Équilibres chimiques et constante d'équilibre

Introduction

L'étude des équilibres chimiques est essentielle pour comprendre comment les réactions se déroulent dans des conditions variées. En effet, de nombreuses réactions peuvent être réversibles, et savoir comment les concentrations des réactifs et des produits évoluent est fondamental en chimie. Ce cours vous permettra d'approfondir votre compréhension des équilibres chimiques et de la constante d'équilibre, des concepts clés au programme de terminale.

1. Qu'est-ce qu'un équilibre chimique ?

Un équilibre chimique est atteint lorsque les vitesses des réactions directe et inverse deviennent égales. À ce stade, les concentrations des réactifs et des produits restent constantes dans le temps, même si les réactions continuent à se produire à l'échelle microscopique.

1.1 Réactions réversibles

Les réactions réversibles se notent souvent comme suit :
A + B ⇌ C + D
Ici, A et B sont les réactifs, tandis que C et D sont les produits. Dans cet exemple, l'équilibre est atteint lorsque les quantités de A, B, C et D ne changent plus.

Exemple concret :
Considérons la réaction de formation de l'ammoniac :
N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)
À l'équilibre, la concentration de N₂, H₂ et NH₃ ne varie plus, même si la réaction continue à se produire dans les deux sens.

2. La constante d'équilibre (K)

La constante d'équilibre, notée K, est un rapport des concentrations des produits et des réactifs à l'équilibre, chacune élevée à la puissance de son coefficient stœchiométrique.

2.1 Expression de K

Pour la réaction générale :
aA + bB ⇌ cC + dD
La constante d'équilibre K est donnée par :
K = rac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}
Où [X] représente la concentration de l'espèce X à l'équilibre.

Exemple chiffré :
Pour la réaction :
N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)
Si à l'équilibre, on a [N₂] = 0,5 mol/L, [H₂] = 0,1 mol/L et [NH₃] = 0,4 mol/L, alors :