Résultats d’apprentissage
- Expliquer l’équilibre chimique.
- Ecrire l’expression pour calculer \(K\).
- Calculer et comparer les valeurs de Q et K.
- Prédire les quantités relatives des réactifs et des produits en fonction de la constante d’équilibre \(K\).
L’hydrogène et l’iode gazeux réagissent pour former de l’iodure d’hydrogène selon la réaction suivante :
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Au départ, seule la réaction directe se produit car il n’y a pas de \(\ce{HI}\). Dès qu’un peu de \(\ce{HI}\) s’est formé, il commence à se décomposer en \ce{H_2}\) et \(\ce{I_2}\). Progressivement, la vitesse de la réaction en avant diminue tandis que la vitesse de la réaction en arrière augmente. Finalement, le taux de combinaison de \(\ce{H_2}\) et \(\ce{I_2}\) pour produire \(\ce{HI}\) devient égal au taux de décomposition de \(\ce{HI}\) en \(\ce{H_2}\) et \(\ce{I_2}\). Lorsque les vitesses des réactions avant et arrière sont devenues égales l’une à l’autre, la réaction a atteint un état d’équilibre. L’équilibre chimique est l’état d’un système dans lequel la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse.
L’équilibre chimique peut être atteint si la réaction commence avec tous les réactifs et aucun produit, tous les produits et aucun réactif, ou un peu des deux. La figure ci-dessous montre les changements de concentration de \(\ce{H_2}\), \(\ce{I_2}\), et \(\ce{HI}\) pour deux réactions différentes. Dans la réaction représentée par le graphique de gauche (A), la réaction commence avec seulement \(\ce{H_2}\) et \(\ce{I_2}\) présents. Il n’y a pas de \(\ce{HI}\) au départ. Au fur et à mesure que la réaction progresse vers l’équilibre, les concentrations de \(\ce{H_2}\) et \(\ce{I_2}\) diminuent progressivement, tandis que la concentration de \(\ce{HI}\) augmente progressivement. Lorsque la courbe s’équilibre et que les concentrations deviennent toutes constantes, l’équilibre est atteint. A l’équilibre, les concentrations de toutes les substances sont constantes.
Dans la réaction B, le processus commence avec seulement \(\ce{HI}\) et pas de \(\ce{H_2}\) ou \(\ce{I_2}\). Dans ce cas, la concentration de \(\ce{HI}\) diminue progressivement tandis que les concentrations de \(\ce{H_2}\) et \(\ce{I_2}\) augmentent progressivement jusqu’à ce que l’équilibre soit à nouveau atteint. Remarquez que dans les deux cas, la position relative de l’équilibre est la même, comme le montrent les concentrations relatives des réactifs et des produits. La concentration de \(\ce{HI}\) à l’équilibre est significativement plus élevée que les concentrations de \(\ce{H_2}\) et \(\ce{I_2}\). Ceci est vrai que la réaction ait commencé avec tous les réactifs ou tous les produits. La position d’équilibre est une propriété de la réaction réversible particulière et ne dépend pas de la façon dont l’équilibre a été atteint.
Conditions de l’équilibre et types d’équilibre
Il peut être tentant de penser qu’une fois l’équilibre atteint, la réaction s’arrête. L’équilibre chimique est un processus dynamique. Les réactions en avant et en arrière continuent à se produire même après que l’équilibre a été atteint. Cependant, comme les vitesses des réactions sont les mêmes, il n’y a pas de changement dans les concentrations relatives des réactifs et des produits pour une réaction qui est à l’équilibre. Les conditions et les propriétés d’un système à l’équilibre sont résumées ci-dessous.
- Le système doit être fermé, ce qui signifie qu’aucune substance ne peut entrer ou sortir du système.
- L’équilibre est un processus dynamique. Même si nous ne voyons pas nécessairement les réactions, les réactions en avant et en arrière ont lieu.
- Les vitesses des réactions en avant et en arrière doivent être égales.
- Les quantités de réactifs et de produits ne doivent pas nécessairement être égales. Cependant, une fois l’équilibre atteint, les quantités de réactifs et de produits seront constantes.
La description de l’équilibre dans ce concept fait principalement référence à l’équilibre entre les réactifs et les produits dans une réaction chimique. Les autres types d’équilibre comprennent l’équilibre de phase et l’équilibre de solution. Un équilibre de phase se produit lorsqu’une substance est en équilibre entre deux états. Par exemple, une fiole d’eau bouchée atteint l’équilibre lorsque le taux d’évaporation est égal au taux de condensation. L’équilibre d’une solution se produit lorsqu’une substance solide se trouve dans une solution saturée. À ce stade, le taux de dissolution est égal au taux de recristallisation. Bien qu’il s’agisse de différents types de transformations, la plupart des règles concernant l’équilibre s’appliquent à toute situation dans laquelle un processus se produit de manière réversible.
Les globules rouges transportent l’oxygène vers les tissus afin qu’ils puissent fonctionner. En l’absence d’oxygène, les cellules ne peuvent pas assumer leurs responsabilités biochimiques. L’oxygène se déplace vers les cellules attachées à l’hémoglobine, une protéine présente dans les globules rouges. En cas d’intoxication au monoxyde de carbone, le \(\ce{CO}\) se lie beaucoup plus fortement à l’hémoglobine, bloquant la fixation de l’oxygène et réduisant la quantité d’oxygène atteignant les cellules. Le traitement consiste à faire respirer de l’oxygène pur au patient pour déplacer le monoxyde de carbone. La réaction d’équilibre présentée ci-dessous illustre le déplacement vers la droite lorsqu’un excès d’oxygène est ajouté au système :
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Constante d’équilibre
Envisagez une hypothétique réaction réversible dans laquelle les réactifs \(\ce{A}\) et \(\ce{B}\) réagissent pour former les produits \(\ce{C}\) et \(\ce{D}\). Cet équilibre peut être représenté ci-dessous, où les lettres minuscules représentent les coefficients de chaque substance.
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Comme nous l’avons établi, les vitesses des réactions en avant et en arrière sont les mêmes à l’équilibre, et donc les concentrations de toutes les substances sont constantes. Puisque c’est le cas, il va de soi qu’un rapport de la concentration pour toute réaction donnée à l’équilibre maintient une valeur constante. La constante d’équilibre \(\left( K_\text{eq} \right)\) est le rapport du produit mathématique des produits d’une réaction au produit mathématique des concentrations des réactifs de la réaction. Chaque concentration est élevée à la puissance de son coefficient dans l’équation chimique équilibrée. Pour la réaction générale ci-dessus, l’expression de la constante d’équilibre s’écrit comme suit :
\^c \left^d}{\left^a \left^b}\]
Les concentrations de chaque substance, indiquées par les crochets autour de la formule, sont mesurées en unités de molarité \(\left( \text{mol/L} \right)\).
La valeur de la constante d’équilibre pour toute réaction est uniquement déterminée par l’expérience. Comme détaillé dans la section ci-dessus, la position d’équilibre pour une réaction donnée ne dépend pas des concentrations de départ et donc la valeur de la constante d’équilibre est réellement constante. Elle dépend cependant de la température de la réaction. En effet, l’équilibre est défini comme une condition résultant de l’égalité des vitesses des réactions en avant et en arrière. Si la température change, le changement correspondant de ces vitesses de réaction modifiera la constante d’équilibre. Pour toute réaction dans laquelle une \(K_\text{eq}\) est donnée, la température doit être précisée.
Lorsque la \(K_\text{eq}\) est supérieure à 1, le numérateur est plus grand que le dénominateur donc les produits sont favorisés, ce qui signifie que la concentration de ses produits est supérieure à celle des réactifs.
Si \(K_\text{eq}\) est inférieur à 1, alors les réactifs sont favorisés car le dénominateur (réactifs) est plus grand que le numérateur (produits).
Lorsque \(K_\text{eq}\) est égal à 1, alors la concentration des réactifs et des produits est approximativement égale.
Quotient de réaction
Le quotient de réaction, \(Q\), est utilisé lorsqu’on se demande si on est à l’équilibre. Le calcul du \(Q\) est exactement le même que celui du \(K\) mais nous ne pouvons utiliser le \(K\) que lorsque nous savons que nous sommes à l’équilibre. La comparaison de \(Q\) et \(K\) permet de prédire la direction de la réaction.
- \(Q\) = \(K\) équilibre
- \(Q\) < \(K\) la réaction se déroule vers la droite pour former plus de produits et diminuer la quantité de réactifs donc la valeur de \(Q\) va augmenter
- \(Q\) > \(K\) la réaction se déroule vers la gauche pour former plus de réactifs et diminuer la quantité de produits donc la valeur de \(Q\) va diminuer
Contributeurs et attributions
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CK-12 Foundation par Sharon Bewick, Richard Parsons, Therese Forsythe, Shonna Robinson, et Jean Dupon.
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Allison Soult, Ph.D. (Département de chimie, Université du Kentucky)
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