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Constante d'équilibre Kc 
    • La constante d'équilibre, Kc, est une valeur mathématique sur laquelle sont basées les concentrations des réactifs et des produits d'un système à l'équilibre.
     
    • Si un changement se produit et que l'équilibre est brisé, selon le principe de Le Châtelier, celui-ci se rétablit en fonction de la constante Kc qui ne doit pas changer.

      • Nous verrons que seul la température peut faire varier la constante d'équilibre.
       
    • L'expression mathématique de la constante d'équilibre Kc est basée sur la loi de Guldberg et Waage:
     
        • Vitesse V1 de la réaction de gauche à droite:
         
            N2 (g) + 3 H2 (g) <---> 2 NH3 (g)
                V1 = K1 [ N2 ] [ H2 ]3
                 
        • Vitesse V2 de la réaction de droite à gauche:
         
            2 NH3 (g) <---> N2 (g) + 3 H2 (g)
                V2 = K2 [ NH3 ]2
                 
        • À l'équilibre:
         
                  V1 = V2
                   
              K1 [ N2 ] [ H2 ]3 = K2 [ NH3 ]2

              K1/K2 = [ NH3 ]2 / [ N2 ] [ H2 ]3

              K1/K2 = Kc

              Kc = [ NH3 ]2 / [ N2 ] [ H2 ]3
               

    • La constante d'équilibre est égale au produit des concentrations des résultants (dont les coefficients

      • deviennent exposants) divisé par le produit des concentrations des réactifs (dont les coefficients deviennent exposants).

      Se souvenir que les solides et liquides ne font jamais partie de l'expression de la constante d'équilibre puisque leur concentration molaire ne varie pas.
      Ce sont toujours les produits divisés par les réactifs.
      Les coefficients deviennent toujours exposants.

    • Comment trouver une constante d'équilibre lorsqu'on connait certaines concentrations avant la réaction d'équilibre et d'autres, une fois que l'équilibre est atteint:

      • On place 5 moles de NO2 (g) dans un ballon de 1,0 litre.
      À l'équilibre, on trouve 1,5 mole de O2 (g) .

      Équation de la réaction: 2 NO2 (g) <--> O2 (g) + 2 NO (g)
       

      • Vérifier si le volume du contenant est bien de 1 litre car les [ ] s'expriment en mol/ L.
      • Avant la réaction, on a 5 moles de NO2.
      • D'après l'équation balancée, on a 2 moles de NO2 qui réagissent.
      • À l'équilibre (réaction directe) on a 1,5 mole de O2 et 3,0 moles de NO puisqu'on obtient 1 O2 et 2 NO d'après l'équation balancée.
      • Si on obtient 3 moles de NO, il a réagi 3 moles de NO2 puisque, d'après l'équation balancée, 2 moles de NO2 ont réagi pour donner 2 moles de NO.
 
Équation 2 NO2 (g) <--> 1 O2 (g) + 2 NO (g
Avant la 
réaction
5 
avant la 
réaction, 
il n'y a pas 
d'équilibre.		 avant la 
réaction, 
il n'y a pas 
d'équilibre.
Ce qui 
réagit
3
O2 est un 
produit 
résultant.		 NO est un 
produit 
résultant.
À l'équilibre
2
5-3=2
1,5
3
2 fois 1,5
 
      • Donc, les concentrations à l'équilibre sont:

        • NO2 = 2 mol/ L
        O2 = 1,5 mol/ L
        NO = 3 mol/ L
            Kc = [O2] [NO]2 / [NO2]2

            Kc = (1,5 x 9) / 4

            Kc = 3,4

Constante d'Équilibre

Objectif: Vérifier la validité de la loi d'action des masses. 

Liste de matériel: 

        Indicateur universel (2 gouttes). 
        Solution de HCl 0,1 mol/L, 0,01 mol/L, 0,001 mol/L, 0,0001 mol/L. 
        Solution de CH3COOH 0,1 mol/L. 
        1 cylindre gradué. 
        1 bécher de 250 mL. 
        Éprouvettes.
Protocole: 
        Mettre 5 mL de HCl de différentes concentrations dans 5 éprouvettes. 
        Ajouter 2 gouttes d'indicateur universel dans les éprouvettes et 
        agiter. 
        Prendre 5 mL d'acide acétique et ajouter 2 gouttes d'indicateur 
        universel. 
        Comparer la couleur de l'acide acétique avec les couleurs du HCl. 
        Déduire la concentration en H+ de l'acide acétique par rapport à HCl.
Compilation des résultats: 
     
    Solutions
    [H+]
    pH
    HCl 0,1 mol/L 0,1 mol/L 1
    HCl 0,01 mol/L 0,01 mol/L 2
    HCl 0,001 mol/L 0,001 mol/L 3
    HCl 0,0001 mol/L 0,0001 mol/L 4
    CH3COOH 0,1 mol/L 0,001 mol/L 3
     
        Se rappeler que le pH nous permet de connaître la concentration 
        en ions H+ d'un acide. 

        Le pH de l'acide acétique = 3. 
        [H+] = 3 (+/-) (INV) (Log) = 1,0 x 10-3 mol/L.

Calcul de Kc de CH3COOH: 
      CH3COOH (aq) <--> H + (aq) + CH3COO - (aq) 

      Concentrations à l'équilibre:

       
      Équation CH3COOH <--> H+ + CH3COO-
      Avant la 
      réaction
      0,1
      		avant la 
      réaction, 
      il n'y a pas 
      d'équilibre.      		 avant la 
      réaction, 
      il n'y a pas 
      d'équilibre.
      Ce qui 
      réagit
      0,001 
      		H+ est un 
      produit 
      résultant.      		 CH3COO- est  
      un produit 
      résultant.
      À l'équilibre
      0,099 
      0,001 
      0,001 

      [H +] = 0,001 mol/L 
      [CH3COO -] = 0,001 mol/L (la même que [H+] ) 
      [CH3COOH] = 0,099 mol/L 

      Calcul de la constante d'équilibre: 

      Kc = [H +] [CH3COO -] / [CH3COOH] 

      Kc= (0,001) (0,001) / 0,099 

      Kc = 1,0 x 10 -5 ce qui correspond à Kc dans les tables qui est égale à 
      1,8 x 10 -5 . 
       

 
    • La constante d'équilibre, Kc, nous permet aussi de savoir quel côté de la réaction a été favorisé lors de l'établissement de l'équilibre.

      • Si Kc est grand, l'équilibre favorise les produits résultants.
      Si Kc est petit, l'équilibre favorise les réactifs.

      Comme Kc est le quotient des concentrations des produits résultants sur les réactifs, mathématiquement, une grande valeur de Kc démontre que le numérateur (produits résultants) est grand.
      De même, une petite valeur de Kc démontre que le dénominateur (réactifs) est grand.

Voir les exercices sur l'expression de la constante d'équilibre.

Plan des
notes de cours
Module 5
Aspect macroscopique
de l'équilibre
Facteurs qui
influencent l'équilibre
Principe de
Le Châtelier
Constante de
dissociation de l'eau
Force
des acides
Titrage
Exercices
mathématiques
Réactions
d'oxydoréduction
Potentiel de
réduction
Piles
électrochimiques
 

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Page mise à jour : le 7 mars 2005

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