Constante d'équilibre

En chimie, une constante d'équilibre caractérise l'état d'équilibre d'une réaction. Elle représente donc un état qui ne peut pas évoluer de manière spontanée. La valeur de la constante d'équilibre dépend uniquement de la réaction chimique considérée et de la température. Les constantes d'équilibre sont généralement données à 25 °C.

Claude-Louis Berthollet fut le premier, en 1803, à comprendre que toutes les réactions chimiques ne sont pas totales. Dans son Essai de statique chimique, il écrivit la première formule permettant de définir a priori les quantités présentes à l'équilibre. C'est en observant les bords d'un « lac de natron » lors d'une expédition en Égypte avec Napoléon Bonaparte et Gaspard Monge qu'il arriva à cette conclusion, originale pour l'époque. Les bords du lac salé étaient couverts de carbonate de sodium. Il établit que les deux réactifs (du chlorure de sodium - du sel - et du carbonate de calcium) réagissent aussi avec les produits de réaction.

Définition

En considérant l'équation chimique suivante :

$\sum_{i=1}^N \nu_{i} A_{i} = 0$

où

A_i est une espèce chimique,
ν_i est le coefficient stoechiométrique de l'espèce A_i (ν est positif pour les produits de la réaction et négatif pour les réactifs),
N le nombre de constituants.

La constante d'équilibre est définie par la relation :

$K= \prod_{i=1}^N {\alpha_{i(f)}}^{\nu_i}$ où

α_i(f) est l'activité chimique de l'espèce i à l'équilibre,
$\prod \,$ est l'opérateur produit.

La constante d'équilibre K est une grandeur sans unité.

Notion d'activité

L'activité chimique d'une espèce est l'influence de la quantité d'une espèce sur l'énergie libre du système. Elle se définit schématiquement comme la « concentration active » de l'espèce en solution. Elle est :

égale à 1 si l'espèce est un solvant, ou plus généralement une phase pure,
égale à la concentration molaire de l'espèce sur la concentration de référence C⁰ que l'on choisit égale à 1 mol.L^-1 si l'espèce est un soluté,
égale au rapport de la pression partielle (en bar) de l'espèce rapportée à une pression de référence p⁰ que l'on choisit égale à 1 bar si l'espèce est un gaz.

Lien avec l'enthalpie libre

L'enthalpie libre standard : $\Delta_rG^0_{(T)}~$ d'une réaction chimique effectuée à température (T) et pression (P) constantes, est reliée à la constante d'équilibre $K_{(T)}~$ par la relation :

$\Delta_r G^0_{(T)} = -R.T.\ln K_{(T)}~$

où R est la constante des gaz parfaits et T est la température absolue (en kelvin).

D'où

$K_{(T)} = \exp \left( - \frac{\Delta_rG^0_{(T)}}{RT} \right )~$

La constante d'équilibre est donc une grandeur thermodynamique (elle caractérise l'équilibre du système), et n'a pas d'incidence sur la cinétique (vitesse de réaction) de ce système...

En physique statistique

Pour la réaction

$\sum \nu_i A_i = 0$ ,

en notant $ν i < 0$ pour désigner les produits, la constante d'équilibre s'écrit

$K(T) = \prod n_i^{\nu_i} = \prod\left\{\left(\frac{2\pi m_i k_\mathrm{B}T}{h^2}\right)^{3\nu_i/2} Z_i(T)^{\nu_i}\right\} \exp\left( \frac{-E}{k_\mathrm{B}T}\right)$

où

$m i$ désigne la masse du réactif ou produit $A i$ ;
$Z i (T)$ est la fonction de partition interne de l'espèce $A i$ ;
E est l'énergie consommée requise par la réaction (E < 0 pour une réaction exothermique) ;
T est la température ;
$k B$ est la constante de Boltzmann ;
h est la constante de Planck.

Utilisation

Pour le calcul de la constante d'équilibre, les valeurs des activités des différentes espèces mises en jeu sont prises en compte lorsque l'équilibre de la réaction est atteint. Si l'on change l'activité chimique de l'une des espèces mises en jeu (en changeant la concentration d'une espèce en solution ou la pression partielle d'un gaz), alors l'équilibre est déplacé (si la réaction était en état d'équilibre, à cause de cette modification elle n'est plus à l'équilibre).

Facteur d'équilibre

Un facteur d'équilibre est une variable d'état qui, lorsqu'elle est modifée, déplace l'équilibre de la réaction.

Variables d'état

Une variable d'état caractérise l'état d'équilibre du système, par exemple :

La pression de l'air ;
La pression des espèces gazeuses participant à la réaction ;
La température ambiante ;
Les concentration molaires des espèces dissoutes.

Quelques facteurs d'équilibre

Voici une liste non exhaustive des principaux facteurs d'équilibre :

température ;
pressions des espèces gazeuses participant à la réaction ;
concentrations molaires des solutés (espèces dissoutes) participant à la réaction.

Quotient de réaction

Le quotient de réaction permet de caractériser l'état d'avancement d'une réaction, et ainsi de prévoir son évolution. C'est la valeur prise par l'expression de la constante d'équilibre lorsque le système réactionnel est hors équilibre

Formule générale

$Q_R = \prod_{i=1}^N {\alpha_{i}}^{\nu_i}$ ; en fait, la formule est quasiment identique à celle de la constante d'équilibre, mais ici les activités sont prises au moment où la réaction n'est pas terminée et non pas à l'équilibre.

Utilisation

Pour prévoir le sens d'évolution du système on compare constante d'équilibre et quotient de réaction de la réaction étudiée ; le système devant évoluer vers Q_R = K(T):

Si Q_R = K(T) le système est à l'équilibre
Si Q_R < K(T) le système va évoluer dans le sens qui fait augmenter la valeur de la fonction des concentrations (ou encore dans le sens qui fait diminuer les quantités des réactifs et augmenter les quantités des produits) pour atteindre K, c'est-à-dire la réaction spontanée est celle qui évolue dans le sens direct.
Si Q_R > K(T) le système va évoluer dans le sens qui fait diminuer la valeur de la fonction des concentrations (ou encore dans le sens qui fait augmenter les quantités des réactifs et diminuer les quantités des produits) pour atteindre K, c'est-à-dire la réaction spontanée est celle qui évolue dans le sens inverse.

en effet, c'est grâce à la loi de modération qu'on a pu tirer ces conclusions.

Constantes d'équilibre particulières

Équilibres acido-basiques : K_A, K_B

Lors de la dissolution d'un acide dans l'eau entre en jeu une réaction acide-base du type : (avec AH un acide et A^- sa base conjuguée)

AH + H₂O = A^- + H₃O⁺

On définit alors comme constante d'acidité :

$K_{A}=\frac{\frac{[A^{-}]_{f}}{C^{0}}\cdot \frac{[H_{3}O^{+}]_{f}}{C^{0}}}{\frac{[AH]_{f}}{C^{0}}}$ où C⁰ vaut 1 mol l^-1. K_A est par conséquent sans unité. L'indice f signifie "final", c'est-à-dire à l'équilibre (on évite d'utiliser la notation eq que les néophytes associent parfois à tort à "équivalence").

Plus la constante d'acidité est grande, plus l'acide se dissocie dans l'eau, et donc plus l'acide est fort.

Par commodité, on utilise souvent le pK_a au lieu du K_a, défini ainsi : $p K A = - l o g 10 K A$ ; le pK_a est souvent tabulé à 25 °C.

Par analogie, on définit aussi la constante de basicité K_B. (Soit B la base et BH⁺ l'acide conjugué)

B + H₂O = BH⁺ + HO^- ;

On a alors : $K_{B}=\frac{\frac{[BH^{+}]_{f}}{C^{0}}.\frac{[HO^{-}]_{f}}{C^{0}}}{\frac{[B]_{f}}{C^{0}}}$ et de même $p K B = - l o g 10 K B$

États de réactions entre deux couple acide/base : K_A1, K_A2

Lors de la réaction dans l'eau d'un acide(AH₁) et d'une base(A₂^-) il est possible de déterminer à partir de la constante d'acidité l'état de la réaction : Très peu avancé, équilibre ([A₁^-]=[A₂^-]), totale.

Formule générale

$K=\frac{[A_{1}^-]_{f}.[AH_{2}]_{f}}{[AH_{1}]_{f}.[A_{2}^-]_{f}}$
$K=\frac{K_{A1}}{K_{A2}}$
$K=10^{pK_{A2}-pK_{A1}}$

Utilisation

Si K < 10^-4, alors la réaction est très peu avancée.
Si 10^-4 < K < 10⁴, alors il y a un état d'équilibre.
Si 10⁴ < K, alors la réaction est totale.

Solubilité des sels, le produit de solubilité K_s

Article principal : Produit de solubilité.

Le K_s mesure la solubilisation des sels dans un solvant donné. Si dans le solvant donné, le sel AB se décompose selon l'équation

$AB = A^- + B^+\,$

alors le produit de solubilité K_s est défini par :

$K_s=[A^-][B^+]\,$ (valeurs à saturation, c'est-à-dire à l'équilibre entre sel précipité et sel dissous).

Plus K_s est grand, plus le sel étudié est soluble dans le solvant.

Voir aussi

Détermination des constantes d'équilibre

Liens externes

Essai de statique chimique de Berthollet sur Gallica :
- Partie 1
- Partie 2
L. Lopes. Critères de réaction "totale" pour les dosages usuels

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