .
Dans l'industrie, la synthèse du méthanol est réalisée sous une pression de 50 à 100 bar, vers 250 °C, en présence d'un catalyseur à base de cuivre.
1. En faisant appel à la loi de modération, justifier que le choix d'une haute pression améliore le rendement de la synthèse.
2. Une température plus basse donnerait un taux d'avancement final plus élevé. Expliquer pourquoi on n'opère pas à plus basse température, et préciser si le catalyseur modifie le taux d'avancement final.

Voir la correction commentéeAprès avoir posé votre démarche

1.a Idée : chaque mole d'avancement consomme 1 mol de $\mathrm{CO}$ et 2 mol de $\mathrm{H_2}$ et forme 1 mol de $\mathrm{CH_3OH}$ ; la quantité totale de gaz diminue donc de $2x$ . Quantités en mol :

\begin{array}{l|cccc} & \mathrm{CO} & \mathrm{H_2} & \mathrm{CH_3OH} & n_T \\ \hline t=0 & 0{,}60 & 1{,}00 & 0 & 1{,}60 \\ x & 0{,}60-x & 1{,}00-2x & x & 1{,}60-2x \\ \text{éq.} & 0{,}60-x_f & 1{,}00-2x_f & x_f & 1{,}60-2x_f \end{array}

1.b Idée : écrire $n_T$ à l'équilibre, puis isoler $x_{f1}$ . À l'équilibre $(E_1)$ : $n_{T1}=n_1+n_2-2x_{f1}$ , d'où $x_{f1}=\dfrac{n_1+n_2-n_{T1}}{2}$ .

$x_{f1}=\dfrac{1{,}60-1{,}20}{2}$ , soit $\boxed{x_{f1}=0{,}20\ \text{mol}}$ .

2.a Idée : comparer les rapports $\dfrac{n_0}{\nu}$ , pas les quantités brutes. $\dfrac{n_1}{1}=0{,}60\ \text{mol}$ et $\dfrac{n_2}{2}=0{,}50\ \text{mol}$ : si la réaction était totale, le dihydrogène disparaîtrait le premier. C'est le réactif limitant, et $\boxed{x_{\max}=0{,}50\ \text{mol}}$ .

2.b $\tau_{f1}=\dfrac{x_{f1}}{x_{\max}}=\dfrac{0{,}20}{0{,}50}$ , soit $\boxed{\tau_{f1}=0{,}40}$ . Comme $\tau_{f1}<1$ , l'avancement final reste inférieur à l'avancement maximal : la réaction est limitée.

2.c Avec $x_{f1}=0{,}20\ \text{mol}$ : $n(\mathrm{CO})=0{,}40\ \text{mol}$ ; $n(\mathrm{H_2})=0{,}60\ \text{mol}$ ; $n(\mathrm{CH_3OH})=0{,}20\ \text{mol}$ (total $1{,}20\ \text{mol}$ , conforme à $n_{T1}$ ).

3.a Idée : $n_T=1{,}60-2x$ diminue quand $x$ augmente ; une hausse de $n_T$ trahit une baisse de l'avancement. $n_{T2}>n_{T1}$ donne $1{,}60-2x_{f2}>1{,}60-2x_{f1}$ , donc $x_{f2}<x_{f1}$ : une partie du méthanol s'est dissociée. L'équilibre s'est déplacé dans le sens (2).

3.b Idée : à température constante, la loi de modération relie le sens du déplacement à la variation de la quantité de gaz. Le sens (2) fait passer de 1 mol de gaz ( $\mathrm{CH_3OH}$ ) à 3 mol de gaz ( $\mathrm{CO}+2\,\mathrm{H_2}$ ) : il augmente la quantité de matière de gaz. Or, d'après la loi de modération, une diminution de pression à température constante déplace l'équilibre dans le sens qui augmente la quantité de matière de gaz. Il s'agit donc d'une diminution de la pression : $\boxed{P_2<P_1}$ .

3.c $x_{f2}=\dfrac{1{,}60-1{,}30}{2}=0{,}15\ \text{mol}$ . Les quantités initiales n'ont pas changé, donc $x_{\max}=0{,}50\ \text{mol}$ et $\tau_{f2}=\dfrac{0{,}15}{0{,}50}$ , soit $\boxed{\tau_{f2}=0{,}30}$ .

Composition de $(E_2)$ : $n(\mathrm{CO})=0{,}45\ \text{mol}$ ; $n(\mathrm{H_2})=0{,}70\ \text{mol}$ ; $n(\mathrm{CH_3OH})=0{,}15\ \text{mol}$ .

4.a Idée : la quantité restante d'un réactif suffit à retrouver $x_f$ grâce au tableau. $n(\mathrm{H_2})=1{,}00-2x_{f3}=0{,}80$ , d'où $\boxed{x_{f3}=0{,}10\ \text{mol}}$ . Avec le même $x_{\max}$ : $\tau_{f3}=\dfrac{0{,}10}{0{,}50}=0{,}20$ , donc $\boxed{\tau_{f3}<\tau_{f1}}$ .

4.b Idée : à pression constante, une élévation de température favorise le sens endothermique. L'élévation de température a fait diminuer le taux d'avancement final : elle a favorisé le sens (2). Le sens (2) est donc endothermique, et la synthèse du méthanol, sens (1), est exothermique.

4.c $n_{T3}=1{,}60-2\times0{,}10$ , soit $\boxed{n_{T3}=1{,}40\ \text{mol}}$ : $n(\mathrm{CO})=0{,}50\ \text{mol}$ ; $n(\mathrm{H_2})=0{,}80\ \text{mol}$ ; $n(\mathrm{CH_3OH})=0{,}10\ \text{mol}$ .

5.a Idée : même raisonnement qu'en 3.b, dans l'autre sens. D'après la loi de modération, une augmentation de pression à température constante déplace l'équilibre dans le sens qui diminue la quantité de matière de gaz, ici le sens (1) (3 mol de gaz donnent 1 mol). Le taux d'avancement final augmente : une haute pression améliore le rendement en méthanol.

5.b Idée : distinguer ce qui déplace l'équilibre (température, pression) de ce qui accélère seulement son établissement (température, catalyseur). À plus basse température, la réaction serait trop lente : la température est aussi un facteur cinétique. On opère donc à une température de compromis, vers 250 °C, où le catalyseur rend la réaction suffisamment rapide. Le catalyseur ne modifie pas le taux d'avancement final : il permet seulement d'atteindre plus vite l'état d'équilibre.

Changer d’énoncé, garder le raisonnement

Choisis un seul transfert après le sujet principal. Qu’est-ce qui change ? Quel résultat ou quelle méthode peux-tu réutiliser ? Les autres exercices restent disponibles pour une prochaine séance.

Variantes rencontrées : synthèse de l'ammoniac à partir d'un mélange équimolaire, avec la quantité totale de gaz à l'équilibre, le réactif limitant, $\tau_f$ puis une nouvelle quantité totale de gaz plus faible à une température plus basse (Mathématiques, principale 2018) ; décomposition de $\mathrm{N_2O_4}$ en enceinte : $n_0$ et $x_f$ à partir de $n_T$ et de $\tau_f$ , sens du déplacement lu sur la couleur de $\mathrm{NO_2}$ , nature de la variation de pression, pourcentage dissocié à une autre température et composition finale (Sciences expérimentales, principale 2020) ; décomposition du phosgène : quantité restante, $\tau_f$ , puis nouveau $\tau_f$ après un changement de pression pour comparer $P_2$ à $P_1$ (Sciences techniques, principale 2015) ; synthèse de $\mathrm{SO_3}$ : quantité restante de $\mathrm{SO_2}$ , $\tau_f$ , effet d'une élévation de température (Sciences techniques, contrôle 2017) ; synthèse de $\mathrm{ClF}$ dans un récipient de volume constant : comparer deux températures à partir de $\tau_f$ (Sciences techniques, contrôle 2020) ; étude d'un document sur le procédé Haber-Bosch : caractères de la réaction, facteurs cinétiques, loi de modération et haute pression, masse de réactif (Mathématiques, contrôle 2020).

Exercices d'entraînement — une nuance à la fois

1 Drill EQ-E.1 — dissociation d'un seul réactif gazeux :

n_0

à partir de

n_T

et de

\tau_f

, comparer

P_2

P_1

, puis deux températures

Entraînement 01 / 02

Drill EQ-E.1 — dissociation d'un seul réactif gazeux : $n_0$ à partir de $n_T$ et de $\tau_f$ , comparer $P_2$ à $P_1$ , puis deux températures

4 questionsCorrigé masqué

Le chlorure de sulfuryle $\mathrm{SO_2Cl_2}$ se dissocie à température élevée en dioxyde de soufre et en dichlore. Dans les conditions de l'expérience, toutes les espèces sont gazeuses, et la transformation conduit à un équilibre chimique modélisé par l'équation :

\mathrm{SO_2Cl_{2(g)}}\underset{(2)}{\overset{(1)}{\rightleftharpoons}}\mathrm{SO_{2(g)}}+\mathrm{Cl_{2(g)}}

À l'instant $t=0$ , on introduit $n_0$ mol de $\mathrm{SO_2Cl_2}$ dans une enceinte préalablement vide, maintenue à la température $\theta_1$ et sous la pression $P_1$ .

Dresser le tableau descriptif d'évolution du système en avancement $x$ , en y ajoutant la quantité de matière totale de gaz $n_T$ .
À l'équilibre $(E_1)$ , la quantité de matière totale de gaz est $n_{T1}=0{,}78\ \text{mol}$ et le taux d'avancement final de la réaction est $\tau_{f1}=0{,}30$ . Déterminer $n_0$ et l'avancement final $x_{f1}$ ; en déduire la composition molaire de $(E_1)$ .
On maintient la température égale à $\theta_1$ et on amène la pression de la valeur $P_1$ à une valeur $P_2$ . Le taux d'avancement final devient $\tau_{f2}=0{,}35$ .
1. Préciser le sens dans lequel l'équilibre $(E_1)$ s'est déplacé.
2. Comparer, en le justifiant, $P_2$ à $P_1$ .
3. Calculer la nouvelle quantité de matière totale de gaz $n_{T2}$ .
On reprend l'équilibre $(E_1)$ et on abaisse la température à $\theta_3<\theta_1$ , à pression $P_1$ constante. Dans le nouvel équilibre $(E_3)$ , $20\ \%$ seulement du $\mathrm{SO_2Cl_2}$ introduit est dissocié.
1. Comparer, en le justifiant, le taux d'avancement final $\tau_{f3}$ à $\tau_{f1}$ .
2. Justifier que la dissociation de $\mathrm{SO_2Cl_2}$ (sens (1)) est endothermique.
3. Déterminer la composition molaire de $(E_3)$ .

Voir la correction commentéeAprès avoir posé votre démarche

1. Idée : un seul réactif, qui donne 2 mol de gaz par mole dissociée : la quantité totale de gaz augmente de $x$ . Quantités en mol :

\begin{array}{l|cccc} & \mathrm{SO_2Cl_2} & \mathrm{SO_2} & \mathrm{Cl_2} & n_T \\ \hline t=0 & n_0 & 0 & 0 & n_0 \\ x & n_0-x & x & x & n_0+x \\ \text{éq.} & n_0-x_f & x_f & x_f & n_0+x_f \end{array}

2. Idée : deux inconnues, deux relations : $n_{T1}=n_0+x_{f1}$ et $x_{f1}=\tau_{f1}\,x_{\max}$ , avec $x_{\max}=n_0$ (le seul réactif est limitant). $n_{T1}=n_0(1+\tau_{f1})$ , d'où $n_0=\dfrac{0{,}78}{1{,}30}$ , soit $\boxed{n_0=0{,}60\ \text{mol}}$ , et $x_{f1}=0{,}30\times0{,}60$ , soit $\boxed{x_{f1}=0{,}18\ \text{mol}}$ .

Composition de $(E_1)$ : $n(\mathrm{SO_2Cl_2})=0{,}42\ \text{mol}$ ; $n(\mathrm{SO_2})=n(\mathrm{Cl_2})=0{,}18\ \text{mol}$ .

3.a Idée : $x_{\max}=n_0$ n'a pas changé, donc $\tau_f$ varie comme $x_f$ . $\tau_{f2}>\tau_{f1}$ donne $x_{f2}>x_{f1}$ : l'équilibre s'est déplacé dans le sens (1), celui de la dissociation.

3.b Le sens (1) fait passer de 1 mol de gaz à 2 mol de gaz : il augmente la quantité de matière de gaz. D'après la loi de modération, à température constante, un tel déplacement répond à une diminution de la pression : $\boxed{P_2<P_1}$ .

3.c $x_{f2}=0{,}35\times0{,}60=0{,}21\ \text{mol}$ et $n_{T2}=n_0+x_{f2}$ , soit $\boxed{n_{T2}=0{,}81\ \text{mol}}$ .

4.a $20\ \%$ du réactif dissocié signifie $x_{f3}=0{,}20\,n_0$ , d'où $\tau_{f3}=0{,}20$ : $\boxed{\tau_{f3}<\tau_{f1}}$ .

4.b Idée : à pression constante, un abaissement de température favorise le sens exothermique. L'abaissement de température a fait reculer la dissociation : il a favorisé le sens (2), qui est donc exothermique. La dissociation, sens (1), est endothermique.

4.c $x_{f3}=0{,}20\times0{,}60=0{,}12\ \text{mol}$ : $n(\mathrm{SO_2Cl_2})=0{,}48\ \text{mol}$ ; $n(\mathrm{SO_2})=n(\mathrm{Cl_2})=0{,}12\ \text{mol}$ ; $n_{T3}=0{,}72\ \text{mol}$ .

2 Drill EQ-E.2 — étude d'un document industriel : caractères de la réaction, facteurs cinétiques, loi de modération et masse de réactif

Entraînement 02 / 02

Drill EQ-E.2 — étude d'un document industriel : caractères de la réaction, facteurs cinétiques, loi de modération et masse de réactif

3 questionsCorrigé masqué

On lit le texte suivant, reconstitué pour l'exercice.

« Le vaporeformage du méthane. Aujourd'hui, la plus grande partie du dihydrogène industriel est produite à partir du gaz naturel : le méthane réagit avec la vapeur d'eau selon une réaction qui conduit à un équilibre chimique, modélisée par l'équation $\mathrm{CH_{4(g)}}+\mathrm{H_2O_{(g)}}\rightleftharpoons\mathrm{CO_{(g)}}+3\,\mathrm{H_{2(g)}}$ .

La réaction absorbe une grande quantité de chaleur : le mélange gazeux circule dans des tubes garnis d'un catalyseur au nickel, chauffés de l'extérieur par des brûleurs. Plus la température est élevée, plus le taux d'avancement final de la réaction est grand. Vers 500 °C, il resterait faible, et la réaction serait de plus très lente : on opère vers 850 °C.

La conversion du méthane serait meilleure sous faible pression. On travaille pourtant sous 20 à 30 bar : le dihydrogène est destiné à des unités (synthèse de l'ammoniac, du méthanol) qui l'utilisent sous pression, et des gaz comprimés occupent des installations plus compactes. On introduit enfin environ trois moles de vapeur d'eau par mole de méthane. »

En se référant au texte :
1. dégager deux caractères de la réaction de vaporeformage du méthane. Justifier ;
2. préciser les facteurs cinétiques mis en jeu dans le réacteur industriel.
Loi de modération.
1. Justifier, à l'aide de la loi de modération, que le taux d'avancement final de la réaction augmente avec la température.
2. En faisant appel à la loi de modération, justifier qu'une faible pression favoriserait la conversion du méthane.
3. Préciser l'effet, sur le taux d'avancement final, de l'introduction de trois moles de vapeur d'eau par mole de méthane, plutôt que d'un mélange équimolaire.
Déterminer la masse de méthane qui doit réagir pour produire 6,0 tonnes de dihydrogène. On donne : $M(\mathrm{C})=12\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ ; $M(\mathrm{H})=1\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ .

Voir la correction commentéeAprès avoir posé votre démarche

1.a Idée : chaque caractère doit être appuyé sur une phrase du texte. La réaction est limitée : elle « conduit à un équilibre chimique », et son taux d'avancement final reste faible vers 500 °C. Elle est endothermique : elle « absorbe une grande quantité de chaleur ». On peut ajouter qu'elle est lente à basse température (« la réaction serait de plus très lente »).

1.b Dans le réacteur, deux facteurs cinétiques accélèrent la réaction : la température élevée (vers 850 °C) et le catalyseur au nickel.

2.a Idée : à pression constante, une élévation de température favorise le sens endothermique. Le sens direct est endothermique : une élévation de température déplace l'équilibre dans ce sens, et le taux d'avancement final augmente.

2.b Idée : compter les moles de gaz de chaque côté de l'équation. Le sens direct fait passer de 2 mol de gaz ( $\mathrm{CH_4}+\mathrm{H_2O}$ ) à 4 mol de gaz ( $\mathrm{CO}+3\,\mathrm{H_2}$ ). Une diminution de pression, à température constante, déplace l'équilibre dans le sens qui augmente la quantité de matière de gaz, ici le sens direct : une faible pression favoriserait la conversion du méthane.

2.c Par rapport au mélange équimolaire, la vapeur d'eau est en excès et le méthane devient le réactif limitant. D'après la loi de modération, augmenter la quantité d'un réactif déplace l'équilibre dans le sens direct : le taux d'avancement final, rapporté au méthane, augmente, ce qui compense en partie l'effet défavorable de la pression de 20 à 30 bar.

3. Idée : l'équation donne $n(\mathrm{CH_4})=\dfrac{n(\mathrm{H_2})}{3}$ . $n(\mathrm{H_2})=\dfrac{6{,}0\times10^{6}}{2}=3{,}0\times10^{6}\ \text{mol}$ ; $n(\mathrm{CH_4})=1{,}0\times10^{6}\ \text{mol}$ .

$m(\mathrm{CH_4})=1{,}0\times10^{6}\times16\ \text{g}=1{,}6\times10^{7}\ \text{g}$ , soit $\boxed{m(\mathrm{CH_4})=16\ \text{t}}$ .

Relier ce raisonnement au bac

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Équilibre en phase gazeuse : quantité totale de gaz, taux d'avancement final et loi de modération (pression, température)

Exercice 1 — synthèse du méthanol en phase gazeuse (4 points), dans l'esprit des sessions 2015–2020

Changer d’énoncé, garder le raisonnement

Exercices d'entraînement — une nuance à la fois

Drill EQ-E.1 — dissociation d'un seul réactif gazeux : $n_0$ à partir de $n_T$ et de $\tau_f$ , comparer $P_2$ à $P_1$ , puis deux températures

Drill EQ-E.2 — étude d'un document industriel : caractères de la réaction, facteurs cinétiques, loi de modération et masse de réactif

Relier ce raisonnement au bac