Équilibre chimique : guide d’étude

Idées clés

À l’équilibre, les réactions directe et inverse vont à la même vitesse et les concentrations cessent de changer. La constante d’équilibre K indique jusqu’où va une réaction, et le principe de Le Chatelier prédit comment elle se déplace.

• Pour aA + bB ⇌ cC + dD, K_c = [C]ᶜ[D]ᵈ ÷ ([A]ᵃ[B]ᵇ). Les solides et liquides purs n’y figurent pas.
• Comparez le quotient réactionnel Q à K. Si Q < K la réaction avance, si Q > K elle recule, et si Q = K elle est à l’équilibre.
• Le Chatelier : un système soumis à une perturbation se déplace pour l’atténuer. Ajouter du réactif déplace l’équilibre vers l’avant, et monter la température favorise le sens endothermique.
• Pour les gaz K_p = K_c(RT)^Δn, et pour un sel peu soluble K_s est le produit des concentrations des ions élevées à leurs coefficients.

Équations clés

• K_c = [C]ᶜ[D]ᵈ ÷ ([A]ᵃ[B]ᵇ)
• Q vs K
• K_p = K_c(RT)^Δn
• K_sp = [M]ᵐ[X]ˣ

Exemple résolu

Pour N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃, les concentrations à l’équilibre sont [N₂] = 0,50, [H₂] = 0,20 et [NH₃] = 0,10 mol/L. K_c = 0,10² ÷ (0,50 × 0,20³) = 0,010 ÷ 0,0040 = 2,5. Pour AgCl avec K_s = 1,8 × 10⁻¹⁰, la solubilité est s = √K_s = 1,3 × 10⁻⁵ mol/L.

Erreurs fréquentes

• Mettre les concentrations des réactifs au numérateur au lieu de celles des produits.
• Inclure des solides ou liquides purs dans l’expression de K.
• Croire qu’un catalyseur change la valeur de K. Il accélère les deux sens également et aide seulement à atteindre l’équilibre plus tôt.

Pratique

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