L'équilibre chimique (Chemical Equilibrium): Concepts, Calculations, and Applications

L'équilibre chimique

Le concept de l'équilibre

L'équilibre chimique est un état dynamique dans lequel les réactions directes et inverses se produisent à la même vitesse, de sorte que les concentrations des réactifs et des produits restent constantes dans le temps.

• Réversibilité : Aucune réaction chimique ne se produit dans un seul sens; à un certain point, chaque réaction est réversible, c'est-à-dire que les produits réagissent pour redonner les réactifs.

• État dynamique : À l'équilibre, les vitesses des réactions directe et inverse sont égales, mais les réactions continuent de se produire.

• Concentrations constantes : Les concentrations des réactifs et des produits n'évoluent plus dans le temps.

Équilibre physique vs. chimique

• Équilibre physique : Implique une seule substance (ex. : H2O (l) ↔ H2O (g)).

• Équilibre chimique : Implique des substances différentes (ex. : 2 NO2 (g) ↔ N2O4 (g)).

Exemple graphique : Les courbes de concentration montrent que les concentrations des réactifs et produits deviennent constantes à l'équilibre.

La constante d'équilibre (K)

Définition et expression

La constante d'équilibre, K, exprime le rapport des concentrations des produits sur celles des réactifs à l'équilibre, chacune élevée à la puissance de son coefficient stœchiométrique.

• Pour la réaction générale : aA + bB ↔ cC + dD

$K = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b}$

• Les concentrations sont exprimées en mol/L (M).

• Pour un solide ou un liquide pur, leur activité est prise comme 1 et n'apparaît pas dans l'expression de K.

• La valeur de K dépend de la température.

Exemple d'équilibre hétérogène

Pour la réaction : CaCO3 (s) ↔ CaO (s) + CO2 (g)

$K = P_{CO_2}$

Seule la pression partielle du gaz apparaît dans l'expression de K.

Manipulation des constantes d'équilibre

Lorsque l'équation chimique est inversée ou multipliée, la constante d'équilibre change :

Équation	K
2 NO2 (g) ↔ N2O4 (g)	K1
N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g)	1/K1
2 N2O4 (g) ↔ 4 NO2 (g)	(1/K1)^2

• Si K > 1 : l'équilibre favorise les produits.

• Si K < 1 : l'équilibre favorise les réactifs.

Exemple de calcul de Kp

Pour la réaction : 2 NO2 (g) ↔ N2O4 (g), si $P_{NO_2} = 0.400$ atm et $P_{N_2O_4} = 0.370$ atm :

$K_p = \frac{P_{N_2O_4}}{(P_{NO_2})^2} = \frac{0.370}{(0.400)^2} = 2.31$

La prévision du sens de l'évolution d'une réaction

Le quotient réactionnel (Q)

Le quotient réactionnel, Q, s'obtient en remplaçant les concentrations initiales dans l'expression de la constante d'équilibre.

• Si Q < K : la réaction évolue vers la droite (formation de produits).

• Si Q > K : la réaction évolue vers la gauche (formation de réactifs).

• Si Q = K : le système est à l'équilibre.

Le calcul des concentrations à l'équilibre

Méthode générale

• Écrire l'équation d'équilibre et les concentrations initiales.

• Définir la variation de concentration de chaque espèce (x).

• Exprimer les concentrations à l'équilibre en fonction de x.

• Écrire l'expression de K et résoudre pour x.

Exemple : Pour la réaction $2 NO_2 (g) ↔ N_2O_4 (g)$, si $K = 0.50$ et $[NO_2]_0 = 0.60$ M, $[N_2O_4]_0 = 0$ M :

À l'équilibre : $[NO_2] = 0.60 - 2x$, $[N_2O_4] = x$ $K = \frac{[N_2O_4]}{[NO_2]^2} = \frac{x}{(0.60 - 2x)^2}$

Résoudre pour x donne les concentrations à l'équilibre.

Le principe de Le Chatelier

Définition

Le principe de Le Chatelier stipule que lorsqu'un système à l'équilibre subit une contrainte (modification de concentration, pression, volume ou température), il réagit de manière à s'opposer à cette contrainte.

• Une augmentation de la concentration d'un réactif favorise la formation de produits.

• Une augmentation de la concentration d'un produit favorise la formation de réactifs.

Effet de la pression et du volume

• Une augmentation de la pression (ou diminution du volume) favorise la réaction qui produit le moins de moles de gaz.

• Une diminution de la pression (ou augmentation du volume) favorise la réaction qui produit le plus de moles de gaz.

Exemple : $N_2O_4 (g) ↔ 2 NO_2 (g)$ : une augmentation de la pression favorise la formation de $N_2O_4$.

Effet de la température

• Pour une réaction endothermique, une augmentation de la température favorise la formation de produits.

• Pour une réaction exothermique, une augmentation de la température favorise la formation de réactifs.

La température modifie la valeur de K.

Rôle d'un catalyseur

• Un catalyseur augmente la vitesse d'atteinte de l'équilibre mais n'a aucun effet sur la position de l'équilibre ou la valeur de K.

Résumé des effets selon Le Chatelier

Modification	Effet sur l'équilibre
Ajout de réactif	Déplacement vers les produits
Ajout de produit	Déplacement vers les réactifs
Augmentation de pression	Déplacement vers le côté avec moins de moles de gaz
Augmentation de température (endo)	Déplacement vers les produits
Augmentation de température (exo)	Déplacement vers les réactifs
Catalyseur	Aucun effet sur la position d'équilibre

Exercices d'application

• Calculer la valeur de K ou de ΔG° à partir de données expérimentales.

• Prédire le sens d'évolution d'une réaction à partir de Q et K.

• Déterminer l'effet d'une modification de pression, température ou concentration sur la position d'équilibre.

Exemple : Pour la réaction $2 AgCl (s) ↔ 2 Ag (s) + Cl_2 (g)$ à 25°C, si $ΔG° = +237.13$ kJ/mol, calculer la constante d'équilibre K.

$ΔG° = -RT \ln K$

Résoudre pour K.

Additional info: Les notes sont en français mais les concepts sont universels pour la chimie générale. Les exemples et méthodes sont adaptés à un cours universitaire de chimie générale.