Équilibre

Objectif d'apprentissage 7.1.A : Expliquer la relation entre l'occurrence d'un processus chimique ou physique réversible et l'établissement de l'équilibre, selon les observations expérimentales.

• 7.1.A.1 De nombreux processus observables sont réversibles. Exemples : évaporation et condensation de l'eau, absorption et désorption d'un gaz, dissolution et précipitation d'un sel. Certains processus chimiques réversibles importants incluent le transfert de protons dans les réactions acide-base et le transfert d'électrons dans les réactions redox.
• 7.1.A.2 Lorsque l'équilibre est atteint, aucun changement observable ne se produit dans le système. Les réactifs et les produits sont simultanément présents, et les concentrations ou pressions partielles de toutes les espèces restent constantes.
• 7.1.A.3 L'état d'équilibre est dynamique. Les processus direct et inverse continuent de se produire à des vitesses égales, entraînant aucun changement net observable.
• 7.1.A.4 Les graphiques de concentration, pression partielle ou vitesse de réaction en fonction du temps pour des réactions chimiques simples peuvent être utilisés pour comprendre l'établissement de l'équilibre chimique.

Objectif d'apprentissage 7.2.A : Expliquer la relation entre la direction dans laquelle une réaction réversible procède et les vitesses relatives des réactions directe et inverse.

• 7.2.A.1 Si la vitesse de la réaction directe est supérieure à celle de la réaction inverse, il y a une conversion nette de réactifs en produits. Si la vitesse de la réaction inverse est supérieure à celle de la réaction directe, il y a une conversion nette de produits en réactifs. Un état d'équilibre est atteint lorsque ces vitesses sont égales.

Objectif d'apprentissage 7.3.A : Représenter le quotient de réaction $Q_c$ ou $Q_p$, pour une réaction réversible, et les expressions d'équilibre correspondantes $K_c = Q_c$ ou $K_p = Q_p$.

• 7.3.A.1 Le quotient de réaction $Q_c$ décrit les concentrations relatives des espèces de réaction à tout moment. Pour les réactions en phase gazeuse, le quotient de réaction peut également être écrit en termes de pressions partielles sous la forme $Q_p$. Le quotient de réaction tend vers la constante d'équilibre telle qu'à l'équilibre $K_c = Q_c$ et $K_p = Q_p$. À titre d'exemple, pour la réaction

  $$a\,\mathrm{A} + b\,\mathrm{B} \rightleftarrows c\,\mathrm{C} + d\,\mathrm{D}$$
  la loi d'action de masse indique que l'expression d'équilibre pour $(K_c, Q_c)$ est
  • Équation : $K_c = \dfrac{[\mathrm{C}]^c [\mathrm{D}]^d}{[\mathrm{A}]^a [\mathrm{B}]^b}$

  et que pour $(K_p, Q_p)$ est

  • Équation : $K_p = \dfrac{(P_\mathrm{C})^c (P_\mathrm{D})^d}{(P_\mathrm{A})^a (P_\mathrm{B})^b}$
  • Énoncé d'exclusion : La conversion entre $K_c$ et $K_p$ ne sera pas évaluée à l'examen AP. Les étudiants doivent être conscients des différences conceptuelles et prêter attention à savoir si $K_c$ ou $K_p$ est utilisé dans une question d'examen.
  • Énoncé d'exclusion : Les calculs d'équilibre sur des systèmes où une espèce dissoute est en équilibre avec cette espèce en phase gazeuse ne seront pas évalués à l'examen AP.

• 7.3.A.2 Le quotient de réaction n'inclut pas les substances dont les concentrations (ou pressions partielles) sont indépendantes de la quantité, telles que les solides et les liquides purs.

Objectif d'apprentissage 7.4.A : Calculer $K_c$ ou $K_p$ basé sur les observations expérimentales des concentrations ou pressions à l'équilibre.

• 7.4.A.1 Les constantes d'équilibre peuvent être déterminées à partir de mesures expérimentales des concentrations ou pressions partielles des réactifs et produits à l'équilibre.

Objectif d'apprentissage 7.5.A : Expliquer la relation entre des valeurs très grandes ou très petites de $K$ et les concentrations relatives des espèces chimiques à l'équilibre.

• 7.5.A.1 Certaines réactions d'équilibre ont des valeurs très grandes de $K$ et se déroulent pratiquement jusqu'à leur terme. D'autres ont des valeurs très petites de $K$ et progressent à peine du tout.

Objectif d'apprentissage 7.6.A : Représenter un processus multietape avec une expression d'équilibre globale, en utilisant les expressions $K$ constitutives pour chaque réaction individuelle.

• 7.6.A.1 Lorsqu'une réaction est inversée, $K$ est inversé.
• 7.6.A.2 Lorsque les coefficients stœchiométriques d'une réaction sont multipliés par un facteur $c$, $K$ est élevé à la puissance $c$.
• 7.6.A.3 Lorsqu'on additionne des réactions ensemble, la $K$ de la réaction globale résultante est le produit des $K$ des réactions qui ont été additionnées.
• 7.6.A.4 Puisque les expressions pour $K$ et $Q$ ont des formes mathématiques identiques, toutes les manipulations algébriques valides de $K$ s'appliquent également à $Q$.

Objectif d'apprentissage 7.7.A : Identifier les concentrations ou pressions partielles des espèces chimiques à l'équilibre basé sur les conditions initiales et la constante d'équilibre.

• 7.7.A.1 Les concentrations ou pressions partielles des espèces à l'équilibre peuvent être prédites étant donné la réaction équilibrée, les concentrations initiales et la $K$ appropriée.
• 7.7.A.2 Lorsque $Q < K$, la réaction se déroulera avec une consommation nette de réactifs et une formation de produits. Lorsque $Q > K$, la réaction se déroulera avec une consommation nette de produits et une formation de réactifs. Lorsque $Q = K$, le système est à l'équilibre dynamique ; les réactions directe et inverse se produisent à la même vitesse, et la proportion de réactifs et de produits reste constante.

Objectif d'apprentissage 7.8.A : Représenter un système subissant une réaction réversible par un modèle particulaire.

• 7.8.A.1 Les représentations particulaires peuvent être utilisées pour décrire les nombres relatifs de particules de réactifs et de produits présentes avant et à l'équilibre, ainsi que la valeur de la constante d'équilibre.

Objectif d'apprentissage 7.9.A : Identifier la réponse d'un système à l'équilibre face à une contrainte externe, en utilisant le principe de Le Châtelier.

• 7.9.A.1 Le principe de Le Châtelier peut être utilisé pour prédire la réponse d'un système aux contraintes telles que l'ajout ou le retrait d'une espèce chimique, un changement de température, un changement de volume/pression dans un système gazeux, ou la dilution d'un système réactionnel.
• 7.9.A.2 Le principe de Le Châtelier peut être utilisé pour prédire l'effet qu'une contrainte aura sur des propriétés mesurables expérimentalement, telles que le pH, la température et la couleur d'une solution.

Objectif d'apprentissage 7.10.A : Expliquer les relations entre $Q$, $K$ et la direction dans laquelle une réaction réversible procédera pour atteindre l'équilibre.

• 7.10.A.1 Une perturbation d'un système à l'équilibre fait que $Q$ diffère de $K$, éloignant ainsi le système de l'équilibre. Le système réagit en ramenant $Q$ en accord avec $K$, établissant ainsi un nouvel état d'équilibre.
• 7.10.A.2 Certaines sollicitations, telles que les changements de concentration, provoquent uniquement un changement de $Q$. Un changement de température provoque un changement de $K$. Dans les deux cas, les concentrations ou pressions partielles des espèces se redistribuent pour ramener $Q$ et $K$ à l'égalité.

Objectif d'apprentissage 7.11.A : Calculer la solubilité d'un sel basé sur la valeur de $K_{sp}$ pour le sel.

• 7.11.A.1 La dissolution d'un sel est un processus réversible dont l'ampleur peut être décrite par $K_{sp}$, la constante de produit de solubilité.
• 7.11.A.2 La solubilité d'une substance peut être calculée à partir de la $K_{sp}$ pour le processus de dissolution. Cette relation peut également être utilisée pour prédire la solubilité relative de différentes substances.
• 7.11.A.3 Les règles de solubilité (voir 4.7.A.5) peuvent être quantitativement liées à $K_{sp}$, dans lesquelles les valeurs $K_{sp}$ $>1$ correspondent aux sels solubles.
• 7.11.A.4 La solubilité molaire d'une ou plusieurs espèces dans une solution saturée peut être utilisée pour calculer la $K_{sp}$ d'une substance.

Objectif d'apprentissage 7.12.A : Identifier la solubilité d'un sel, et/ou la valeur de $K_{sp}$ pour le sel, en fonction de la concentration d'un ion commun déjà présent dans la solution.

• 7.12.A.1 La solubilité d'un sel est réduite lorsqu'il est dissous dans une solution contenant déjà l'un des ions présents dans le sel. L'impact de cet « effet d'ion commun » sur la solubilité peut être compris qualitativement grâce au principe de Le Châtelier ou calculé à partir de la $K_{sp}$ pour le processus de dissolution.