État d'équilibre d'un système chimique — Cours Chimie Bac SVT

Dans le programme du Bac SVT

Coefficient 5 en Bac SVT, derrière les Mathématiques et la SVT (coefficient 7). Le bloc chimie (cinétique, équilibres, acide-base, oxydoréduction, estérification) est commun aux filières expérimentales ; la transformation forcée (électrolyse) et le contrôle de l'évolution ne sont pas au programme SVT. Ce chapitre généralise la notion d'équilibre et introduit le critère d'évolution spontanée, réutilisé en oxydoréduction.

À l'épreuve

Écriture de la constante d'équilibre, calcul d'un taux d'avancement à l'équilibre à partir de $K$, prévision du sens d'évolution par comparaison de $Q_{r,i}$ et $K$, discussion de l'effet de la dilution sur le taux d'avancement d'un acide faible.

Objectifs d'apprentissage

Écrire la constante d'équilibre K associée à une équation
Savoir que K ne dépend que de la température
Calculer un taux d'avancement à l'équilibre à partir de K
Prévoir le sens d'évolution : Q_r,i < K (sens direct), Q_r,i > K (sens inverse)
Expliquer l'effet de la dilution sur le taux d'avancement d'un acide faible

Notions clés

Constante d'équilibre

À l'équilibre,

Q_{r,\text{éq}}=K

(loi d'action de masse).

K

est sans unité et ne dépend que de la température : ni de l'état initial, ni de la dilution.

Critère d'évolution

On compare le quotient initial

Q_{r,i}

K

: si

Q_{r,i}<K

, le système évolue dans le sens direct (

\to

) ; si

Q_{r,i}>K

, dans le sens inverse (

\leftarrow

) ; si

Q_{r,i}=K

, il n'évolue pas.

Dilution

Diluer une solution d'acide faible augmente son taux d'avancement :

K

reste fixe, mais la dilution abaisse

Q_r

, ce qui déplace l'équilibre vers une dissociation plus poussée.

Erreurs fréquentes

Croire que K change quand on modifie les concentrations initiales.

Comparer Q_r,i à K sans respecter le sens d'écriture de l'équation.

Confondre « constante d'équilibre grande » et « transformation forcément totale ».

Penser que diluer un acide faible diminue son taux d'avancement (c'est l'inverse).

Exemple corrigé

Énoncé

Pour l'estérification

\text{acide}+\text{alcool}\rightleftharpoons \text{ester}+\text{eau}

, on donne

K=4

. On part de

1{,}0\ \text{mol}

d'acide et

1{,}0\ \text{mol}

d'alcool (pas d'ester ni d'eau). Calculer l'avancement à l'équilibre et le taux d'avancement.

Correction

À l'avancement

x

(en mol) :

n_{\text{acide}}=n_{\text{alcool}}=1{,}0-x

n_{\text{ester}}=n_{\text{eau}}=x

Les quatre espèces sont dans le même volume, donc

Q_r=\dfrac{x\times x}{(1{,}0-x)(1{,}0-x)}=\left(\dfrac{x}{1{,}0-x}\right)^{2}=K=4

\dfrac{x}{1{,}0-x}=2

, donc

x=2(1{,}0-x)

, soit

3x=2

x=\dfrac{2}{3}\approx 0{,}67\ \text{mol}

x_{\max}=1{,}0\ \text{mol}

, donc

\tau=\dfrac{x}{x_{\max}}=0{,}67

, soit

67\%

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Exercice 1

Facile

La constante d'équilibre K dépend-elle de la concentration initiale des réactifs ? De quoi dépend-elle ?

Voir la correction

Non :

K

ne dépend que de la température. Ni l'état initial, ni la dilution ne la modifient.

Exercice 2

Moyen

Un système a un quotient de réaction initial

Q_{r,i}=10

et une constante d'équilibre

K=4

. Dans quel sens évolue-t-il ?

Voir la correction

Q_{r,i}=10>K=4

: le système évolue dans le sens inverse (consommation des produits, formation des réactifs) jusqu'à ce que

Q_r=K

Exercice 3

Difficile

Une solution d'acide faible de concentration

c=1{,}0\times 10^{-2}\ \text{mol/L}

a un taux d'avancement

\tau=4{,}0\%

. Prévoir qualitativement l'évolution de

\tau

si on dilue dix fois cette solution, et l'expliquer.

Voir la correction

\tau

augmente (il devient de l'ordre de

12\%

). La dilution diminue toutes les concentrations, donc abaisse

Q_r=\dfrac{[\text{A}^{-}][\text{H}_3\text{O}^{+}]}{[\text{AH}]}

(numérateur d'ordre 2 en concentration, dénominateur d'ordre 1). Comme

Q_r

devient inférieur à

K

, l'équilibre se déplace dans le sens de la dissociation.

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Questions fréquentes

De quoi dépend la constante d'équilibre K ?

Uniquement de la température et de l'équation de réaction telle qu'elle est écrite. Elle est indépendante de l'état initial et de la dilution.

Comment prévoir le sens d'évolution d'un système ?

On calcule Q_r dans l'état initial et on le compare à K : Q_r < K → évolution directe ; Q_r > K → évolution inverse ; Q_r = K → équilibre.

Pourquoi diluer un acide faible augmente-t-il son taux de dissociation ?

Parce que la dilution abaisse davantage le numérateur (produit de deux concentrations) que le dénominateur de Q_r : Q_r passe sous K et l'équilibre se déplace vers plus de dissociation.