Équilibre – Séance 3

Nous savons déjà qu’à l’équilibre, la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse. C'est ce qu'on appelle la loi d'équilibre. Par exemple, le taux d’évaporation et le taux de condensation de l’eau sont égaux à l’équilibre. La loi d'équilibre décrit la relation entre les concentrations de réactifs et de produits dans une réaction chimique réversible à l'équilibre. Nous allons maintenant comprendre l’expression mathématique de la loi d’équilibre.

Prenons un exemple de réaction réversible. Le réactif A et le réactif B réagissent pour former les produits C et D. a, b, c et d représentent les coefficients de réaction. L'expression de la loi d'équilibre pour cette réaction réversible est présentée ici. Kcreprésente la constante d'équilibre à une température donnée.

Dérivons cette expression mathématique de la loi d’équilibre. Pour dériver cette expression, nous devons comprendre la loi de l’action de masse. La loi d'action de masse stipule que la vitesse d'une réaction chimique est directement proportionnelle au produit des concentrations des réactifs. Chaque réactif est élevé à la puissance de leurs coefficients stoechiométriques respectifs.

Nous allons maintenant appliquer cette loi d’action de masse à une réaction réversible. À tout moment au cours de la réaction, la vitesse de la réaction directe est directement proportionnelle au produit de la concentration du réactif A et du réactif B. Le réactif A et le réactif B sont élevés à la puissance de leurs coefficients. kբreprésente la constante de vitesse de la réaction directe.

La vitesse de la réaction inverse est directement proportionnelle au produit de la concentration de C et D. C et D sont également élevés à la puissance de leurs coefficients. kᵣest la constante de vitesse de la réaction inverse.

À l’équilibre, les réactions directes et inverses se produisent à la même vitesse. Ainsi, dans l’expression mathématique donnée, la vitesse de réaction directe est égale à la vitesse de réaction inverse. Maintenant, nous allons réorganiser cette équation pour résoudre la constante d’équilibre. Le terme kբdivisé par kᵣest combiné en une seule constante, notée K꜀. K꜀est appelée constante d'équilibre.

Appliquons la loi de l’équilibre au processus Haber Bosch. C'est une méthode industrielle utilisée pour synthétiser l'ammoniac à partir de l'azote gazeux et de l'hydrogène gazeux. L'équation chimique équilibrée pour cette réaction est donnée. Dans cette réaction, une molécule d’azote gazeux réagit avec trois molécules d’hydrogène gazeux pour produire deux molécules d’ammoniac.

L'expression de la constante d'équilibre pour le processus Haber Bosch est illustrée. Dans cette expression, l'azote gazeux, l'hydrogène gazeux et l'ammoniac gazeux sont entre crochets. Les crochets représentent la concentration de ces gaz.

La valeur de la constante d’équilibre nous renseigne sur la position de l’équilibre. Il indique les concentrations relatives des réactifs et des produits à l’équilibre. Si la valeur de K꜀est supérieur à un, l'équilibre favorise les produits. Cela signifie qu'il y a une concentration plus élevée d'ammoniac à l'équilibre par rapport à l'azote gazeux et à l'hydrogène gazeux.

Si la valeur de K꜀est inférieur à un, l'équilibre favorise les réactifs (la réaction inverse prédomine). Cela signifie qu'il y a des concentrations plus élevées d'azote gazeux et d'hydrogène gazeux à l'équilibre par rapport à l'ammoniac. Si la valeur de K꜀est égal à un, alors les quantités de réactifs et de produits sont presque égales à l'équilibre. Cela signifie qu'une quantité importante d'azote gazeux, d'hydrogène gazeux et d'ammoniac gazeux est présente à l'équilibre.

L'équilibre dans lequel tous les réactifs et produits d'une réaction réversible sont dans la même phase est appelé équilibre homogène. Cela signifie que toutes les espèces impliquées sont soit en phase gazeuse, soit en phase liquide, soit en solution aqueous. Un exemple de réaction d’équilibre homogène est la formation d’iodure d’hydrogène. Dans cette réaction, l'hydrogène, l'iode et l'iodure d'hydrogène sont en phase gaseous.

L'équilibre hétérogène se produit lorsque les réactifs et les produits sont dans des phases différentes. Il implique généralement au moins une phase solide ou liquide ainsi que les espèces gaseous ou aqueous. Un exemple d’équilibre hétérogène est l’évaporation et la condensation de l’eau. L'eau liquide est en équilibre avec l'eau gaseous.

Pour l'équilibre hétérogène, les concentrations de solides purs et de liquides restent constantes. Seules les concentrations de gaz ou de solutés dans les solutions peuvent changer. Dans l’exemple donné, l’expression de la constante d’équilibre inclut uniquement la concentration des espèces gaseous. Les concentrations de solides purs et de liquides purs ne sont pas incluses dans l’expression de la constante d’équilibre. C’est parce qu’ils ne changent pas au cours de la réaction.

Pour les réactions impliquant des gaz, la constante d’équilibre peut être exprimée en termes de pression partielle. C'est parce que les gaz sont plus facilement mesurés en termes de pression plutôt que de concentration. L'expression de la constante d'équilibre en termes de pression partielle est représentée par KP. KPreprésente le rapport entre la pression partielle des produits et la pression partielle des réactifs. Chaque terme de pression partielle est élevé à une puissance égale au coefficient de la substance concernée.

Considérez la réaction réversible en phase gazeuse. Selon la loi d'équilibre, l'expression de KPest illustré. PA, PB, PC, PDsont les pressions partielles des gaz A, B, C et D, respectivement. a, b, c et d sont les coefficients stoechiométriques de ces gaz.