Équilibre chimique et évolution spontanée en Terminale
Cours complet, points clés à retenir et exercices d'entraînement de équilibre chimique et évolution spontanée pour les élèves de Terminale. Conforme au programme officiel.
Réviser notion par notion
Ce que tu vas réviser
- État d'équilibre chimique, équilibre dynamique
- Quotient de réaction Qr et constante d'équilibre K(T)
- Critère d'évolution spontanée
- Transformation totale vs non totale
État d'équilibre chimique
Un système chimique est en équilibre quand les concentrations des réactifs et produits restent constantes au cours du temps. Cela ne signifie pas que la réaction s'arrête, mais que les vitesses de réaction directe et inverse sont égales.
Exemple
Dans une bouteille d'eau gazeuse fermée, le CO2 dissous et le CO2 gazeux au-dessus du liquide atteignent un équilibre : autant de molécules se dissolvent que de molécules s'échappent chaque seconde.
À retenir : À l'équilibre, les concentrations sont stables mais les réactions directe et inverse continuent à la même vitesse.
Équilibre dynamique et réversibilité
L'équilibre dynamique signifie que la réaction chimique est réversible : elle peut se faire dans les deux sens simultanément. Les deux réactions (directe et inverse) se produisent en permanence, mais leurs effets s'annulent.
Exemple
Quand on mélange un acide carboxylique et un alcool, il se forme un ester et de l'eau ; mais l'ester réagit aussi avec l'eau pour redonner l'acide et l'alcool. À l'équilibre, autant d'ester se forme qu'il s'en hydrolyse par seconde : les quantités ne varient plus, alors que les deux réactions continuent.
À retenir : L'équilibre dynamique = deux réactions opposées qui se compensent exactement.
Quotient de réaction Qr
Le quotient de réaction Qr est une grandeur qui mesure l'état actuel du système chimique. Il se calcule comme la constante d'équilibre K, mais avec les concentrations à un instant t quelconque, pas nécessairement à l'équilibre.
Exemple
On dissout de l'acide éthanoïque dans l'eau : juste après la dissolution, il n'y a pas encore d'ions éthanoate, donc $Q_r = 0$. Au fur et à mesure que l'acide réagit avec l'eau, $Q_r$ augmente jusqu'à égaler la constante d'équilibre K.
À retenir : Pour $a\,A + b\,B \rightleftharpoons c\,C + d\,D$ en solution : $Q_r = \frac{[C]^c\,[D]^d}{[A]^a\,[B]^b}$, les concentrations étant divisées par $c^\circ = 1 \text{ mol/L}$ ($Q_r$ est sans unité) ; le solvant et les solides n'apparaissent pas dans l'expression.
Constante d'équilibre K(T)
La constante d'équilibre K est une valeur fixe pour une réaction donnée à une température donnée. Elle caractérise la position de l'équilibre : elle ne dépend que de la température, jamais des concentrations initiales.
Exemple
Pour la réaction entre le dihydrogène et le diiode (formation d'iodure d'hydrogène), K vaut environ 50 vers 450 °C. Cette valeur reste la même quelles que soient les quantités initiales de réactifs, tant que la température ne change pas.
À retenir : K est la valeur de $Q_r$ à l'équilibre : $K = Q_{r,eq}$ ; K ne dépend que de la température.
Critère d'évolution spontanée
Pour savoir dans quel sens une réaction va évoluer spontanément, on compare Qr et K. Si Qr < K, la réaction avance ; si Qr > K, la réaction recule ; si Qr = K, le système est à l'équilibre.
Exemple
Vous mélangez des réactifs : au départ Qr est petit. La réaction avance pour produire plus de produits jusqu'à ce que Qr atteigne K. Ensuite, le système reste stable.
À retenir : Qr < K → réaction avance | Qr > K → réaction recule | Qr = K → équilibre atteint.
Transformation totale vs non totale
On compare l'avancement final $x_f$ à l'avancement maximal $x_{max}$ grâce au taux d'avancement final $\tau = \frac{x_f}{x_{max}}$. Une transformation est totale si $\tau = 1$ (un réactif est entièrement consommé) ; elle est non totale si $\tau < 1$ : à l'état final, réactifs et produits coexistent dans un état d'équilibre.
Exemple
La combustion du méthane est totale. En revanche, la réaction de l'acide éthanoïque avec l'eau est très limitée : dans une solution à 0,1 mol/L, environ 1 % seulement des molécules d'acide ont réagi à l'équilibre.
À retenir : $\tau = 1$ → transformation totale | $\tau < 1$ → transformation non totale, aboutissant à un état d'équilibre. Une transformation est souvent considérée comme totale lorsque K est très grand (par exemple K > 10⁴).
Les points clés
- L'équilibre chimique est dynamique : les réactions directe et inverse continuent mais à vitesses égales.
- Qr compare l'état actuel du système à l'équilibre ; on l'utilise pour prédire l'évolution spontanée.
- La constante K dépend uniquement de la température et caractérise la position finale de l'équilibre.
- Le critère Qr vs K détermine le sens d'évolution : Qr < K signifie que la réaction avance.
- Une transformation totale consomme presque tout un réactif (K grand) ; une transformation non totale laisse réactifs et produits coexister.
L'essentiel
Pour prévoir l'évolution spontanée d'une réaction, comparez Qr et K : si Qr < K, la réaction avance jusqu'à l'équilibre où Qr = K.
Exercices d'entraînement
Entraîne-toi sur ces exercices, puis fais-toi corriger pas à pas par le tuteur.
Exercice 1
On dissout de l'acide éthanoïque dans l'eau. La réaction de l'acide avec l'eau s'écrit : $\text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_3\text{O}^+$, de constante d'équilibre $K = 1{,}6 \times 10^{-5}$ à 25 °C. Juste après la dissolution, $[\text{CH}_3\text{COOH}] = 0{,}10$ mol/L et les ions éthanoate et oxonium sont en quantité négligeable. Calcule $Q_r$ et prédis le sens d'évolution.
Corrige cet exercice avec le tuteur →Exercice 2
Pour la réaction $\text{A} + \text{B} \rightleftharpoons \text{C} + \text{D}$, on a K = 100 à 25°C. À un instant t, les concentrations sont : [A] = 0,1 mol/L, [B] = 0,1 mol/L, [C] = 2 mol/L, [D] = 2 mol/L. Le système est-il à l'équilibre ? Si non, dans quel sens évolue-t-il ?
Corrige cet exercice avec le tuteur →