Équilibre dynamique dans les processus physiques et chimiques
Équilibre veut dire balance. On ne l'atteint que dans un système fermé (rien n'entre, rien ne sort).
Processus physiques : dans une bouteille fermée, l'eau s'évapore et la vapeur se condense. Après un moment, les deux se font à la même vitesse, donc la pression de vapeur devient constante. La glace et l'eau à 0 °C, ou une solution de sucre saturée avec du sucre au fond, sont d'autres exemples.
Processus chimiques : dans une réaction réversible, les réactifs forment des produits et les produits reforment des réactifs. Au début, la vitesse directe est grande. Quand les produits s'accumulent, la vitesse inverse augmente. Quand les deux vitesses deviennent égales, les quantités ne changent plus.
On dit dynamique parce que la réaction ne s'arrête jamais. Les molécules réagissent sans cesse dans les deux sens ; on ne voit simplement aucun changement net. On peut atteindre le même équilibre en partant de chaque côté.
Essaie : dans la 3D, à l'étape 1, regarde les nombres de gris et de bruns. Ils se stabilisent, et pourtant paires et molécules seules continuent de s'échanger.
Loi de l'équilibre et constante d'équilibre Kc
Pour une réaction générale aA + bB ⇌ cC + dD, à température fixée :
Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b
Les crochets désignent la concentration molaire (mol/L) à l'équilibre. C'est la loi de l'équilibre chimique (loi d'action de masse). Les produits sont au numérateur, les réactifs au dénominateur, chacun élevé à son coefficient.
Règles à retenir :
- On inverse la réaction → nouveau K = 1/K.
- On multiplie l'équation par n → nouveau K = Kⁿ. On divise par 2 → nouveau K = √K.
- On additionne deux réactions → on multiplie leurs K.
- K ne change qu'avec la température, pas avec les quantités de départ, la pression ou un catalyseur.
Essaie : à l'étape 2, bouge les curseurs de départ. Q finit toujours par se fixer sur le même Kc.
Kc et Kp : la relation Kp = Kc(RT)^Δn
Pour les gaz, la pression partielle p est proportionnelle à la concentration : p = (n/V)RT = [X]RT. En remplaçant dans l'expression, on obtient :
Kp = Kc (RT)Δn, où Δn = (moles de produits gazeux) − (moles de réactifs gazeux).
- Δn = 0 → Kp = Kc (exemple : H₂ + I₂ ⇌ 2HI).
- Δn > 0 → Kp > Kc (quand RT > 1).
- Δn < 0 → Kp < Kc (exemple : N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, Δn = −2).
Utilise R = 0.0831 L bar K⁻¹ mol⁻¹ avec la pression en bar et T en kelvin. Seuls les gaz comptent dans Δn.
Équilibres homogènes et hétérogènes
Équilibre homogène : tout est dans une seule phase. Exemples : N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) ; CH₃COOH(aq) + C₂H₅OH(aq) ⇌ CH₃COOC₂H₅(aq) + H₂O(l) en solution.
Équilibre hétérogène : plus d'une phase. Exemples : CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g) ; H₂O(l) ⇌ H₂O(g) ; Ni(s) + 4CO(g) ⇌ Ni(CO)₄(g).
La concentration d'un solide pur ou d'un liquide pur est fixe (sa masse volumique ne change pas), on la prend égale à 1 et on la laisse hors de K. Donc pour CaCO₃ ⇌ CaO + CO₂, Kp = p(CO₂). Mais le solide doit être présent pour que l'équilibre existe.
Essaie : à l'étape 4, change la quantité de CaCO₃. L'affichage du CO₂ ne bouge pas.
À quoi sert la constante d'équilibre
1. Avancement de la réaction. K > 10³ : surtout des produits (réaction presque totale). K < 10⁻³ : surtout des réactifs (elle avance à peine). K entre 10⁻³ et 10³ : bonnes quantités des deux.
2. Sens de la réaction. Écris Q avec les quantités actuelles (pas celles de l'équilibre). Q < K → sens direct. Q > K → sens inverse. Q = K → équilibre.
3. Quantités à l'équilibre. Utilise un tableau ICE : Initial, Changement, Équilibre. Mets les valeurs à l'équilibre dans K et résous pour x.
K ne dit rien sur la vitesse pour atteindre l'équilibre. Cela relève de la cinétique.
K, Q et énergie de Gibbs
L'énergie de Gibbs décide si un changement peut se faire tout seul. Pour un mélange réactionnel :
ΔG = ΔG° + RT ln Q
À l'équilibre, ΔG = 0 et Q = K, donc ΔG° = −RT ln K = −2.303 RT log K. De plus, ΔG = RT ln(Q/K).
- ΔG° négatif → K > 1 → les produits sont favorisés.
- ΔG° positif → K < 1 → les réactifs sont favorisés.
- ΔG° = 0 → K = 1.
Utilise ici R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹, et T en kelvin. Essaie : à l'étape 5, l'affichage montre ΔG qui tombe à 0 quand Q revient à K.
Coin examen
Le chapitre sur l'équilibre rapporte environ 7 points dans le programme CBSE de Class 11. Questions fréquentes : écrire les expressions de Kc et Kp, la relation entre Kp et Kc, trouver K avec un tableau ICE, prévoir le sens avec Q, et les calculs avec ΔG° = −RT ln K. Écris toujours l'unité de K quand on te la demande et indique la température.
Formules et définitions clés
- Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b
- Kp = Kc (RT)^Δn, Δn = moles de produits gazeux − moles de réactifs gazeux
- Réaction inversée : K' = 1/K ; multipliée par n : K' = Kⁿ
- Q < K → sens direct ; Q > K → sens inverse ; Q = K → équilibre
- ΔG = ΔG° + RT ln Q ; ΔG° = −RT ln K = −2.303RT log K
Exemples résolus
1. Écris Kc pour 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g).
Produits sur réactifs, chacun élevé à son coefficient : Kc = [SO₃]² / ([SO₂]²[O₂]).
2. Pour H₂ + I₂ ⇌ 2HI, Kc = 50 à 700 K. Trouve Kc pour 2HI ⇌ H₂ + I₂ et pour HI ⇌ ½H₂ + ½I₂.
Inversée : K = 1/50 = 0.02. Divisée par deux : K = √0.02 = 0.141.
3. On place 1.0 mol de N₂O₄ dans un flacon de 1 L. À l'équilibre, il y a 0.52 mol de NO₂. Trouve Kc pour N₂O₄ ⇌ 2NO₂.
NO₂ formé = 0.52 mol, donc N₂O₄ consommé = 0.26 mol. [N₂O₄] = 0.74 M, [NO₂] = 0.52 M. Kc = 0.52² / 0.74 = 0.2704/0.74 ≈ 0.37 mol/L.
4. Pour N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g), Kc = 0.5 L² mol⁻² à 500 K. Trouve Kp (R = 0.0831 L bar K⁻¹ mol⁻¹).
Δn = 2 − 4 = −2. RT = 0.0831 × 500 = 41.55. Kp = 0.5 × (41.55)⁻² = 0.5 / 1726.4 ≈ 2.9 × 10⁻⁴ bar⁻².
5. Pour A ⇌ B, K = 4. Un mélange a [A] = 0.5 M et [B] = 1.0 M. Dans quel sens va-t-il évoluer ?
Q = [B]/[A] = 1.0/0.5 = 2. Q (2) < K (4), donc la réaction va dans le sens direct et forme plus de B.
6. Trouve ΔG° à 300 K pour une réaction avec K = 10 (R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹).
ΔG° = −2.303RT log K = −2.303 × 8.314 × 300 × 1 = −5744 J/mol ≈ −5.74 kJ/mol. C'est négatif, donc les produits sont favorisés.
7. Pour H₂ + I₂ ⇌ 2HI, Kc = 64. On part de 1 mol de H₂ et 1 mol de I₂ dans 1 L. Trouve les quantités à l'équilibre.
ICE : H₂ = 1 − x, I₂ = 1 − x, HI = 2x. Kc = (2x)² / (1 − x)² = 64. Racine carrée : 2x/(1 − x) = 8 → 2x = 8 − 8x → x = 0.8. Donc H₂ = I₂ = 0.2 mol, HI = 1.6 mol.
8. ΔG° d'une réaction à 298 K vaut +11.4 kJ/mol. Trouve K.
log K = −ΔG°/(2.303RT) = −11400/(2.303 × 8.314 × 298) = −11400/5705.8 ≈ −2.0. K = 10⁻² = 0.01. Les réactifs sont favorisés.
Erreurs fréquentes
- Écrire les réactifs au numérateur. K est toujours produits sur réactifs.
- Mettre des solides ou liquides purs (comme CaCO₃(s) ou H₂O(l) utilisée comme solvant) dans K. Il faut les laisser de côté.
- Compter toutes les moles dans Δn. Seules les moles de gaz comptent.
- Croire qu'à l'équilibre la réaction s'arrête ou que les quantités de réactifs et de produits sont égales. Seules les vitesses sont égales ; les quantités sont simplement constantes.