Équilibre Chimique
Réactions réversibles
Définition
Un équilibre chimique est un état d'une réaction chimique réversible où les vitesses de la réaction directe et de la réaction inverse sont égales. Les concentrations des réactifs et des produits restent alors constantes dans le temps, mais la réaction ne s'arrête pas. C'est un équilibre dynamique.
Concepts Clés
Réaction Réversible
Une réaction réversible peut se produire dans les deux sens. On la note avec une double flèche : A + B ⇌ C + D.
- Réaction directe : Transformation des réactifs (A, B) en produits (C, D).
- Réaction inverse : Transformation des produits (C, D) en réactifs (A, B).
Constante d'Équilibre K
À l'équilibre, pour une réaction aA + bB ⇌ cC + dD, le rapport des concentrations (ou pressions partielles pour les gaz) est constant à une température donnée. C'est la loi d'action de masse.
- K élevé (K >> 1) : L'équilibre favorise les produits.
- K faible (K << 1) : L'équilibre favorise les réactifs.
- K dépend uniquement de la température.
Principe de Le Chatelier
« Si un système à l'équilibre subit une modification (concentration, température, pression), il évolue de manière à s'opposer, dans la mesure du possible, à cette perturbation. »
C'est une règle qualitative pour prédire le sens de déplacement d'un équilibre.
Formules et Équations Essentielles
Constante d'équilibre en concentration (Kc) :
Les concentrations sont celles à l'équilibre (en mol/L).
Quotient de réaction Q :
Même formule que K, mais avec des concentrations à un instant donné, pas forcément à l'équilibre.
- • Si Q < K : Le système évolue dans le sens direct.
- • Si Q = K : Le système est à l'équilibre.
- • Si Q > K : Le système évolue dans le sens inverse.
Principe de Le Chatelier (applications) :
- • Ajout d'un réactif : Déplacement dans le sens direct (consommation du réactif ajouté).
- • Augmentation de la pression (pour les gaz) : Déplacement vers le côté avec le moins de moles gazeuses.
- • Augmentation de la température : Déplacement dans le sens de la réaction endothermique.
Exemples Concrets
1. L'acide carbonique dans les boissons gazeuses
CO2(g) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq)
À la mise en bouteille, pression élevée en CO2 : équilibre à droite (beaucoup d'acide). À l'ouverture, la pression baisse : équilibre se déplace à gauche, le CO2 s'échappe (bulles).
2. L'hémoglobine et le transport d'oxygène
Hb(aq) + O2(g) ⇌ HbO2(aq)
Dans les poumons (forte pression en O2), équilibre à droite : l'hémoglobine se charge. Dans les muscles (faible pression en O2), équilibre à gauche : l'hémoglobine libère l'oxygène.
3. La rouille
La formation de la rouille (4Fe + 3O2 + 6H2O ⇌ 4Fe(OH)3) est un équilibre très fortement déplacé vers les produits (K très grand). C'est pourquoi le processus semble irréversible.
Expérience Illustrative
La Danse des Couleurs du Cobalt
L'Équilibre Thermochromique du Cobalt
Matériel :
- Chlorure de cobalt(II) hexahydraté (CoCl2, 6H2O)
- Éthanol absolu
- Deux tubes à essais, bécher, eau chaude, glace
- Pipette
Protocole :
- Dissoudre une pointe de spatule de CoCl2,6H2O (rose) dans 5 mL d'éthanol dans un tube à essais. La solution est bleue.
- Ajouter quelques gouttes d'eau distillée jusqu'à obtenir une couleur violette (équilibre atteint).
- Placer le tube dans un bain d'eau chaude. Observer.
- Refroidir ensuite le tube dans un bain d'eau glacée. Observer.
Observation :
- • À froid, la solution devient rose. L'équilibre est déplacé vers la forme hydratée [Co(H2O)6]2+.
- • À chaud, la solution devient bleue. L'équilibre est déplacé vers la forme déshydratée [CoCl4]2- en solution dans l'éthanol.
- • La réaction [Co(H2O)6]2+ + 4Cl- ⇌ [CoCl4]2- + 6H2O est endothermique dans le sens direct. Le chaud favorise les produits (bleu), le froid favorise les réactifs (rose).
Points à Retenir
- À l'équilibre, les concentrations sont constantes mais les réactions directe et inverse continuent (équilibre dynamique).
- La constante d'équilibre K est le rapport des concentrations à l'équilibre. Elle ne dépend que de la température.
- Le quotient de réaction Q permet de prédire le sens d'évolution du système pour atteindre l'équilibre (Q tend vers K).
- Le principe de Le Chatelier permet de prédire qualitativement l'effet d'une perturbation (concentration, pression, température) sur la position d'un équilibre.
- Les équilibres chimiques sont omniprésents, des processus biologiques (respiration) aux phénomènes industriels (synthèse de l'ammoniac) et du quotidien.
