Constante d’équilibre K suffisante pour déterminer la spontanéité d’une réaction dans cond. standard

[Marius1213]

Bonjour,


Est ce que la constante d’équilibre K est suffisante pour déterminer si une reaction est spontanée dans les conditions standard ? Si elle est supérieure à 1, elle favorise les produits, on peux donc dire qu’elle est spontanée ?

Et si elle est inférieure à 1, elle favorise les réactifs, peut on dire qu’elle est non spontanée ( ou spontanée dans l’autre sens) dans les conditions standard ?

En fait je n’ai jamais vraiment compris ce que voulait dire une constante d’équilibre de 1 dans les conditions standard…ça veut dire qu’il y a à l’équilibre autant de moles de produits que de moles de réactifs ? Mais donc ça veut pas dire qu’elle est à l’équilibre dans les conditions standard non ? Car dans les conditions standard d’une réaction il y a parfois plus de moles de produits que de réactifs… donc l’équilibre n’est pas de 1 des le départ, la réaction va s’équilibrer dans le sens des produits ou réactif non ?

Svp n’utilisez pas de termes trop compliqués, c’est surtout l’aspect conceptuel de la chose que j’essaie de comprendre, les formules exactes et compliquées ont tendance à me perdre plus qu’autre chose… Merci !
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[Baal149]

Bonjour,

K est la constante d'équilibre caractéristique d'une réaction (à une température et une pression donnée).

Un K > 1 veut dire que milieu où se produit ta réaction, une fois l'équilibre atteint,* contiendra plus de produits que de réactifs. **
De manière symétrique, K < 1 c'est la même chose mais pour les réactifs.

Pour K=1, on parle de réaction équilibrée. Équilibré non pas dans le sens l'équilibre réactionnel est atteint (K concerne de tout façon toujours une situation où l'équilibre est atteint), mais dans le sens où autant de réactifs que de produits sont présents dans le milieu en fin de réaction.**

Comme je disais, le K c'est quand l'équilibre est atteint. Lorsqu'on est hors équilibre (donc en début de réaction par exemple), on parle de coefficient de réaction Q (même équation*** mais hors équilibre). En début de réaction, Q peut être compris entre 0 et ∞.
Si Q < K, alors la réaction va aller dans le sens de la formation de produits ; et si Q > K, alors la réaction va dans le sens de la formation de réactifs.


* A l'équilibre veut dire qu'on attend un temps suffisant pour le système n'évolue plus
** En réalité c'est pas exactement la quantité de produits que l'on regarde mais leurs activités montées à l'exposant de leurs coefficients stœchiométriques.
*** Je t'ai épargné l'équation parce que tu as l'air réfractaire mais en réalité elle n'est pas très compliquée et aide fortement pour comprendre si on prend des cas particuliers. Tu peux facilement la retrouver sur internet avec des exemples pour comprendre, ou même t'en donner si tu veux

[Marius1213]

Merci beaucoup, ne t’en fais pas je connais déjà l’équation dont tu parles… mais on est d’accord du coup qu’une constante d’équilibre de 1 ne veut donc pas dire qu’on a une réaction équilibrée dans les conditions standard ? (25 degrés Celsius, 1 bar…et les solutés à 1 mol/l, les gazs à la pression partielle de 1 bar, etc.)

en d’autres mots, est ce que si une réaction a une constante d’équilibre de 1 cela veut dire que si on prends l’écriture de l’equation chimique, celle-ci, correspond à l’équilibre ??

Donc que si on met le système réactionnel avec tout les paramètres correspondant aux conditions standard (comme énumérés ci dessus)

alors rien ne se passe dans le système car l’équilibre est déjà atteint…?

[Marius1213]

Genre par exemple l’équation suivante :

H2O ⇌ H+ + OH-

Correspond pil poil à l’équilibre dans les conditions standard …? L’activité de une mole de H2o est égale à l’activité de une mole de H+ et une mole de OH- ?

Si on met exactement une mole de H2O et une mole de H+ et une mole de OH- dans un système réactionnel dans les conditions standard alors rien ne se passe car l’équilibre est déjà atteint ?

(la constante d’équilibre de cette réaction est de 1 dans les conditions standard…)

[A voir en vidéo sur Futura]

[gts2]

H2O ⇌ H+ + OH-
Correspond pil poil à l’équilibre dans les conditions standard …? L’activité de une mole de H2o est égale à l’activité de une mole de H+ et une mole de OH- ?

Il manque (sous-entendu ?) un x ? a(H2O)=a(H+) x a(HO-)
L'activité d'une mole ne veut pas dire grand chose, c'est l'activité de l'espèce H2O, H+, HO-

la constante d’équilibre de cette réaction est de 1 dans les conditions standard…

Aux dernières nouvelles, la constante d'équilibre vaut 10^-14 à 25°C.

Si on met exactement une mole de H2O et une mole de H+ et une mole de OH- dans un système réactionnel dans les conditions standard alors rien ne se passe car l’équilibre est déjà atteint ?

En supposant K=1 (!), il faudrait que le volume soit de 1L : les activités ne dépendent pas des quantités de matière mais des concentrations, pression .... Et, une nouvelle fois, cela ne marche pas avec votre exemple.

[Baal149]

mais on est d’accord du coup qu’une constante d’équilibre de 1 ne veut donc pas dire qu’on a une réaction équilibrée dans les conditions standard ? (25 degrés Celsius, 1 bar…et les solutés à 1 mol/l, les gazs à la pression partielle de 1 bar, etc.)

Si K = 1, alors la réaction est dit équilibré. Mais ça ne veut pas dire que ton milieu considéré (donc la constante de réaction K=1) est lui en état d'équilibre.

est ce que si une réaction a une constante d’équilibre de 1 cela veut dire que si on prends l’écriture de l’equation chimique, celle-ci, correspond à l’équilibre

Equation de réaction et constante d'équilibre sont deux choses différentes. A une réaction (décrit par son équation) correspond une constante d'équilibre que le milieu va naturellement chercher à atteindre (voir ton exemple que je reprends).

Donc que si on met le système réactionnel avec tout les paramètres correspondant aux conditions standard (comme énumérés ci dessus)
alors rien ne se passe dans le système car l’équilibre est déjà atteint…?

Si tu mélange une quantité de réactifs et de produits tel que ça correspond à l'état d'équilibre alors oui il n'y a pas de réaction.

Concrètement si on prend ton exemple :
H2O ⇌ H+ + OH- (réaction considérée dans l'eau pure)
Sa constante d'équilibre est K = 10^-14 (environ et à température ambiante). Cette valeur ne peut pas être devinée, mais elle peut être mesurée par l'expérience (elle a été mesurée et compilée dans des tables il y a bien longtemps).
Or ici, K = [H⁺] [OH^-] (l'activité de l'eau en temps que solvant est de 1)
Donc dans l'eau pure la concentration en [H⁺] est de 10^-7 et celle [OH^-] est aussi de 10^-7.

Si on met exactement une mole de H2O et une mole de H+ et une mole de OH- dans un système réactionnel dans les conditions standard alors rien ne se passe car l’équilibre est déjà atteint ?

(la constante d’équilibre de cette réaction est de 1 dans les conditions standard…)

Il se passe bien quelques chose car K n'est pas égale à 1 (mais 10^-14 comme dit juste au dessus).

EDIT : croisement

[Marius1213]

Oups, j’ai alors pris un très mauvaise exemple pour illustrer mon interrogation, il me faudrait une réaction avec un K de 1 dans les conditions standard…

[Baal149]

Avec un K exactement égal à 1, pas facile. Il y a le cas connu de la réaction d’estérification :
CH₃COOH + C₂H₅OH --> CH₃COOC₂H₅ + H₂O / K = 4 (ce qui est très proche de 1 comparé à bien des réactions).

Sinon résonne avec un exemple fictif

[FC05]

Pas mal de confusions de vocabulaire quand même dans ce fil.

On dit qu'une réaction est équilibrée quand on a mis les bons coefficients stœchiométriques (pour éviter cet écueil les canadiens disent que la réaction est balancée).

On dit que la réaction à atteint l'équilibre chimique quand le produit de réaction est égal à la constante de réaction (à la température considérée).

La limite K = 1 correspond à deltaG = 0


Pour le reste si on prend la réaction A + B = C, condition initiales 1mol/L pour A et B, K = 1.
Calculer les concentrations finales.
Sont elles vraiment particulières ? Du style égales à 1 ?


Edit : on va dire que à une mol/L l'activité est égale à la concentration molaire même si ce n'est pas vrai

[moco]

Attention ! La constante d'équilibre K a en général une dimension. Elle est sans dimension dans les seules réactions oü le nombre total de réactifs est égal au nombre total de produits formés, selon l'équation décrivant la réaction. Ex. K a une dimension pour l'équation 2 H2 + O2 -> 2 H2O, car il y a 3 réactifs à gauche à 2 à droite. K est sans dimension pour la réaction dont l'équation est H2 + Cl2 -> 2 HCl, où il y a deux produits à gauche et deux produits à droite. L'équation d'estérification citée plus haut par Baal139 est aussi dans ce cas : sa constante d'équilibre K est sans dimension.

[Baal149]

Attention ! La constante d'équilibre K a en général une dimension. Elle est sans dimension dans les seules réactions oü le nombre total de réactifs est égal au nombre total de produits formés, selon l'équation décrivant la réaction.

K n'a pas de dimension car K se calcul avec des activités qui sont des grandeurs sans dimensions. On fait souvent l'approximation que l'activité est égale à la concentration mais ça reste un raccourci.

[FC05]

K n'a pas de dimension car K se calcul avec des activités qui sont des grandeurs sans dimensions. On fait souvent l'approximation que l'activité est égale à la concentration mais ça reste un raccourci.

Ce n'est pas la bonne raison. Ce que l'on calcule avec les activités c'est le produit de réaction. Ce produit est égal à K seulement quand l'équilibre est atteint.
Bien entendu pour pouvoir les comparer ces deux grandeurs doivent avoir la même unité.