Chap09 : Évolution spontanée d'un système chimique
I- Vocabulaire
9.A1 - Transformations non totales – Taux d’avancement
État final
On appelle état final d’un système chimique, l’état dans lequel les quantités de matières des différentes espèces chimiques de ce système n’évoluent plus. Trivialement, la réaction est terminée.
Transformation totale : état maximal
Une transformation totale est une transformation pour laquelle, dans l’état final, le réactif limitant est entièrement consommé.
Dans ce cas, l’état final est appelé état maximal.
Transformation non totale
Une transformation non totale (ou transformation limitée) est une transformation pour laquelle, dans l’état final, le réactif limitant n’est pas entièrement consommé.
Taux d’avancement d’une transformation
Le taux d’avancement d’une transformation est une grandeur sans dimension définie par : \(τ=\dfrac{x}{x_{max}}\).
Le taux d’avancement final est une grandeur sans dimension définie par : \(τ_f=\dfrac{x_f}{x_{max}}\).
Remarque : si \(τ_f = 1\) (ou \(τ_f = \pu{100 \%}\)), la transformation est totale.
II - Modèle de l’équilibre dynamique
1) Réaction non totale
Pour une transformation non totale, deux réactions inverses l’une de l’autre se produisent.
On utilise le symbole ⇄ pour l'équation de la réaction.
Remarque : les réactifs sont toujours à gauche et les produits à droite.
Le sens → est appelé sens directe : sens de disparition des réactifs.
Le sens ← est appelé sens indirecte : sens de disparition des produits.
Exemple : si on fait réagir l’espèce \(\ce{A}\) avec l’espèce \(\ce{B}\) on peut avoir la réaction \(\ce{aA + bB ⇄ cC + dD}\).
2) Équilibre chimique
Un système est à l'équilibre chimique (ou dans un état d'équilibre) lorsque les quantités de matières n'évoluent plus. Cela se produit lorsque le sens direct et le sens indirecte se compensent, c'est-à-dire lorsque l’état final est atteint.
A l’équilibre (état final), toutes les espèces (réactifs et produits) sont présentes.
Exemple : avec la réaction \(\ce{aA + bB ⇄ cC + dD}\), à l’équilibre, les espèces \(\ce{A}\), \(\ce{B}\), \(\ce{C}\) et \(\ce{D}\) sont présentes.
III - Quotient de réaction
1) Définition
Considérons la réaction d'équation : \(r_1~\ce{R_1}~+~r_2~\ce{R_2}~+~...~⇄~p_1~\ce{P_1}~+~p_2~\ce{P_2}~+~...\)
Le quotient de réaction \(Q_r\) est défini par : \(Q_r=\dfrac{a(\ce{P_1})^{p_1}~×~a(\ce{P_2})^{p_2}~×~...}{a(\ce{R_1})^{r_1}~×~a(\ce{R_2})^{r_2}~×~...}\).
Où \(a(X)\) est l’activité (grandeur sans unité) des différentes espèces chimiques :
- - pour une espèce X en solution \(a(X) = \dfrac{[X]}{c^0}\), \(c^0\) étant la concentration standard, \(c^0 = \pu{1 mol*L-1}\) ;
- - pour le solvant : \(a(solvant) = 1\) ;
- - pour un solide : \(a(solide) = 1\).
Remarque : Le quotient de réaction est une grandeur sans unité.
2) Exemple
Considérons la réaction de précipitation du chlorure d'argent : \(\ce{Ag+ (aq) + Cl- (aq) -> AgCl (s)}\).
\(Q_r=\dfrac{1} {\left(\frac{[\ce{Ag+}]}{c^0}\right)^1·\left(\frac{[\ce{Cl-}]}{c^0}\right)^1}\). Soit, si les concentrations sont en mol/L : \(Q_r=\dfrac{1} {[\ce{Ag+}]·[\ce{Cl-}]}\)
IV - Constante d’équilibre
9.TP1 : Équilibre chimique et constante d'équilibre
1) Définition
La constante d'équilibre est le quotient de réaction à l'équilibre. Elle est noté \(K\).
2) Propriétés
La constante d’équilibre ne dépend pas de l’état initial du système.
La constante d’équilibre ne dépend que de la température. Ainsi, on la note parfois \(K(T)\).
3) Remarque
Les constantes d’équilibre de deux réactions inverses l’une de l’autre sont inverses.
Exemple : si pour \(\ce{aA + bB ⇄ cC}\) on a \(K\), et pour \(\ce{cC ⇄ aA + bB}\) on a \(K'\) avec \(K' = 1/K\).
V - Évolution spontanée d’un système chimique
Un système hors équilibre chimique évolue spontanément de telle sorte que le quotient de réaction tende vers la constante d’équilibre.
Ainsi,
- si \(Q_r < K\) : le système évolue dans le sens direct ;
- si \(Q_r = K\) : le système est à l’équilibre ;
- si \(Q_r > K\) : le système évolue dans le sens indirect.
