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. Cela signifie que, bien que les molécules de réactifs soient transformées en produits et vice versa, les quantités de chaque espèce chimique ne changent plus.

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. Cela implique que les molécules continuent de se transformer, mais que les taux de formation des produits et de consommation des réactifs sont égaux.

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. Par exemple, si nous commençons avec 1 mol de N₂ et 3 mol de H₂ dans un récipient fermé, après un certain temps, nous atteindrons un état où les concentrations de chaque espèce chimique resteront constantes.

Mini-exercice :
Pour la réaction suivante :
2H₂(g) + O₂(g) ⇌ 2H₂O(g)
Si à l'équilibre, on a [H₂] = 0,8 mol/L, [O₂] = 0,2 mol/L et [H₂O] = 1,6 mol/L, calculez K.
Correction :
K =
\[
K = \frac{[H₂O]^2}{[H₂]^2[O₂]} = \frac{(1,6)^2}{(0,8)^2(0,2)} = \frac{2,56}{0,032} = 80
\]
Ainsi, K = 80.

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. La valeur de K est spécifique à chaque réaction et dépend de la température à laquelle la réaction a lieu.

2.1 Expression de K

Pour la réaction générale :
aA + bB ⇌ cC + dD
La constante d'équilibre K est donnée par :
\[
K = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}
\]
Où [X] représente la concentration de l'espèce X à l'équilibre. Cette expression montre que K est une mesure de la position de l'équilibre en termes de concentrations.

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 :
\[