A un volume \( \mathrm{V}=20 \mathrm{~mL} \) d'une solution de nitrate de plomb (II) telle que \( \left[\mathrm{Pb}^{2+}\right]=1,0 \times 10^{-2} \) mol. \( \mathrm{L}^{-1} \) est ajouté, sans variation de volume, à \( 25^{\circ} \mathrm{C}, 200 \mathrm{mg} \) de poudre d'étain \( \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) \) \( \mathrm{A} 25^{\circ} \mathrm{C} \), la constante d'équilibre K associée à l'équation de la réaction est égale à 0,33 La transformation suit l'équation de réaction suivante : \( \mathrm{Sn}(\mathrm{s})+\mathrm{Pb}^{2+}(\mathrm{aq}) \leftrightarrows \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq})+\mathrm{Pb}(\mathrm{s}) \) Prévoir le sens d'évolution spontanée de la transformation.

Pour prédire le sens d'évolution spontanée de la réaction, nous utilisons l'expression de la constante d'équilibre \( K \). Avec \( K = 0,33 \), cela indique que, à l'équilibre, les produits de la réaction (c'est-à-dire \( \mathrm{Sn}^{2+} \) et \( \mathrm{Pb} \)) ne sont pas favorisés par rapport aux réactifs. De plus, nous avons la concentration initiale de \( \mathrm{Pb}^{2+} \) de \( 1,0 \times 10^{-2} \, \text{mol} \cdot \text{L}^{-1} \). En l'absence de réaction, le quotient de réaction \( Q \) sera supérieur à \( K \), ce qui implique une évolution spontanée vers la gauche, favorisant ainsi la formation de \( \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) \) et \( \mathrm{Pb}^{2+}(\mathrm{aq}) \). En pratique, cela signifie que le système va tenter de rétablir l'équilibre en produisant davantage de réactifs. Si vous êtes tentés de réaliser cette réaction dans un tube à essai, attendez-vous à voir le plomb se déposer et la couleur de la solution s'éclaircir. Cela pourrait être un projet amusant en laboratoire, mais n'oubliez pas de porter des lunettes de sécurité !