Équilibres

Une réaction réversible 可逆反应 peut aller dans les deux sens. La réaction directe 正反应 forme des produits ; la réaction inverse 逆反应 transforme les produits de retour en réactifs. Nous l'indiquons avec le symbole $\rightleftharpoons$.

Dans un système fermé 封闭系统 (rien n'entre ni ne sort), la réaction atteint un équilibre dynamique 动态平衡 lorsque :

• la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse.
• les concentrations des réactifs et des produits restent constantes.

On l'appelle dynamique parce que les deux réactions continuent de se produire — elles se compensent simplement. Un système fermé est nécessaire, sinon les produits s'échapperaient et l'équilibre ne pourrait jamais être atteint.

Le principe de Le Chatelier 勒夏特列原理 dit : si vous modifiez un système à l'équilibre, la position de l'équilibre 平衡 se déplace pour s'opposer (réduire) ce changement.

Un catalyseur permet d'atteindre l'équilibre plus rapidement, mais il ne change pas la position de l'équilibre.

Pour une réaction à l'équilibre, la constante d'équilibre 平衡常数 relie les quantités de produits et de réactifs. Pour la réaction $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$ :

où les crochets carrés signifient la concentration en $\text{mol dm}^{-3}$.

Exemple résolu. À l'équilibre, le mélange $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ contient $[\text{H}_2] = 0.20$, $[\text{I}_2] = 0.20$ et $[\text{HI}] = 1.6\ \text{mol dm}^{-3}$. Trouvez $K_c$.

(pas d'unités ici, car les puissances des concentrations s'annulent en haut et en bas).

Exemple (table ICE). $1.00\ \text{mol}$ chacun de $\text{H}_2$ et $\text{I}_2$ sont scellés dans un ballon de $1.00\ \text{dm}^3$ ; à l'équilibre, $0.20\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ reste. Présentez un tableau ICE (Initial, Changement, Équilibre) :

$0.80\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ ont réagi, donc $2\times0.80 = 1.60\ \text{mol}$ HI se sont formés. Dans le ballon de $1.00\ \text{dm}^3$, les concentrations sont égales aux moles, donc $K_c = \dfrac{1.60^2}{0.20\times0.20} = 64$.

Pour les réactions de gaz, nous utilisons la pression partielle 分压 au lieu de la concentration. La pression partielle d'un gaz est la part de la pression totale qu'il fournit. Elle est calculée à partir de la fraction molaire 摩尔分数 (la fraction de toutes les moles correspondant à ce gaz) :

La constante écrite avec les pressions partielles est $K_p$.

Exemple résolu. Un mélange gazeux contient $2.0\ \text{mol}$ de $\text{N}_2$ et $6.0\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ à une pression totale de $200\ \text{kPa}$. Trouvez la pression partielle de chaque gaz.

Il y a $8.0\ \text{mol}$ au total, donc

Exemple résolu (une valeur numérique de $K_p$). Pour $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$, les pressions partielles à l'équilibre sont $p(\text{N}_2)=20$, $p(\text{H}_2)=40$ et $p(\text{NH}_3)=10\ \text{kPa}$. Alors

Seule la température modifie la valeur de $K_c$ ou $K_p$. Changer la concentration ou la pression déplace la position de l'équilibre mais laisse la constante inchangée ; ajouter un catalyseur ne change ni la constante ni la position — il rend seulement l'arrivée à l'équilibre plus rapide.

Ces deux procédés industriels sont choisis en équilibrant le rendement, la vitesse et le coût en utilisant le principe de Le Chatelier.

• le procédé Haber 哈伯法 produit de l'ammoniac : $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ (exothermique). Il utilise environ $450\,°\text{C}$, $200\ \text{atm}$ et un catalyseur à base de fer. Une basse température donnerait plus d'ammoniac mais trop lentement, donc une température modérée est un compromis.
• le procédé Contact 接触法 produit du trioxide de soufre : $2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightleftharpoons 2\text{SO}_3$ (exothermique). Il utilise environ $450\,°\text{C}$, près de $1$–$2\ \text{atm}$ et un catalyseur à base d'oxyde de vanadium(V).

Un proton 质子 est simplement un ion $\text{H}^+$. La théorie de Brønsted–Lowry définit les acides et les bases par ce qu'ils font avec les protons :

• non acide 酸 est un donneur de proton 质子供体 (il donne $\text{H}^+$).
• une base 碱 est un accepteur de proton 质子受体 (il prend $\text{H}^+$). Une base qui se dissout dans l'eau est appelée un alcali.

Acides communs que vous devez connaître : acide chlorhydrique ($\text{HCl}$), acide sulfurique ($\text{H}_2\text{SO}_4$), acide nitrique ($\text{HNO}_3$) et acide éthanoïque ($\text{CH}_3\text{COOH}$). Alcalis communs : hydroxyde de sodium ($\text{NaOH}$), hydroxyde de potassium ($\text{KOH}$) et ammoniac ($\text{NH}_3$).

Il s'agit ici du degré de dissociation d'un acide ou d'une base dans l'eau — et non de sa concentration.

• Un acide fort 强酸 ou une base forte 强碱 est entièrement dissocié 解离 dans l'eau (presque toutes les molécules se scindent en ions).
• Un acide faible 弱酸 ou une base faible 弱碱 n'est que partiellement dissocié (la plupart des molécules restent intactes).

L'échelle de pH mesure l'acidité d'une solution : l'eau pure a un pH de 7, les acides ont un pH inférieur à 7, et les bases ont un pH supérieur à 7. Un acide fort a un pH plus bas qu'un acide faible de même concentration.

On peut distinguer les acides forts des acides faibles grâce à :

• réaction avec un métal réactif : un acide fort produit des effervescences plus rapides.
• pH : mesuré avec un pH-mètre ou un indicateur universel 通用指示剂.
• conductivité électrique : un acide fort conduit mieux car il contient plus d'ions.

La neutralisation 中和 se produit lorsque les ions hydrogène d'un acide réagissent avec les ions hydroxyde d'une base :

Un sel 盐 est également formé, provenant du reste de l'acide et de la base.

Lors d'une titration 滴定 on ajoute une solution à une autre tout en suivant le pH. La courbe de titrage 滴定曲线 présente une montée abrupte, presque verticale, près du point final. La forme exacte dépend du fait que chaque réactif soit fort ou faible.

Pour choisir un indicateur 指示剂, sélectionnez-en un dont le changement de couleur tombe dans cette montée abrupte. Pour un acide fort avec une base forte, la plupart des indicateurs conviennent ; pour un acide faible avec une base forte, il faut un indicateur qui change dans la plage de pH plus élevée.

• Définir l'équilibre dynamique avec les trois points suivants : vitesses directe et inverse égales, concentrations constantes, système fermé.
• Répondre aux questions sur Le Chatelier en énonçant le changement, la direction du déplacement et la raison ; un catalyseur ne déplace pas l'équilibre (il accélère les deux vitesses).
• Écrivez $K_c$ comme produits sur réactifs, chacun élevé à son coefficient stœchiométrique ; incluez les symboles d'état pour décider ce qui apparaît.
• Justifier les conditions de Haber/Contact comme un compromis entre rendement, vitesse et coût — ne pas simplement les citer.
• Brønsted : acide = donneur de proton, base = accepteur de proton ; les paires conjuguées diffèrent par un $\text{H}^+$.