Équilibre chimique
À l’équilibre chimique, une réaction ne s’est pas arrêtée. Les transformations directe et inverse se poursuivent à la même vitesse, de sorte que les concentrations ou pressions mesurées restent constantes. Les deux outils quantitatifs essentiels sont la constante d’équilibre K et le quotient réactionnel Q.
Écrire une constante d’équilibre
Pour aA + bB ⇌ cC + dD, la forme rigoureuse utilise les activités :
K = a(C)ca(D)d / [a(A)aa(B)b]
Les solides purs et liquides purs ont, par convention de l’état standard, une activité égale à 1 et n’apparaissent pas explicitement dans l’expression. Dans les solutions suffisamment diluées, on remplace souvent les activités par des concentrations pour les exercices d’introduction.
K dépend de la température. Un catalyseur accélère l’approche de l’équilibre mais ne modifie pas K à température fixée.
Comparer Q et K
Le quotient réactionnel Q a la même forme algébrique que K, mais il est calculé avec la composition actuelle. Cette comparaison donne immédiatement le sens de l’évolution nette.
Pourquoi Q indique le sens de déplacement
Q possède la même forme algébrique que K, mais il est calculé avec la composition actuelle. Si Q < K, l’évolution nette se fait dans le sens direct ; si Q > K, elle se fait dans le sens inverse ; si Q = K, le système est à l’équilibre.
Cette lecture est plus précise que la formule « le système s’oppose à la perturbation ». Une perturbation modifie Q ; la réaction évolue ensuite jusqu’à ce que Q redevienne égal à K.
Le Châtelier expliqué par Q
Ajouter un réactif ou retirer un produit rend généralement Q plus petit, ce qui favorise une évolution nette vers les produits. Pour les gaz, une compression change les pressions partielles ; l’effet dépend des puissances stœchiométriques présentes dans Q.
La température est différente : elle change K lui-même. Pour une réaction exothermique, une augmentation de température tend à diminuer la constante associée au sens exothermique. Un catalyseur, lui, ne change ni Q instantanément par sa seule présence ni K ; il accélère les deux sens.
Calculer une composition à l’équilibre
Un tableau d’avancement de type Initial–Variation–Équilibre permet de relier les concentrations par la stœchiométrie. Pour A ⇌ B, si x mol L⁻¹ de A réagissent, [A] diminue de x et [B] augmente de x.
Parmi les solutions algébriques obtenues, seule une racine qui conserve toutes les concentrations physiques positives peut être retenue. Une approximation du type « x est petit » doit être vérifiée après le calcul.
Exemple : synthèse de l’ammoniac
Pour N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, une diminution de volume augmente toutes les pressions. Comme Q comporte quatre puissances de pression au dénominateur et seulement deux au numérateur, Q diminue immédiatement : le système évolue alors vers NH₃ jusqu’à retrouver Q = K.
Ce que signifie — et ne signifie pas — la valeur de K
K ≫ 1 signifie que les produits dominent à l’équilibre selon la convention d’état standard choisie ; K ≪ 1 signifie que les réactifs dominent. La valeur de K ne donne pas la vitesse à laquelle cet équilibre sera atteint.
Inverser l’équation remplace K par 1/K. Multiplier tous les coefficients par n élève K à la puissance n. Dans un traitement rigoureux, K est sans dimension car les activités sont rapportées à leurs états standards.
Exercices
Sens d’évolution
On mesure Q = 0,20 alors que K = 5,0. Dans quel sens le système évolue-t-il ?
Solution
Dans le sens direct. Q < K, donc la réaction produit globalement davantage de produits jusqu’à Q = K.
Catalyseur
Ajouter un catalyseur modifie-t-il K ?
Solution
Non. Il accélère les réactions directe et inverse et permet d’atteindre plus vite le même équilibre à température fixée.
Inversion
Une réaction a K = 25. Quelle est la constante de la réaction inverse à la même température ?
Solution
Kinverse = 1/25 = 0,040.