États d'équilibre d'un système chimique

Non, la constante d'équilibre $K$ ne dépend que de la température. Ajouter de l'eau modifie les concentrations et donc le quotient de réaction $Q_r$, mais pas la valeur de $K$ elle-même.

💡 À retenir : $K(T)$ est une constante thermodynamique propre à la réaction à une température donnée.

1. Ecris l'équation de la réaction.
2. Fais le tableau d'avancement.
3. Cherche le réactif limitant : c'est celui pour lequel $n_{initial} - a \cdot x_{max} = 0$ donne la plus petite valeur de $x_{max}$.

💡 À retenir : $x_{max}$ est la valeur minimale obtenue en annulant les quantités de matière des réactifs.

Parce que l'activité d'un solide pur est égale à 1. Dans le quotient de réaction, on utilise les activités des espèces. Comme multiplier par 1 ne change rien, on les omet par convention.

💡 À retenir : Seules les espèces en solution (solutés) ou gazeuses apparaissent dans $Q_r$.

$x_{max}$ est la valeur théorique si la réaction était totale (un réactif disparaît totalement). $x_{eq}$ est la valeur réelle atteinte par le système quand il atteint l'équilibre chimique.

💡 À retenir : Pour une réaction limitée, $x_{eq} < x_{max}$.

Non. $Q_r$ est une valeur instantanée qui peut varier. $Q_r$ devient égal à $K$ uniquement lorsque le système atteint l'état d'équilibre.

💡 À retenir : À l'équilibre, $Q_{r,eq} = K$.

Il faut calculer le taux d'avancement final $\tau = \frac{x_{eq}}{x_{max}}$.

1. Si $\tau = 1$, la réaction est totale.
2. Si $\tau < 1$, la réaction est limitée.

💡 À retenir : La plupart des réactions en chimie organique ou acide-base sont limitées.

Non, si le solvant est l'eau, son activité est considérée comme égale à 1 (car il est en large excès). Il n'apparaît donc pas dans l'expression du quotient de réaction.

💡 À retenir : Le solvant est toujours exclu de l'expression de $Q_r$.

Oui, si $K > 10^4$, on considère souvent que la réaction est quasi-totale. Si $K$ est très petite, la réaction est très limitée.

💡 À retenir : La valeur de $K$ renseigne sur l'état d'avancement final du système.

Oui, si la réaction implique des gaz, une variation de pression peut déplacer l'équilibre selon la loi de modération (Le Chatelier), mais cela dépasse le cadre strict du programme de base sur les états d'équilibre (à vérifier par le professeur).

💡 À retenir : Concentrez-vous sur les solutions aqueuses au lycée.

Pour une réaction acide-base $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ :

1. $[H_3O^+] = 10^{-pH}$.
2. $[A^-] = [H_3O^+]$ (si on néglige l'autoprotolyse de l'eau).
3. $[AH] = C - [H_3O^+]$.
4. $K = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}$.

💡 À retenir : Le pH est l'outil principal pour les équilibres acide-base.

Non, le temps influence l'atteinte de l'équilibre (cinétique), mais pas la valeur de $K$. $K$ ne dépend que de la température.

💡 À retenir : $K$ est une constante thermodynamique.

Non, les concentrations sont toujours positives. Par conséquent, $Q_r$ est toujours strictement positif.

💡 À retenir : $Q_r > 0$ toujours.