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Chimie des solutions 202-NYB • Complément québécois de Terminale et cégep à Montréal

Fiche de révision : l'équilibre chimique (202-NYB)

Un équilibre chimique n'est pas un arrêt : les deux réactions continuent à la même vitesse. La constante KK mesure la position de ce compromis, et le quotient QQ dit où en est le système à un instant donné. Comparer les deux suffit à prédire le sens d'évolution, sans aucun calcul supplémentaire.

Cette fiche donne l'expression de KK avec ses exclusions, la méthode ICE avec son test de validité, et la liste des perturbations en distinguant celles qui déplacent l'équilibre de la seule qui change la constante.

Le fil du chapitre

Une seule perturbation change la VALEUR de KK : la température. Tout le reste, ajout d'un réactif, changement de volume, catalyseur, déplace la position de l'équilibre sans toucher à la constante, et confondre les deux coûte la question de raisonnement à chaque examen.

Ce chapitre fait partie de Chimie des solutions, 202-NYB

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 (8 chapitres) ↓

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

  1. 1La mole et la quantité de matièreSecondaire 5 SN5
  2. 2La vitesse de réactionSecondaire 5 SN5
  3. 3L'équilibre chimiqueSecondaire 5 SN5
  4. 4La mesure au laboratoire, chiffres significatifs et incertitudesChimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)
  5. 5Structure atomique et configuration électroniqueChimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)
  6. 6Liaison chimique et géométrie moléculaireChimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)
  7. 7Stœchiométrie, réactif limitant et rendementChimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)
  8. 8La cinétique chimique

L'essentiel

Écrire KK, et comparer QQ à KK

  • • Pour aA+bB⇌cC+dDaA+bB\rightleftharpoons cC+dD : Kc=[C]c[D]d[A]a[B]bK_{c}=\dfrac{[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}, avec les concentrations À L'ÉQUILIBRE.
  • • Les SOLIDES et les LIQUIDES purs n'y figurent PAS : leur concentration est une constante déjà absorbée dans KK.
  • • Le quotient QQ a exactement la même expression, mais avec les concentrations ACTUELLES, à un instant quelconque.
  • • Q<KQ<K : le système évolue vers les PRODUITS. Q>KQ>K : vers les RÉACTIFS. Q=KQ=K : équilibre atteint.
  • • KK ne dit rien de la VITESSE : une réaction peut avoir un KK énorme et ne pas se produire à température ambiante.
KQ < Ksens directQ > Ksens inverse
Le système se déplace TOUJOURS vers KK, jamais dans l'autre sens. Comparer QQ à KK donne donc le sens d'évolution sans le moindre calcul de concentration finale.

L'exclusion des solides est ce qui rend possible la chimie des précipités et de la calcination : la position d'équilibre ne dépend pas de la quantité de solide présent, seulement de sa présence.

Le tableau ICE, et le test qui le valide

  • • Trois lignes : Initial, Changement, Équilibre. Le changement porte le signe −- pour les réactifs et ++ pour les produits, multiplié par le COEFFICIENT.
  • • Substituer la ligne Équilibre dans l'expression de KK, puis résoudre en xx.
  • • Approximation du xx négligeable : on suppose [A]0−x≈[A]0[A]_{0}-x\approx[A]_{0}. Elle N'EST VALIDE que si x<5%x<5\% de [A]0[A]_{0}, ce qui doit être VÉRIFIÉ après coup.
  • • Si le test échoue, résoudre l'équation du second degré complète, sans approximation.
  • • Degré de dissociation α=x[A]0\alpha=\dfrac{x}{[A]_{0}}, souvent exprimé en pourcentage : c'est exactement la quantité que teste la règle des 5%5\%.

L'approximation est d'autant plus légitime que KK est petit devant la concentration initiale. En pratique, un KK inférieur à 10−410^{-4} pour une concentration de l'ordre de 0,10{,}1 mol/L la rend presque toujours valable.

Le Chatelier : ce qui déplace et ce qui change KK

  • • AJOUT d'une espèce : le système fuit l'espèce ajoutée. La position bouge, KK ne bouge pas.
  • • VOLUME réduit, donc pression accrue : le système va vers le côté qui a le MOINS de moles GAZEUSES. La position bouge, KK ne bouge pas.
  • • GAZ INERTE ajouté à volume constant : rien ne bouge du tout, puisque aucune concentration ne change.
  • • CATALYSEUR : l'équilibre est atteint plus vite, la position et KK sont inchangées.
  • • TEMPÉRATURE : c'est la SEULE perturbation qui change la valeur de KK. Traiter la chaleur comme un réactif si la réaction est endothermique, comme un produit si elle est exothermique.
2.42.62.833.23.43.6-3-2-1123exothermique : K baisse si T monteendothermique : K monte si T monte1000 / T (1/K)ln K
Chauffer, c'est se déplacer vers la GAUCHE sur cet axe. La droite exothermique y descend, la droite endothermique y monte : la température est bien la seule perturbation qui change la valeur de KK.

Une DILUTION équivaut à une baisse de pression : le système va vers le côté qui a le PLUS de moles gazeuses, donc vers la dissociation. C'est pourquoi un acide faible est d'autant plus dissocié qu'il est dilué.

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. Faire figurer un solide ou un liquide pur dans l'expression de KK

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Pour CaCO3(s)⇌CaO(s)+CO2(g)CaCO_{3}(s)\rightleftharpoons CaO(s)+CO_{2}(g) : Kc=[CaO][CO2][CaCO3]K_{c}=\dfrac{[CaO][CO_{2}]}{[CaCO_{3}]}. »

Ce qu'il faut écrire

« Les deux solides sont exclus : Kc=[CO2]K_{c}=[CO_{2}]. La position de l'équilibre ne dépend donc pas de la quantité de calcaire présente. »

Pourquoi : La concentration d'un solide pur est fixée par sa masse volumique : elle ne varie pas quand on en ajoute. Cette constante est déjà absorbée dans la valeur de KK.

2. Utiliser les concentrations initiales dans l'expression de KK

toute la question, 6 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« On introduit 0,1000{,}100 mol/L de N2O4N_{2}O_{4} : Kc=[NO2]2[N2O4]=00,100=0K_{c}=\dfrac{[NO_{2}]^{2}}{[N_{2}O_{4}]}=\dfrac{0}{0{,}100}=0. »

Ce qu'il faut écrire

« KK s'écrit avec les concentrations À L'ÉQUILIBRE : il faut d'abord un tableau ICE pour les obtenir, ici [NO2]=0,0204[NO_{2}]=0{,}0204 et [N2O4]=0,0898[N_{2}O_{4}]=0{,}0898 mol/L. »

Pourquoi : L'état initial n'est presque jamais l'état d'équilibre : c'est précisément l'écart entre les deux que le tableau ICE calcule. Confondre les deux revient à supposer que rien ne se passe.

3. Employer l'approximation du xx négligeable sans la tester

3 points, plus le point de rigueur du test

Ce qu'il ne faut pas écrire

« 4x20,100=4,63×10−3\dfrac{4x^{2}}{0{,}100}=4{,}63\times 10^{-3}, donc x=1,08×10−2x=1{,}08\times 10^{-2}, et c'est la réponse. »

Ce qu'il faut écrire

« Test : 1,08×10−20,100=10,8%>5%\dfrac{1{,}08\times 10^{-2}}{0{,}100}=10{,}8\%>5\%, donc l'approximation N'EST PAS valide. On résout la quadratique complète et l'on trouve x=1,02×10−2x=1{,}02\times 10^{-2}. »

Pourquoi : L'erreur ici n'est que de 5,5%5{,}5\%, donc invisible sans le test. Sur des constantes plus grandes, elle atteint des dizaines de pour cent, et la règle des 5%5\% est justement là pour trancher.

4. Croire qu'ajouter un réactif augmente la constante d'équilibre

4 points sur la question de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« On ajoute du diazote au mélange de Haber, donc KK augmente et le rendement s'améliore. »

Ce qu'il faut écrire

« KK est INCHANGÉE : seule la POSITION de l'équilibre se déplace vers les produits. La quantité d'ammoniac augmente, mais le rapport qui définit KK reprend exactement sa valeur. »

Pourquoi : KK ne dépend que de la température. Un ajout modifie QQ, qui n'est plus égal à KK, et le système évolue jusqu'à ce que QQ redevienne égal à cette même valeur de KK.

5. Oublier le facteur (RT)Δn(RT)^{\Delta n} entre KpK_{p} et KcK_{c}

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Kp=KcK_{p}=K_{c}, ce ne sont que deux façons d'écrire la même chose. »

Ce qu'il faut écrire

« Kp=Kc(RT)ΔngazK_{p}=K_{c}(RT)^{\Delta n_{gaz}}. Pour N2O4⇌2NO2N_{2}O_{4}\rightleftharpoons 2NO_{2}, Δn=1\Delta n=1, donc Kp=4,63×10−3×8,314×298,15=11,5K_{p}=4{,}63\times 10^{-3}\times 8{,}314\times 298{,}15=11{,}5. »

Pourquoi : Les deux constantes ne coïncident que si Δngaz=0\Delta n_{gaz}=0. Le facteur RTRT vaut environ 24792479 à température ambiante en unités kPa·L, donc l'écart est énorme dès que Δn\Delta n n'est pas nul.

6. Compter toutes les moles au lieu des seules moles gazeuses pour l'effet de la pression

4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« C(s)+CO2(g)⇌2CO(g)C(s)+CO_{2}(g)\rightleftharpoons 2CO(g) : deux moles à gauche et deux à droite, donc la pression n'a aucun effet. »

Ce qu'il faut écrire

« Seuls les GAZ comptent : UNE mole gazeuse à gauche contre DEUX à droite. Comprimer déplace donc l'équilibre vers la gauche. »

Pourquoi : La pression n'agit que sur les gaz, dont le volume est modifiable. Le volume d'un solide ou d'un liquide est négligeable et pratiquement incompressible, donc il ne participe pas à l'effet.

7. Croire qu'un gaz inerte ajouté à volume constant déplace l'équilibre

4 points sur la question de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« On injecte de l'argon dans le réacteur : la pression totale monte, donc l'équilibre se déplace vers le côté qui a le moins de moles gazeuses. »

Ce qu'il faut écrire

« À VOLUME constant, l'ajout d'un gaz inerte ne change AUCUNE concentration ni pression partielle : QQ reste égal à KK et rien ne bouge. »

Pourquoi : Le Chatelier s'applique aux grandeurs qui figurent dans QQ, c'est-à-dire aux concentrations ou aux pressions PARTIELLES. La pression totale n'y figure pas, sauf si le volume change effectivement.

8. Attribuer au catalyseur un meilleur rendement à l'équilibre

3 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le catalyseur du procédé Haber augmente la quantité d'ammoniac obtenue à l'équilibre. »

Ce qu'il faut écrire

« Il accélère les DEUX sens également : l'équilibre est atteint plus vite, mais à la même position et avec la même valeur de KK. »

Pourquoi : K=kdirectkinverseK=\dfrac{k_{direct}}{k_{inverse}} : multiplier les deux constantes de vitesse par le même facteur laisse le rapport inchangé. Le gain industriel est un gain de temps, pas de rendement.

9. Se tromper en manipulant une constante d'équilibre

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Si je double les coefficients, je double KK; si j'inverse l'équation, je change le signe de KK. »

Ce qu'il faut écrire

« Doubler les coefficients ÉLÈVE KK AU CARRÉ; inverser l'équation donne 1K\dfrac{1}{K}; additionner deux équations MULTIPLIE leurs constantes. »

Pourquoi : KK est un produit de puissances de concentrations : les opérations sur l'équation deviennent donc des opérations multiplicatives sur KK, jamais additives. Une constante ne peut d'ailleurs jamais être négative.

10. Croire qu'une dilution ne change pas le degré de dissociation

4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Diluer dix fois divise toutes les concentrations par dix, donc le pourcentage dissocié reste le même. »

Ce qu'il faut écrire

« Diluer favorise le côté qui compte le PLUS de particules : le degré de dissociation passe ici de 10,2%10{,}2\% à 28,7%28{,}7\%. »

10,2 %28,7 %dilué 10 fois0,100 mol/L0,0100 mol/L
Même constante, même quantité de matière, et pourtant presque trois fois plus de dissociation après dilution : le système fuit vers le côté qui compte le plus de particules.

Pourquoi : Le rapport qui définit KK ne se conserve pas sous une division uniforme quand les exposants du numérateur et du dénominateur diffèrent. C'est exactement l'analogue d'une baisse de pression.

Quelle méthode choisir

Que fait le système après une perturbation

La nature exacte de la perturbation décrite par l'énoncé

  • Si on AJOUTE une espèce présente dans KK → le système la consomme : il fuit du côté où elle a été ajoutée. KK inchangée

    Exemple : ajouter N2N_{2} au procédé Haber déplace vers l'ammoniac

  • Si on RETIRE une espèce → le système la reforme : il va du côté où elle se trouve. KK inchangée

    Exemple : condenser l'ammoniac au fur et à mesure augmente la conversion

  • Si on RÉDUIT le volume → vers le côté qui a le MOINS de moles gazeuses. KK inchangée

    Exemple : N2+3H2⇌2NH3N_{2}+3H_{2}\rightleftharpoons 2NH_{3} va vers la droite

  • Si on DILUE, ou on augmente le volume → vers le côté qui a le PLUS de moles ou de particules. KK inchangée

    Exemple : un acide faible est plus dissocié dilué

  • Si on AJOUTE UN GAZ INERTE à volume constant → rien ne se passe : aucune concentration ni pression partielle ne change

    Exemple : injecter de l'argon dans le réacteur

  • Si on CHANGE LA TEMPÉRATURE → la seule perturbation qui change KK : chauffer favorise le sens ENDOTHERMIQUE

    traiter la chaleur comme un réactif si ΔH>0\Delta H>0, comme un produit si ΔH<0\Delta H<0

Deux questions à se poser dans l'ordre : la position bouge-t-elle, et KK change-t-elle ? La seconde réponse est OUI dans un seul cas, celui de la température. Les copies qui répondent aux deux séparément ne perdent jamais ces points.

Comment attaquer un calcul d'équilibre

Ce que l'énoncé fournit et ce qu'il demande

  • Si les concentrations d'équilibre sont toutes données → substituer directement dans l'expression de KK, sans tableau

    Exemple : calculer KK à partir d'un mélange analysé

  • Si les concentrations initiales sont données et KK est connue → tableau ICE, puis résolution en xx, avec le test des 5%5\%

    Exemple : dissociation de N2O4N_{2}O_{4} à partir de 0,1000{,}100 mol/L

  • Si l'énoncé demande seulement le SENS d'évolution → calculer QQ et le comparer à KK, aucun tableau n'est nécessaire

    Exemple : Q=0Q=0 au départ, donc évolution vers les produits

  • Si l'expression en xx donne un carré parfait → prendre la racine carrée des deux membres plutôt que de développer

    Exemple : x2(a−x)2=K\dfrac{x^{2}}{(a-x)^{2}}=K donne xa−x=K\dfrac{x}{a-x}=\sqrt{K}

  • Si l'énoncé donne KK à deux températures → van 't Hoff : ln⁡K2K1=−ΔH∘R(1T2−1T1)\ln\dfrac{K_{2}}{K_{1}}=-\dfrac{\Delta H^{\circ}}{R}\left(\dfrac{1}{T_{2}}-\dfrac{1}{T_{1}}\right)

    le signe de ΔH\Delta H obtenu doit être cohérent avec le sens de variation de KK

Repérer un carré parfait fait gagner cinq minutes et supprime le risque d'erreur sur le discriminant. C'est le cas chaque fois que le nombre de moles est le même des deux côtés.

La rédaction attendue

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

Mener un tableau ICE jusqu'au bout

Quand l'utiliser : L'énoncé donne des concentrations initiales et une constante, et demande les concentrations d'équilibre ou un degré de dissociation.

  1. 1 Écrire l'équation équilibrée et l'expression de KK, en excluant explicitement les solides et liquides purs.
  2. 2 Dresser le tableau à trois lignes, en multipliant xx par le COEFFICIENT de chaque espèce et en respectant les signes.
  3. 3 Substituer la ligne Équilibre dans KK et écrire l'équation en xx avant toute simplification.
  4. 4 Tenter l'approximation du xx négligeable, puis TESTER : si xx dépasse 5%5\% de la concentration initiale, reprendre par la quadratique complète.
  5. 5 Rejeter la racine négative en le justifiant, puis calculer toutes les concentrations d'équilibre.
  6. 6 Vérifier en recalculant KK à partir des concentrations obtenues.

Phrase de conclusion

« Le tableau donne (2x)20,100−x=4,63×10−3\dfrac{(2x)^{2}}{0{,}100-x}=4{,}63\times 10^{-3}; l'approximation conduirait à x=1,08×10−2x=1{,}08\times 10^{-2}, soit 10,8%10{,}8\% de la concentration initiale, donc elle est rejetée; la résolution complète donne x=1,02×10−2x=1{,}02\times 10^{-2} mol/L. »

Le piège : Oublier de multiplier xx par le coefficient. Pour N2O4⇌2NO2N_{2}O_{4}\rightleftharpoons 2NO_{2}, la variation du dioxyde d'azote vaut +2x+2x, et l'oubli du facteur 22 change KK d'un facteur 44.

Barème : Typiquement 1 point pour l'expression de KK, 2 pour le tableau, 2 pour la résolution, 1 pour le test des 5%5\%, 1 pour la vérification.

Répondre à une question de Le Chatelier

Quand l'utiliser : L'énoncé décrit une perturbation et demande dans quel sens l'équilibre se déplace, ou ce qu'il advient d'une quantité donnée.

  1. 1 Nommer la perturbation avec précision : ajout, retrait, changement de volume, gaz inerte, catalyseur, température.
  2. 2 Dire d'abord si KK change : la réponse est NON, sauf pour la température.
  3. 3 Déterminer le sens du déplacement en appliquant la règle correspondante, et le justifier par le décompte des moles gazeuses quand il s'agit d'une pression.
  4. 4 Conclure sur ce que devient précisément la grandeur demandée, qui n'évolue pas toujours dans le sens intuitif.

Phrase de conclusion

« La réduction de volume est une augmentation de pression : KK reste inchangée, et l'équilibre se déplace vers le côté qui compte le moins de moles gazeuses, c'est-à-dire vers l'ammoniac, dont la quantité augmente. »

Le piège : Conclure sur la CONCENTRATION alors que la question porte sur la QUANTITÉ, ou l'inverse. Après une compression, une concentration peut augmenter alors même que l'équilibre s'est déplacé dans l'autre sens.

Vérifier avant de rendre

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

L'exercice type décortiqué

La dissociation du tétraoxyde de diazote, puis l'effet de la dilution

L'équilibre N2O4(g)⇌2 NO2(g)N_{2}O_{4}(g)\rightleftharpoons 2\,NO_{2}(g) a pour constante Kc=4,63×10−3K_{c}=4{,}63\times 10^{-3} à 25,025{,}0 °C.

On introduit 0,1000{,}100 mol de N2O4N_{2}O_{4} dans un ballon vide de 1,001{,}00 L. Déterminer les concentrations à l'équilibre et le degré de dissociation. Calculer ensuite KpK_{p}.

On recommence avec la même quantité de matière dans un ballon de 10,010{,}0 L : que devient le degré de dissociation ? Donnée : R=8,314R=8{,}314 kPa·L/(mol·K).

Étape 1

Expression : Kc=[NO2]2[N2O4]K_{c}=\dfrac{[NO_{2}]^{2}}{[N_{2}O_{4}]}, les deux espèces étant gazeuses. Tableau ICE, en mol/L : initial 0,1000{,}100 et 00; changement −x-x et +2x+2x; équilibre 0,100−x0{,}100-x et 2x2x.

Pourquoi

Le coefficient 22 du dioxyde d'azote apparaît DEUX fois : une fois dans la ligne Changement et une fois en exposant dans KK. C'est le double emploi que les copies ratent.

Étape 2

Substitution : (2x)20,100−x=4x20,100−x=4,63×10−3\dfrac{(2x)^{2}}{0{,}100-x}=\dfrac{4x^{2}}{0{,}100-x}=4{,}63\times 10^{-3}.

Pourquoi

On écrit l'équation complète avant toute simplification. C'est elle qui sera reprise si le test des cinq pour cent échoue, et l'avoir sous les yeux évite de refaire le tableau.

Étape 3

Tentative d'approximation : 4x2≈4,63×10−44x^{2}\approx 4{,}63\times 10^{-4}, donc x≈1,08×10−2x\approx 1{,}08\times 10^{-2}. Test : 1,08×10−20,100=10,8%\dfrac{1{,}08\times 10^{-2}}{0{,}100}=10{,}8\%, supérieur à 5%5\% : l'approximation est REJETÉE.

Pourquoi

Le test se fait après coup, sur la valeur trouvée, et sa conclusion s'écrit. Une approximation rejetée proprement rapporte le point de rigueur; une approximation gardée en silence coûte la question.

Étape 4

Quadratique complète : 4x2+4,63×10−3x−4,63×10−4=04x^{2}+4{,}63\times 10^{-3}x-4{,}63\times 10^{-4}=0, d'où x=−4,63×10−3+2,14×10−5+7,41×10−38=1,02×10−2x=\dfrac{-4{,}63\times 10^{-3}+\sqrt{2{,}14\times 10^{-5}+7{,}41\times 10^{-3}}}{8}=1{,}02\times 10^{-2} mol/L. La racine négative est rejetée, une concentration ne pouvant pas l'être.

Pourquoi

Le rejet de la racine négative se justifie en une phrase. Il vaut un point, et sans lui le correcteur voit deux réponses possibles et n'en retient aucune.

Étape 5

Concentrations d'équilibre : [N2O4]=0,100−0,0102=0,0898[N_{2}O_{4}]=0{,}100-0{,}0102=0{,}0898 mol/L et [NO2]=2×0,0102=0,0204[NO_{2}]=2\times 0{,}0102=0{,}0204 mol/L. Degré de dissociation : α=0,01020,100=10,2%\alpha=\dfrac{0{,}0102}{0{,}100}=10{,}2\%.

Pourquoi

Le degré de dissociation est exactement la quantité testée par la règle des cinq pour cent : les deux nombres sont le même, ce qui donne un contrôle gratuit du calcul.

Étape 6

Vérification : (0,0204)20,0898=4,63×10−3\dfrac{(0{,}0204)^{2}}{0{,}0898}=4{,}63\times 10^{-3}, conforme à l'énoncé.

Pourquoi

Recalculer KK à partir des concentrations trouvées valide d'un coup le tableau, la résolution et les arrondis. C'est le seul contrôle qui teste toute la chaîne.

Étape 7

KpK_{p} : Δngaz=2−1=1\Delta n_{gaz}=2-1=1, donc Kp=Kc(RT)1=4,63×10−3×8,314×298,15=11,5K_{p}=K_{c}(RT)^{1}=4{,}63\times 10^{-3}\times 8{,}314\times 298{,}15=11{,}5.

Pourquoi

Le décompte Δn\Delta n se fait sur les seuls gaz, produits moins réactifs. Le facteur RTRT valant près de 25002500, l'écart entre les deux constantes est de plus de trois ordres de grandeur.

Étape 8

Dilution à 10,010{,}0 L : [N2O4]0=0,0100[N_{2}O_{4}]_{0}=0{,}0100 mol/L, d'où 4x2+4,63×10−3x−4,63×10−5=04x^{2}+4{,}63\times 10^{-3}x-4{,}63\times 10^{-5}=0 et x=2,87×10−3x=2{,}87\times 10^{-3} mol/L, soit α=28,7%\alpha=28{,}7\%.

Pourquoi

La constante n'a pas changé, seule la concentration initiale l'a fait. Le système se déplace vers le côté qui compte le plus de particules, exactement comme sous une baisse de pression.

Étape 9

Conclusion sur la dilution : le degré passe de 10,2%10{,}2\% à 28,7%28{,}7\%, soit presque le triple, alors que KcK_{c} est restée à 4,63×10−34{,}63\times 10^{-3}.

Pourquoi

C'est la distinction centrale du chapitre, illustrée par des nombres : la POSITION de l'équilibre a beaucoup bougé, la CONSTANTE pas du tout.

Conclusion rédigée

« À 1,001{,}00 L, l'équilibre s'établit avec [N2O4]=0,0898[N_{2}O_{4}]=0{,}0898 mol/L et [NO2]=0,0204[NO_{2}]=0{,}0204 mol/L, soit un degré de dissociation de 10,2%10{,}2\%, et Kp=11,5K_{p}=11{,}5. Dilué dix fois, le même système se dissocie à 28,7%28{,}7\%, sans que la constante d'équilibre ait changé. »

L'erreur classique sur cet exercice : Garder l'approximation du xx négligeable et répondre 1,08×10−21{,}08\times 10^{-2} mol/L. L'écart avec la valeur exacte n'est que de 5,5%5{,}5\%, donc parfaitement invisible sans le test : c'est ce qui en fait le piège le plus rentable du chapitre.

À savoir par cœur

  • • KK s'écrit avec les concentrations À L'ÉQUILIBRE; les SOLIDES et LIQUIDES purs en sont exclus.
  • • Q<KQ<K : vers les produits. Q>KQ>K : vers les réactifs. Q=KQ=K : équilibre.
  • • Tableau ICE : le changement est ±\pm le COEFFICIENT fois xx.
  • • Approximation du xx négligeable : valable seulement si x<5%x<5\% de la concentration initiale, ET il faut le tester.
  • • Kp=Kc(RT)ΔngazK_{p}=K_{c}(RT)^{\Delta n_{gaz}}, avec Δn\Delta n compté sur les gaz seuls.
  • • Inverser donne 1K\dfrac{1}{K}; multiplier les coefficients par nn donne KnK^{n}; additionner deux équations MULTIPLIE les constantes.
  • • Pression : vers le côté qui a le MOINS de moles GAZEUSES. Dilution : vers celui qui en a le plus.
  • • La TEMPÉRATURE est la seule perturbation qui change la valeur de KK.

Questions fréquentes

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

Parce que la concentration d'un solide pur est fixée par sa masse volumique et ne change pas quand on en ajoute ou qu'on en retire. Cette valeur constante est déjà incorporée dans la constante d'équilibre. C'est pour cette raison que la décomposition du calcaire ne dépend pas de la quantité de calcaire présente.

Quelle perturbation change la valeur de la constante d'équilibre ?

Une seule : la température. Ajouter un réactif, retirer un produit, comprimer, diluer ou ajouter un catalyseur déplacent la position de l'équilibre sans toucher à la constante. Chauffer ou refroidir, en revanche, la modifie réellement, dans le sens qui favorise la réaction endothermique quand on chauffe.

Quand peut-on négliger le x devant la concentration initiale ?

Quand il représente moins de cinq pour cent de cette concentration, ce qui doit être vérifié après avoir calculé la valeur approchée. Si le test échoue, il faut reprendre par l'équation du second degré complète. L'approximation est d'autant plus sûre que la constante est petite devant la concentration initiale.

Un catalyseur améliore-t-il le rendement d'une réaction à l'équilibre ?

Non. Il accélère la réaction directe et la réaction inverse dans la même proportion, donc le rapport des deux constantes de vitesse, qui est justement la constante d'équilibre, reste inchangé. Le gain est un gain de temps : on atteint plus vite exactement le même équilibre.

Pourquoi un acide faible est-il plus dissocié quand on le dilue ?

Parce que la dissociation produit plus de particules qu'elle n'en consomme. Diluer équivaut à baisser la pression, et le système répond en se déplaçant vers le côté qui compte le plus de particules. Le pourcentage dissocié augmente donc, même si la concentration en ions diminue en valeur absolue.

Quelle différence entre Kp et Kc ?

Kc s'écrit avec des concentrations, Kp avec des pressions partielles. Elles sont reliées par le produit de la constante des gaz et de la température, élevé à la puissance de la variation du nombre de moles gazeuses. Elles ne coïncident que si cette variation est nulle, c'est-à-dire s'il y a autant de moles de gaz de chaque côté.

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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.

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