Équilibre Chimique Simplifié

Une réaction réversible est une réaction qui peut se produire dans les deux sens : vers les produits (sens direct) et vers les réactifs (sens indirect ou inverse).

Elle est symbolisée par une double flèche : ⇌

Exemple : A + B ⇌ C + D

Sens direct : A + B → C + D

Sens inverse : C + D → A + B

Un équilibre chimique est atteint lorsque les vitesses des réactions directe et inverse sont égales.

Les concentrations des réactifs et des produits restent constantes au cours du temps.

Les réactions continuent de se produire mais dans les deux sens à la même vitesse.

On dit que l'équilibre est dynamique.

• Le système est fermé (pas d'échange de matière avec l'extérieur)
• La température est constante
• La pression est constante (pour les réactions gazeuses)
• Les concentrations des espèces ne varient plus

Pour une réaction du type : aA + bB ⇌ cC + dD

Où [X] désigne la concentration molaire de l'espèce X à l'équilibre.

K est la constante d'équilibre (sans unité).

• K ne dépend que de la température
• K est sans unité (dans le cas simplifié)
• Plus K est grand, plus la réaction est favorisée vers les produits
• Plus K est petit, plus la réaction est favorisée vers les réactifs

• Si K > 1 : équilibre déplacé vers les produits
• Si K < 1 : équilibre déplacé vers les réactifs
• Si K ≈ 1 : concentrations comparables de réactifs et produits

Si un système chimique en équilibre est soumis à une modification d'une variable intensive (température, pression, concentration), l'équilibre évolue dans le sens qui tend à s'opposer à cette modification.

Cela signifie que l'équilibre se déplace pour minimiser l'effet de la perturbation.

• Température : pour une réaction exothermique, l'augmentation de température déplace l'équilibre vers les réactifs
• Concentration : l'ajout d'un réactif déplace l'équilibre vers les produits
• Pression : pour une réaction gazeuse, une augmentation de pression déplace l'équilibre vers le côté avec le moins de moles gazeuses

Exemple : N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)

• Ajouter du N₂ ou du H₂ → équilibre vers la droite
• Retirer du NH₃ → équilibre vers la droite
• Augmenter la pression → équilibre vers la droite (4 moles → 2 moles)
• Augmenter la température → équilibre vers la gauche (réaction exothermique)

CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃COO⁻(aq) + H₃O⁺(aq)

Acide acétique + eau ⇌ ion acétate + ion oxonium

Constante d'équilibre : Ka = [CH₃COO⁻][H₃O⁺]/[CH₃COOH]

Plus Ka est grand, plus l'acide est fort.

Fe³⁺(aq) + Sn²⁺(aq) ⇌ Fe²⁺(aq) + Sn⁴⁺(aq)

Constante d'équilibre : K = [Fe²⁺][Sn⁴⁺]/[Fe³⁺][Sn²⁺]

Cet équilibre est important dans les réactions électrochimiques.

AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq)

Constante de solubilité : Ks = [Ag⁺][Cl⁻]

Très petite valeur pour les sels peu solubles.

Données : [A] = 0,1 mol·L⁻¹, [B] = 0,2 mol·L⁻¹, [C] = 0,3 mol·L⁻¹, [D] = 0,3 mol·L⁻¹

Réaction : A + B ⇌ C + D

Expression de K : K = [C][D]/([A][B])

Calcul : K = (0,3 × 0,3)/(0,1 × 0,2) = 0,09/0,02 = 4,5

Réponse : K = 4,5

Réaction : 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g) + Q (exothermique)

• Ajout de SO₂ → équilibre déplacé vers la droite (formation de SO₃)
• Augmentation de pression → équilibre déplacé vers la droite (3 moles → 2 moles)
• Diminution de température → équilibre déplacé vers la droite (réaction exothermique)

Réaction : H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g), K = 50

État initial : [H₂]₀ = [I₂]₀ = 0,1, [HI]₀ = 0

Avancement x : [H₂] = [I₂] = 0,1 - x, [HI] = 2x

Équation d'équilibre : K = [HI]²/([H₂][I₂]) = (2x)²/((0,1-x)(0,1-x)) = 4x²/(0,1-x)² = 50

Résolution : 2x/(0,1-x) = √50 ≈ 7,07

Donc : 2x = 7,07(0,1-x) = 0,707 - 7,07x

9,07x = 0,707

x ≈ 0,078

[H₂] = [I₂] = 0,1 - 0,078 = 0,022 mol·L⁻¹

[HI] = 2 × 0,078 = 0,156 mol·L⁻¹

CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺

Ka = [CH₃COO⁻][H₃O⁺]/[CH₃COOH] = 1,8 × 10⁻⁵

Soit x la concentration d'H₃O⁺ formée : [CH₃COO⁻] = [H₃O⁺] = x, [CH₃COOH] = 0,10 - x

Comme Ka est faible, x << 0,10, donc Ka ≈ x²/0,10 = 1,8 × 10⁻⁵

x² = 1,8 × 10⁻⁶

x = √(1,8 × 10⁻⁶) ≈ 1,34 × 10⁻³ mol·L⁻¹

[H₃O⁺] ≈ 1,34 × 10⁻³ mol·L⁻¹

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) + Q

Conditions optimales : haute pression, température modérée, excès d'hydrogène

On déplace l'équilibre vers la droite pour maximiser le rendement.

Hb + O₂ ⇌ HbO₂

L'hémoglobine transporte l'oxygène dans le sang.

À haute altitude, la pression en O₂ diminue, déplaçant l'équilibre vers la gauche.

H₂CO₃(aq) ⇌ H⁺(aq) + HCO₃⁻(aq)

Cet équilibre régule le pH sanguin (7,35-7,45).

Les poumons éliminent le CO₂ pour contrôler le pH.

• État où les vitesses des réactions directe et inverse sont égales
• Concentrations constantes au cours du temps
• Équilibre dynamique (réactions continues)

• Pour aA + bB ⇌ cC + dD : K = [C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b
• Dépend seulement de la température
• Indique la position de l'équilibre

• Température : déplace vers le sens endothermique
• Concentration : déplace pour compenser
• Pression : déplace vers le côté avec moins de gaz