Chimie, secondaire 5 à Montréal • Équilibre

Fiche de révision : l'équilibre chimique (chimie, secondaire 5)

L'équilibre chimique est le chapitre où la chimie cesse d'être une comptabilité pour devenir une négociation : la réaction ne va plus jusqu'au bout, elle s'arrête quelque part, et toute la question est de savoir où. Cette fiche traite les deux outils qui répondent, le principe de Le Chatelier pour le sens et la constante d'équilibre pour la position.

Elle s'adresse aux élèves de chimie de secondaire 5. Le chapitre ferme l'année et sert de base à toute la partie acide-base : les quatre mots fort, faible, concentré et dilué s'y installent une fois pour toutes. Une fois la fiche lue, la série d'exercices corrigés du même chapitre met chaque réflexe à l'épreuve.

Mis à jour le 23 octobre 2026

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Le fil du chapitre

Un équilibre n'est pas un arrêt : ce sont deux réactions qui vont à la MÊME vitesse, en sens contraires. Et Le Chatelier ne dit pas ce que le système fait, il dit ce à quoi il S'OPPOSE : la moitié des erreurs vient d'avoir lu la perturbation à l'envers.

Ce chapitre fait partie de Chimie de cinquième secondaire

Pour s'entraîner Les exercices corrigés de ce chapitre, 10 exercices

Avant ce chapitre

Cette fiche suppose ces notions acquises. Si une méthode ci-dessous reste opaque, c'est presque toujours l'une d'elles qui manque, pas la fiche.

Remonter plus loin : la chaîne complète (3 chapitres) ↓

Le chemin de remédiation, du plus ancien au plus proche. Un élève qui reprend ce chapitre de zéro le reprend dans cet ordre.

Notions couvertes

Équilibre dynamique
Réaction réversible
Principe de Le Chatelier
Constante d'équilibre
Quotient réactionnel
Tableau IVE
Théories d'Arrhenius et de Brønsted-Lowry
Couple acide-base conjugué
Produit ionique de l'eau
Constante d'acidité
Effet d'ion commun
Force d'un acide

L'essentiel

Un équilibre est DYNAMIQUE

• Conditions : réaction réversible, système FERMÉ, propriétés macroscopiques constantes.
• À l'équilibre, la vitesse directe ÉGALE la vitesse inverse : les deux réactions continuent, rien ne s'arrête.
• Les concentrations deviennent constantes, mais elles ne sont ni égales entre elles, ni nulles.
• L'équilibre peut être atteint en partant des réactifs OU des produits : on arrive au même endroit.
• Une réaction peut être très rapide et s'arrêter à $10$ % d'avancement : la cinétique dit quand, l'équilibre dit où.

L'équilibre n'est pas un arrêt : les deux réactions continuent, mais à la MÊME vitesse. C'est pour cela que les concentrations cessent de changer sans que rien ne s'immobilise.

Une question de raisonnement attend le mot DYNAMIQUE et l'égalité des deux vitesses. Répondre « la réaction s'arrête » coûte tous les points, même si la suite est juste.

Le même équilibre, par les deux sens

• On atteint le MÊME équilibre en partant des réactifs ou des produits, pourvu qu'on mette les mêmes atomes dans le même volume, à la même température.
• Pour $H_{2}+I_{2}\rightleftharpoons 2HI$ dans $1{,}00$ L à $450$ °C : $1{,}00$ mol de $H_{2}$ et $1{,}00$ mol de $I_{2}$ , ou bien $2{,}00$ mol de $HI$ , donnent toutes deux $[H_{2}]=[I_{2}]=0{,}222$ et $[HI]=1{,}556$ mol/L.
• La constante $K_{c}$ ne dépend donc pas du chemin suivi, seulement de la température.

Traits pleins : départ de

H_{2}

I_{2}

. Tirets : départ de

HI

. Les deux expériences aboutissent aux MÊMES concentrations,

0{,}222

1{,}556

mol/L.

Le Chatelier : le système s'oppose, PARTIELLEMENT

• Principe : perturbé, un système à l'équilibre évolue dans le sens qui S'OPPOSE à la perturbation.
• CONCENTRATION : ajouter une espèce déplace l'équilibre dans le sens qui la CONSOMME ; en retirer déplace dans le sens qui la produit.
• PRESSION ou volume : comprimer déplace vers le côté qui compte le MOINS de moles GAZEUSES. Les solides et liquides ne comptent pas.
• TEMPÉRATURE : chauffer déplace dans le sens ENDOTHERMIQUE, c'est-à-dire celui qui absorbe la chaleur.
• Le CATALYSEUR ne déplace RIEN : il fait seulement atteindre le même équilibre plus vite.

Ajouter du réactif déplace l'équilibre vers la droite, mais PARTIELLEMENT : le produit passe de

0{,}30

0{,}42

mol/L, sans jamais revenir à sa valeur d'origine.

Le mot partiellement est essentiel : après un ajout, la concentration de l'espèce ajoutée reste PLUS GRANDE qu'avant. Le système en consomme une partie, jamais la totalité.

La constante d'équilibre, et le vocabulaire acide-base

• Pour $aA+bB\rightleftharpoons cC+dD$ : $K_{c}=\frac{[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}$ . Les SOLIDES et les LIQUIDES PURS n'y figurent pas.
• Quotient réactionnel $Q$ : la même expression, mais à un instant quelconque. Si $Q<K$ , l'équilibre se déplace vers la droite ; si $Q>K$ , vers la gauche.
• Au sens de BRØNSTED-LOWRY (bloc suivant), un acide DONNE un proton, une base l'ACCEPTE. Chaque acide a une base conjuguée, obtenue en lui retirant un $H^{+}$ .
• À $25$ °C : $K_{w}=[H^{+}][OH^{-}]=1{,}0\times 10^{-14}$ , $pH=-\log[H^{+}]$ et $pH+pOH=14$ .
• Acide faible : $K_{a}=\frac{[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}$ . Plus $K_{a}$ est grand, plus l'acide est fort.

FORT ou FAIBLE se lit sur la proportion d'ions ; CONCENTRÉ ou DILUÉ, sur le nombre de particules par litre. Les quatre cases existent.

FORT et FAIBLE décrivent le taux de dissociation, une propriété de la substance. CONCENTRÉ et DILUÉ décrivent la quantité par litre, une propriété de la solution. Les quatre mots se combinent librement.

Acide et base : Arrhenius ou Brønsted-Lowry

• ARRHENIUS : un acide libère des ions $H^{+}$ dans l'eau, une base libère des ions $OH^{-}$ . Exemples : $HCl\rightarrow H^{+}+Cl^{-}$ et $NaOH\rightarrow Na^{+}+OH^{-}$ .
• BRØNSTED-LOWRY : un acide est un DONNEUR de proton $H^{+}$ , une base un ACCEPTEUR de proton. La définition ne parle plus de ce que la formule contient, mais de ce que la particule FAIT.
• Tout acide ou toute base d'Arrhenius l'est aussi pour Brønsted-Lowry ; l'inverse est faux.
• L'ammoniac le montre : $NH_{3}$ ne contient aucun groupe $OH$ , et pourtant $NH_{3}+H_{2}O\rightleftharpoons NH_{4}^{+}+OH^{-}$ rend la solution basique. Il CAPTE un $H^{+}$ cédé par l'eau : base pour Brønsted-Lowry, rien pour Arrhenius.
• Dans cette réaction, l'eau joue l'ACIDE. Couples conjugués : $NH_{4}^{+}/NH_{3}$ et $H_{2}O/OH^{-}$ , chaque acide et sa base ne différant que d'un $H^{+}$ .

L'ammoniac ne contient aucun

OH

et rend pourtant la solution basique : il CAPTE le

H^{+}

cédé par l'eau. Seule Brønsted-Lowry le classe parmi les bases ; une couleur par couple conjugué.

Quand la question dit « selon Arrhenius » ou « selon Brønsted-Lowry », la définition citée doit être celle de la théorie nommée : la définition de l'autre théorie vaut zéro, même si la conclusion est juste.

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Décrire l'équilibre comme un arrêt des réactions

toute la question de raisonnement, 3 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« À l'équilibre, la réaction s'arrête et plus rien ne se passe. »

Ce qu'il faut écrire

« À l'équilibre, les deux réactions continuent, mais la vitesse directe égale la vitesse inverse : les concentrations restent constantes sans que rien ne s'immobilise. »

Les nombres de A et de B ne changent pas, et pourtant la molécule cerclée a réagi : c'est ce que montre le marquage isotopique, l'équilibre est dynamique.

Pourquoi : C'est la définition même du mot dynamique, et l'expérience le prouve : en marquant un réactif avec un isotope, on le retrouve dans les produits alors que les concentrations ne bougent plus.

2. Lire le principe de Le Chatelier à l'envers

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« J'ajoute du réactif, donc le système en ajoute encore et se déplace vers la gauche. »

Ce qu'il faut écrire

« Le système S'OPPOSE à la perturbation : j'ajoute du réactif, il en CONSOMME, donc l'équilibre se déplace vers la DROITE. »

Après l'ajout, le système CONSOMME une partie du réactif ajouté (vert) : sa concentration redescend, sans revenir à sa valeur de départ. Il n'en ajoute jamais (rouge).

Pourquoi : Le principe décrit une réaction de défense, pas d'imitation. Un test mental infaillible : le système fait toujours le contraire de ce qu'on lui impose, mais sans jamais l'annuler complètement.

3. Compter toutes les moles au lieu des seules moles gazeuses

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Dans $CaCO_{3}(s)\rightleftharpoons CaO(s)+CO_{2}(g)$ , il y a une mole à gauche et deux à droite, donc comprimer déplace vers la gauche. »

Ce qu'il faut écrire

« Seules les moles GAZEUSES comptent : zéro à gauche, une à droite. Comprimer déplace donc vers la GAUCHE, mais pour cette raison là. »

Sous le piston, seul le dioxyde de carbone est un gaz : zéro mole gazeuse à gauche, une à droite. Les deux solides ne comptent pas.

Pourquoi : La pression n'agit que sur les gaz, dont le volume dépend d'elle. Un solide ou un liquide ne se comprime pratiquement pas, et sa quantité n'entre ni dans le compte des moles ni dans la constante.

4. Créditer un catalyseur d'un déplacement d'équilibre

3 points de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« On ajoute un catalyseur, donc on obtient plus de produit à l'équilibre. »

Ce qu'il faut écrire

« Le catalyseur accélère les deux réactions dans la MÊME proportion : l'équilibre est atteint plus vite, mais au même endroit. Ni $K$ ni les concentrations finales ne changent. »

Le catalyseur fait monter la courbe plus vite, mais vers le MÊME palier : il n'apporte pas une mole de produit de plus à l'équilibre.

Pourquoi : Le catalyseur abaisse la barrière dans les deux sens à la fois. C'est aussi ce qui le distingue de la température, qui change la constante elle-même.

5. Faire figurer un solide ou l'eau dans la constante

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $K_{c}=\frac{[CaO][CO_{2}]}{[CaCO_{3}]}$ »

Ce qu'il faut écrire

« Les solides et les liquides purs n'ont pas de concentration variable : $K_{c}=[CO_{2}]$ , tout simplement. »

Pourquoi : La concentration d'un solide pur est fixée par sa masse volumique : elle ne change pas quand on en ajoute ou qu'on en retire. Elle est donc absorbée dans la constante.

6. Confondre fort avec concentré

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'acide chlorhydrique est fort, donc sa solution est forcément plus acide que celle d'un acide faible. »

Ce qu'il faut écrire

« Un acide FORT à $0{,}01$ mol/L a un pH de $2{,}0$ , alors qu'un acide FAIBLE à $0{,}1$ mol/L a un pH de $2{,}87$ : le premier est plus acide bien qu'il soit dix fois plus dilué. »

Un acide FORT dilué à

0{,}01

mol/L descend à pH

2{,}0

, plus acide qu'un acide FAIBLE à

0{,}1

mol/L dont le pH vaut

2{,}87

: la force et la concentration sont indépendantes.

Pourquoi : Fort décrit la substance, sa capacité à se dissocier totalement. Concentré décrit la solution, la quantité par litre. Les deux se combinent librement, et le pH dépend des deux à la fois.

7. Négliger l'avancement sans vérifier l'approximation

1 point de rigueur, davantage si l'approximation est en fait fausse

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $K_{a}$ est petit, donc je néglige $x$ devant la concentration initiale, et je conclus. »

Ce qu'il faut écrire

« Je néglige $x$ , je calcule, PUIS je vérifie : $\frac{x}{C_{0}}=\frac{1{,}34\times 10^{-3}}{0{,}10}=1{,}3$ %, inférieur à $5$ %, donc l'approximation est légitime. »

Négliger

x

coûte

1{,}3

% d'erreur à

0{,}10

mol/L, sous le seuil de

5

% ; à

0{,}001

mol/L, l'erreur monte à

13

% et l'approximation tombe.

Pourquoi : L'approximation tombe dès que la solution devient très diluée : à $0{,}001$ mol/L le rapport monte à $13$ %, et il faut alors résoudre l'équation du second degré complète.

8. Confondre le quotient réactionnel et la constante

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Je calcule $\frac{[C][D]}{[A][B]}$ avec les concentrations initiales et je l'appelle $K$ . »

Ce qu'il faut écrire

« Avec des concentrations quelconques, c'est $Q$ , le quotient réactionnel. Ce n'est $K$ que si le système est À L'ÉQUILIBRE. Ici $Q<K$ , donc l'équilibre va se déplacer vers la droite. »

K

est un point fixe de l'axe ;

Q

se calcule à l'instant considéré. Sa position par rapport à

K

donne le sens d'évolution.

Pourquoi : $K$ est un nombre fixé par la température ; $Q$ est une photographie prise à un instant quelconque. Comparer les deux est justement ce qui prédit le sens d'évolution.

9. Déclarer que l'ammoniac n'est pas une base, faute de groupe OH

toute la question, 3 points, et les couples conjugués avec

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $NH_{3}$ ne contient pas d'ion $OH^{-}$ , donc ce n'est pas une base. »

Ce qu'il faut écrire

« Selon Brønsted-Lowry, $NH_{3}$ est une base : il accepte un proton de l'eau, $NH_{3}+H_{2}O\rightleftharpoons NH_{4}^{+}+OH^{-}$ , ce qui libère des ions $OH^{-}$ . Seule la définition d'Arrhenius ne le classe pas. »

Pourquoi : La définition d'Arrhenius regarde la formule ; celle de Brønsted-Lowry regarde le transfert de proton. Les ions $OH^{-}$ ne viennent pas de l'ammoniac, ils viennent de l'eau qui a cédé son $H^{+}$ .

Quelle méthode choisir

Dans quel sens l'équilibre se déplace-t-il

Identifiez la perturbation, puis demandez-vous ce que le système doit faire pour la CONTRARIER.

Si on AJOUTE une espèce → déplacement dans le sens qui la CONSOMME

Exemple : ajouter du diazote dans le procédé Haber déplace vers l'ammoniac

l'espèce ajoutée reste malgré tout plus concentrée qu'avant : l'opposition est partielle
Si on RETIRE une espèce, par exemple en la faisant précipiter → déplacement dans le sens qui la PRODUIT

Exemple : retirer l'ammoniac au fur et à mesure améliore le rendement du procédé
Si on COMPRIME, ou on diminue le volume → déplacement vers le côté qui compte le MOINS de moles gazeuses

Exemple : $N_{2}+3H_{2}\rightleftharpoons 2NH_{3}$ : quatre moles à gauche, deux à droite, donc vers la droite

si les deux côtés ont autant de moles gazeuses, la pression n'a AUCUN effet
Si on CHAUFFE → déplacement dans le sens ENDOTHERMIQUE, celui qui absorbe la chaleur

Exemple : réaction exothermique vers la droite : chauffer déplace vers la GAUCHE

c'est la seule perturbation qui change la valeur de $K$ elle-même
Si on ajoute un CATALYSEUR ou un gaz inerte à volume constant → AUCUN déplacement

Exemple : le catalyseur du procédé Haber accélère sans rien changer au rendement

Deux réflexes ferment l'arbre : les solides et liquides purs ne comptent jamais dans le décompte des moles, et seule la température modifie la constante $K$ .

Écrire et exploiter une constante d'équilibre

Regardez d'abord les états physiques dans l'équation, puis ce que la question demande.

Si l'équation contient des SOLIDES ou des LIQUIDES PURS → les retirer de l'expression de $K$

Exemple : $CaCO_{3}(s)\rightleftharpoons CaO(s)+CO_{2}(g)$ donne $K_{c}=[CO_{2}]$
Si on connaît toutes les concentrations À L'ÉQUILIBRE → substituer directement dans $K_{c}$

Exemple : $\frac{(1{,}556)^{2}}{(0{,}222)(0{,}222)}=49{,}1$
Si on connaît les quantités INITIALES et une seule à l'équilibre → tableau IVE, avec un $x$ affecté du coefficient de chaque espèce

Exemple : $1{,}00-x=0{,}222$ donne $x=0{,}778$ , donc $[HI]=2x=1{,}556$
Si on connaît $K$ et les concentrations initiales → tableau IVE puis équation en $x$ , souvent du second degré

Exemple : négliger $x$ si $K$ est petit, PUIS vérifier que $\frac{x}{C_{0}}<5$ %
Si on veut savoir dans quel SENS le système va évoluer → calculer $Q$ et le comparer à $K$

Exemple : $Q<K$ : évolution vers la droite ; $Q>K$ : vers la gauche ; $Q=K$ : déjà à l'équilibre

Un $K$ très grand, au-delà de $10^{3}$ , signale une réaction quasi totale ; un $K$ très petit, en dessous de $10^{-3}$ , une réaction qui n'a pratiquement pas lieu. L'ordre de grandeur se lit avant tout calcul.

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

Le tableau IVE

Quand l'utiliser : L'énoncé donne des quantités initiales et demande des concentrations à l'équilibre, ou la constante.

1 Écrire l'équation ÉQUILIBRÉE en haut du tableau, une colonne par espèce.
2 Ligne I : les concentrations INITIALES, en mol/L. Écrire un zéro là où il n'y a rien, plutôt que de laisser vide.
3 Ligne V : les VARIATIONS, en $x$ affecté du COEFFICIENT de chaque espèce, avec un signe moins pour les réactifs.
4 Ligne E : la somme des deux lignes précédentes, espèce par espèce.
5 Utiliser la donnée d'équilibre fournie pour trouver $x$ , puis compléter toute la ligne E.
6 Substituer dans l'expression de $K_{c}$ et conclure, en donnant $K$ sans unité.

Phrase de conclusion

« À l'équilibre, $[H_{2}]=[I_{2}]=0{,}222$ mol/L et $[HI]=1{,}556$ mol/L, ce qui donne $K_{c}=49{,}1$ . »

Le piège : Oublier le coefficient dans la ligne V. Pour $2HI$ , la variation est $+2x$ et non $+x$ , et l'erreur double la concentration finale, donc quadruple la constante.

Barème : 1 point pour l'équation équilibrée, 1 point pour la ligne I complète, 2 points pour la ligne V avec les coefficients, 1 point pour $x$ , 1 point pour $K$ .

Prévoir un déplacement d'équilibre

Quand l'utiliser : L'énoncé modifie une condition et demande dans quel sens l'équilibre se déplace, ou ce qui arrive au rendement.

1 Nommer la perturbation en une ligne : « on comprime le mélange à température constante ».
2 Dire ce que le système doit faire pour S'Y OPPOSER : « il doit diminuer le nombre de moles gazeuses ».
3 Compter les moles GAZEUSES de chaque côté, en excluant explicitement les solides et les liquides.
4 Conclure sur le SENS du déplacement, puis sur l'effet concret : plus ou moins de produit.
5 Préciser si $K$ change : seule la température le modifie.

Phrase de conclusion

« Comprimer déplace l'équilibre vers la droite, du côté des deux moles gazeuses, ce qui augmente le rendement en ammoniac. La constante $K$ , elle, ne change pas. »

Le piège : Conclure sur le sens sans dire ce qui arrive à $K$ . Le barème sépare presque toujours les deux, et la seconde partie est celle qu'on oublie.

Barème : 1 point pour la perturbation nommée, 1 point pour l'opposition énoncée, 1 point pour le décompte des moles gazeuses, 1 point pour le sens, 1 point pour le sort de $K$ .

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

Le système s'oppose-t-il, sans annuler

Après un ajout, l'espèce ajoutée doit rester PLUS concentrée qu'avant la perturbation, jamais moins ni exactement autant.

Ajouter du réactif et retrouver sa concentration d'origine signale qu'on a appliqué une compensation totale au lieu d'une opposition partielle.
La constante contient-elle uniquement des espèces variables

Relisez les états physiques : aucun $(s)$ ni aucun $(l)$ pur ne doit apparaître dans l'expression de $K$ .

Un $K$ qui contiendrait $[CaCO_{3}]$ est faux quel que soit le reste du calcul.
L'approximation tient-elle sous les 5 %

Divisez le $x$ trouvé par la concentration initiale. En dessous de $5$ %, l'approximation est acceptée ; au-dessus, il faut résoudre l'équation complète.

$\frac{1{,}34\times 10^{-3}}{0{,}10}=1{,}3$ % : acceptable. À $0{,}001$ mol/L le rapport monte à $13$ % et l'approximation tombe.
L'ordre de grandeur du pH

Un pH d'acide en solution courante tombe entre $0$ et $7$ , celui d'une base entre $7$ et $14$ . Une valeur hors de $[0;14]$ est presque toujours fausse.

Un pH de $-2$ ou de $17$ signale une confusion entre $[H^{+}]$ et $pH$ , ou entre $pH$ et $pOH$ .
Le tableau IVE se relit-il ligne par ligne

Additionnez la ligne I et la ligne V pour chaque colonne : le résultat doit être exactement la ligne E, et aucune concentration d'équilibre ne peut être négative.

Une concentration d'équilibre négative signale un $x$ plus grand que la quantité initiale, donc un réactif limitant mal repéré.

L'exercice type décortiqué

La constante d'équilibre de la synthèse de l'iodure d'hydrogène

Dans un récipient fermé de $1{,}00$ L porté à $450$ °C, on introduit $1{,}00$ mol de dihydrogène et $1{,}00$ mol de diiode, selon $H_{2}+I_{2}\rightleftharpoons 2HI$ .

À l'équilibre, il ne reste plus que $0{,}222$ mol de dihydrogène.

Dressez le tableau IVE, calculez les concentrations à l'équilibre, puis la constante $K_{c}$ . Dites enfin ce qui se passerait si l'on comprimait le mélange.

L'état initial de l'énoncé, et lui seul :

1{,}00

mol de chaque réactif dans

1{,}00

L. Les concentrations d'équilibre sont à trouver.

Étape 1

Le volume vaut $1{,}00$ L, donc les concentrations en mol/L sont numériquement égales aux quantités en moles.

Pourquoi

On le dit une fois, au début, pour justifier de travailler directement avec les moles. Sur un volume différent de $1$ L, chaque valeur devrait être divisée par ce volume avant d'entrer dans $K_{c}$ .

Étape 2

Ligne I : $[H_{2}]=1{,}00$ , $[I_{2}]=1{,}00$ , $[HI]=0$ . Ligne V : $-x$ , $-x$ , $+2x$ .

Pourquoi

Le $+2x$ est le point critique : l'équation produit DEUX moles d'iodure d'hydrogène par mole de dihydrogène consommée. Écrire $+x$ ici quadruplerait l'erreur sur la constante.

Étape 3

Ligne E : $1{,}00-x$ , $1{,}00-x$ , $2x$ . La donnée d'équilibre donne $1{,}00-x=0{,}222$ , donc $x=0{,}778$ .

Pourquoi

On utilise la seule donnée d'équilibre fournie pour fixer $x$ , puis tout le reste s'en déduit. C'est le rôle exact du tableau : ramener trois inconnues à une seule.

Étape 4

$[H_{2}]=[I_{2}]=0{,}222$ mol/L et $[HI]=2\times 0{,}778=1{,}556$ mol/L.

Pourquoi

Les deux réactifs restent égaux parce qu'ils partaient égaux et qu'ils sont consommés dans le même rapport. Cette symétrie est un contrôle gratuit de la ligne V.

Étape 5

$K_{c}=\frac{[HI]^{2}}{[H_{2}][I_{2}]}=\frac{(1{,}556)^{2}}{(0{,}222)(0{,}222)}=\frac{2{,}421}{0{,}0493}=49{,}1$ .

Pourquoi

L'exposant $2$ vient du coefficient de l'iodure d'hydrogène dans l'équation, pas du tableau. Ce sont deux endroits différents où le même $2$ intervient, et il faut le placer aux deux.

Étape 6

Contrôle : la somme $0{,}222+0{,}222+1{,}556=2{,}00$ , exactement le nombre de moles initial.

Pourquoi

Ici le nombre total de moles se conserve parce que l'équation compte deux moles de chaque côté. Ce n'est pas une règle générale, mais quand c'est vrai, c'est un contrôle immédiat.

Étape 7

$K_{c}=49$ est nettement supérieur à $1$ : la réaction est fortement déplacée vers les produits, ce que confirment les concentrations trouvées.

Pourquoi

L'ordre de grandeur de $K$ se lit toujours à la fin, comme contrôle de vraisemblance. Un $K$ de $0{,}02$ avec $78$ % de conversion aurait été contradictoire.

Étape 8

Compression : deux moles gazeuses à gauche, deux à droite. Le nombre de moles gazeuses ne change PAS, donc la pression n'a aucun effet sur cet équilibre.

Pourquoi

C'est le cas particulier que l'examen aime poser juste après un calcul de constante. Il faut compter les moles gazeuses avant de répondre, et non supposer qu'une compression déplace toujours quelque chose.

Conclusion rédigée

« À l'équilibre, $[H_{2}]=[I_{2}]=0{,}222$ mol/L et $[HI]=1{,}556$ mol/L, ce qui donne $K_{c}=49{,}1$ . Une compression ne déplacerait pas cet équilibre, les deux côtés comptant autant de moles gazeuses. »

L'erreur classique sur cet exercice : L'erreur classique sur ce problème est d'écrire $+x$ au lieu de $+2x$ dans la ligne V. On trouve alors $[HI]=0{,}778$ et $K_{c}=12{,}3$ , une valeur exactement quatre fois trop petite mais parfaitement plausible : rien dans le résultat ne la signale.

À savoir par cœur

• Un équilibre est DYNAMIQUE : vitesse directe $=$ vitesse inverse, et rien ne s'arrête.
• Le Chatelier : le système S'OPPOSE à la perturbation, et seulement PARTIELLEMENT.
• Ajouter une espèce déplace dans le sens qui la consomme. Comprimer déplace vers le moins de moles GAZEUSES.
• Chauffer déplace dans le sens ENDOTHERMIQUE, et c'est la seule perturbation qui change $K$ .
• Un catalyseur ne déplace RIEN : il accélère les deux sens dans la même proportion.
• Les SOLIDES et les LIQUIDES PURS ne figurent jamais dans $K_{c}$ .
• $Q<K$ : évolution vers la droite. $Q>K$ : vers la gauche. $Q=K$ : équilibre atteint.
• FORT et FAIBLE décrivent la substance, CONCENTRÉ et DILUÉ décrivent la solution. Les quatre se combinent librement.
• $K_{w}=1{,}0\times 10^{-14}$ à $25$ °C, et $pH+pOH=14$ .
• ARRHENIUS : acide → $H^{+}$ , base → $OH^{-}$ dans l'eau. BRØNSTED-LOWRY : acide DONNE $H^{+}$ , base l'ACCEPTE ; $NH_{3}$ n'est une base que pour la seconde.

Questions fréquentes

Pourquoi dit-on qu'un équilibre chimique est dynamique ?

Parce que les deux réactions, directe et inverse, continuent de se produire en permanence. Ce qui devient constant, ce sont les concentrations, parce que les deux vitesses se sont égalisées : autant de produit se forme qu'il ne s'en défait. Rien ne s'arrête, et une expérience avec un isotope marqué le montre directement.

Dans quel sens le principe de Le Chatelier déplace-t-il un équilibre ?

Toujours dans le sens qui s'oppose à la perturbation. Ajouter une espèce déplace l'équilibre du côté qui la consomme, en retirer déplace du côté qui la produit. Comprimer déplace vers le côté qui compte le moins de moles gazeuses, et chauffer déplace dans le sens endothermique. L'opposition est toujours partielle, jamais totale.

Un catalyseur peut-il augmenter le rendement d'une réaction à l'équilibre ?

Non. Il accélère la réaction directe et la réaction inverse dans exactement la même proportion, si bien que l'équilibre est atteint plus rapidement mais au même endroit. Ni la constante ni les concentrations finales ne changent. Seule la température modifie la valeur de la constante d'équilibre.

Pourquoi les solides n'apparaissent-ils pas dans la constante d'équilibre ?

Parce que la concentration d'un solide pur ne varie pas : elle est fixée par sa masse volumique, et elle reste la même qu'il y en ait un gramme ou un kilogramme. Comme elle est constante, on l'absorbe dans la valeur de la constante d'équilibre. Il en va de même pour un liquide pur, l'eau d'un solvant par exemple.

Quelle est la différence entre un acide fort et un acide concentré ?

Fort décrit la substance : un acide fort se dissocie totalement dans l'eau. Concentré décrit la solution : il y a beaucoup de soluté par litre. Les deux notions sont indépendantes, si bien qu'un acide fort très dilué peut être moins acide qu'un acide faible très concentré. Le pH dépend des deux à la fois.

Quand peut-on négliger x dans un calcul d'acide faible ?

Quand la constante d'acidité est petite devant la concentration initiale. On fait le calcul en négligeant, puis on vérifie que le x trouvé représente moins de cinq pour cent de la concentration de départ. Si le rapport dépasse cinq pour cent, ce qui arrive en solution très diluée, il faut résoudre l'équation du second degré complète.

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Exercices corrigés : L'équilibre chimique

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

10 exercices corrigés
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Titrage acide-base et courbes de pH Les solides peu solubles et Kps L'équilibre chimique Chimie des solutions 202-SN2-RE (ancien 202-NYB)

© Ahmed Squalli Houssaini. Fiche publiée sur www.letuteurscientifique.ca/fiches/chim5-equilibre-chimique. Libre pour l'usage personnel et en classe ; sa republication ailleurs demande une autorisation écrite (mentions légales).

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