Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.
📘 Fiche de cours
L'essentiel du cours
Pour une réaction réversible en phase gazeuse : $aA(g) + bB(g) \rightleftharpoons cC(g) + dD(g)$
Quotient de réaction ($Q_r$) : $Q_r = \frac{P_C^c \cdot P_D^d}{P_A^a \cdot P_B^b}$ où $P_i$ est la pression partielle du gaz $i$ ($P_i = x_i \cdot P_{tot}$).
Constante d'équilibre ($K_p$) : À l'équilibre, $Q_r = K_p(T)$. Elle ne dépend que de la température.
Lien avec $K_c$ : $K_p = K_c \cdot (RT)^{\Delta n_g}$ avec $\Delta n_g = (c+d) - (a+b)$.
Critère d'évolution : Si $Q_r < K_p$ (sens direct), si $Q_r > K_p$ (sens inverse), si $Q_r = K_p$ (équilibre).
Méthodes à maîtriser
Tableau d'avancement : Exprimer les pressions partielles en fonction de l'avancement $x$ et de la pression totale $P_{tot}$.
Calcul de $P_i$ : Utiliser $P_i = \frac{n_i}{n_{total}} \cdot P_{tot}$.
Application de Le Chatelier :
Augmentation de $P$ : le système évolue vers le sens qui diminue le nombre de moles gazeuses.
Augmentation de $T$ : favorise le sens endothermique ($\Delta_r H > 0$).
Exemples corrigés
Exemple : $N_2(g) + 3H_2(g) \rightleftharpoons 2NH_3(g)$.
Si on augmente la pression, le système évolue vers le sens direct car il y a moins de moles de gaz à droite (2 moles contre 4).
Erreurs fréquentes
Oublier d'élever les pressions partielles à la puissance des coefficients stoechiométriques.
Confondre $K_p$ (pression) et $K_c$ (concentration).
Penser que le catalyseur modifie la valeur de $K_p$ (il n'accélère que la vitesse).
🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR
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Pour la réaction $A(g) + B(g) \rightleftharpoons 2C(g)$, la valeur de $K_p$ est :
❓ Questions fréquentes
Est-ce que la constante d'équilibre Kp change si on ajoute un gaz inerte à volume constant ?
Non, la constante $K_p$ ne dépend que de la température. Si on ajoute un gaz inerte à volume constant, la pression totale augmente, mais les pressions partielles des réactifs et produits restent inchangées. Donc, le quotient de réaction $Q_r$ ne change pas et l'équilibre n'est pas déplacé.
💡 À retenir : L'ajout d'un gaz inerte à volume constant n'a aucun effet sur l'équilibre chimique.
Roud lbal lwa7dat : $R = 8,314 , J \cdot K^{-1} \cdot mol^{-1}$ et $T$ b Kelvin.
💡 À retenir : $K_p = K_c(RT)^{\Delta n_g}$ est la formule magique pour passer de la concentration à la pression.
Pourquoi le sens de l'équilibre change-t-il avec la température ?
La constante d'équilibre $K_p$ est liée à l'enthalpie libre standard par $\Delta_r G^\circ = -RT \ln K_p$. Comme $\Delta_r G^\circ = \Delta_r H^\circ - T\Delta_r S^\circ$, une variation de $T$ modifie directement la valeur de $K_p$ selon la loi de Van 't Hoff.
💡 À retenir : La température est le seul paramètre capable de modifier la valeur numérique de la constante d'équilibre.
Wach momkin Qr ykoun kber men Kp ?
Oui, bien sûr. Si $Q_r > K_p$, ça veut dire que le système a "trop" de produits par rapport à l'état d'équilibre. Le système va donc évoluer dans le sens inverse (vers la gauche) pour consommer les produits et reformer les réactifs jusqu'à ce que $Q_r$ redevienne égal à $K_p$.
💡 À retenir : Le système cherche toujours à minimiser l'écart entre $Q_r$ et $K_p$.
Comment calculer la pression partielle d'un gaz dans un mélange ?
La pression partielle $P_i$ d'un gaz $i$ est égale à sa fraction molaire $x_i$ multipliée par la pression totale $P_{tot}$ : $P_i = \frac{n_i}{n_{total}} \cdot P_{tot}$.
💡 À retenir : La somme des pressions partielles est toujours égale à la pression totale du système (Loi de Dalton).
Ghir mn l'équation bo7dha matayban walou. Khassk tchoof l'enthalpie de réaction $\Delta_r H^\circ$. Ila kan $\Delta_r H^\circ > 0$ tfa3ol endothermique (kaymtaṣṣ l7rara), w ila kan $\Delta_r H^\circ < 0$ exothermique (kay3ti l7rara).
💡 À retenir : Le signe de $\Delta_r H^\circ$ est la seule donnée fiable pour déterminer le caractère thermique.
Est-ce que le catalyseur modifie la position de l'équilibre ?
Non, le catalyseur diminue l'énergie d'activation et augmente la vitesse de la réaction dans les deux sens (direct et inverse), mais il ne change pas la valeur de $K_p$ ni la composition finale du mélange à l'équilibre.
💡 À retenir : Le catalyseur permet d'atteindre l'équilibre plus vite, sans le modifier.
Est-ce que Kp a des unités ?
Théoriquement, $K_p$ est définie à partir des activités chimiques qui sont sans dimension. Cependant, dans les exercices de BAC, on utilise souvent les pressions en bar. Si $\Delta n_g \neq 0$, la valeur de $K_p$ dépendra des unités de pression choisies (bar, atm, Pa).
💡 À retenir : Par convention, on exprime souvent $K_p$ sans unité en supposant que les pressions sont divisées par $P^\circ = 1$ bar.
Wach l'equilibre kaytbeddel ila zedna f volume ?
Ila zedti f volume, l'pression katan9as. 7ssab 9anon Le Chatelier, l'nizam ghadi y7awel yzid f l'pression, ya3ni ghadi ytmacha f l'jiha li fiha 3dad kber dyal l'molat dyal l'gaz.
💡 À retenir : Augmenter le volume favorise le sens qui produit le plus de moles gazeuses.
Quelle est la différence entre Qr et Kp ?
$Q_r$ est le quotient de réaction à n'importe quel instant $t$. $K_p$ est une valeur fixe qui définit l'état d'équilibre à une température donnée. On compare $Q_r$ à $K_p$ pour savoir dans quel sens la réaction va évoluer.
💡 À retenir : $Q_r$ est une variable, $K_p$ est une constante.
Est-ce qu'on inclut les solides dans l'expression de Kp ?
Non, les solides et les liquides purs ont une activité égale à 1. Ils n'apparaissent donc pas dans l'expression de $K_p$. Seuls les gaz (et éventuellement les solutés en solution) sont pris en compte.
💡 À retenir : $a_{solide} = 1$, donc on ne les écrit jamais dans $Q_r$ ou $K_p$.
Kifach n7seb l'avancement final x{eq} ?
Dir tableau d'avancement.
3ber 3la $P_i$ b $x_{eq}$ et $P_{tot}$.
3wed f l'expression dyal $K_p$.
7el l'équation li ghadi tkhrej lik.
💡 À retenir : La résolution de l'équation dépend souvent de la simplification des termes si $x_{eq}$ est très petit.
✍️ Exercices type examen national
Exercice 1
On étudie la réaction en phase gazeuse : $2SO_2(g) + O_2(g) \rightleftharpoons 2SO_3(g)$. À $T = 1000 K$, la constante $K_p = 3,5$. On introduit 1 mol de $SO_2$ et 1 mol de $O_2$ dans un réacteur de volume $V$ sous une pression totale $P = 1$ bar.
Soit l'équilibre : $N_2O_4(g) \rightleftharpoons 2NO_2(g)$.
À 25°C, $K_p = 0,14$ bar. On place $N_2O_4$ pur dans un récipient à $P = 1$ bar. Calculer le degré de dissociation $\alpha$.
Comment évolue l'équilibre $CO(g) + 2H_2(g) \rightleftharpoons CH_3OH(g)$ ($\Delta_r H < 0$) si :
a) On augmente la pression ?
b) On augmente la température ?
c) On ajoute un catalyseur ?
Pour une réaction réversible en phase gazeuse : aA(g)+bB(g)⇌cC(g)+dD(g)
Quotient de réaction (Qr) : Qr=PAa⋅PBbPCc⋅PDd où Pi est la pression partielle du gaz i (Pi=xi⋅Ptot).
Constante d'équilibre (Kp) : À l'équilibre, Qr=Kp(T). Elle ne dépend que de la température.
Lien avec Kc : Kp=Kc⋅(RT)Δng avec Δng=(c+d)−(a+b).
Critère d'évolution : Si Qr<Kp (sens direct), si Qr>Kp (sens inverse), si Qr=Kp (équilibre).
Méthodes à maîtriser
Tableau d'avancement : Exprimer les pressions partielles en fonction de l'avancement x et de la pression totale Ptot.
Calcul de Pi : Utiliser Pi=ntotalni⋅Ptot.
Application de Le Chatelier :
Augmentation de P : le système évolue vers le sens qui diminue le nombre de moles gazeuses.
Augmentation de T : favorise le sens endothermique (ΔrH>0).
Exemples corrigés
Exemple :N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g).
Si on augmente la pression, le système évolue vers le sens direct car il y a moins de moles de gaz à droite (2 moles contre 4).
Erreurs fréquentes
Oublier d'élever les pressions partielles à la puissance des coefficients stoechiométriques.
Confondre Kp (pression) et Kc (concentration).
Penser que le catalyseur modifie la valeur de Kp (il n'accélère que la vitesse).
Pour la réaction A(g)+B(g)⇌2C(g), la valeur de Kp est :
Égale à Kc car Δng=0.
Non, la constante Kp ne dépend que de la température. Si on ajoute un gaz inerte à volume constant, la pression totale augmente, mais les pressions partielles des réactifs et produits restent inchangées. Donc, le quotient de réaction Qr ne change pas et l'équilibre n'est pas déplacé.
💡 À retenir : L'ajout d'un gaz inerte à volume constant n'a aucun effet sur l'équilibre chimique.
7seb الفرق فعدد المولات الغازية Δng=∑nproduits−∑nreactifs.
St3mel l3ala9a Kp=Kc⋅(RT)Δng.
Roud lbal lwa7dat : R=8,314J⋅K−1⋅mol−1 et T b Kelvin.
💡 À retenir : Kp=Kc(RT)Δng est la formule magique pour passer de la concentration à la pression.
La constante d'équilibre Kp est liée à l'enthalpie libre standard par ΔrG∘=−RTlnKp. Comme ΔrG∘=ΔrH∘−TΔrS∘, une variation de T modifie directement la valeur de Kp selon la loi de Van 't Hoff.
💡 À retenir : La température est le seul paramètre capable de modifier la valeur numérique de la constante d'équilibre.
Oui, bien sûr. Si Qr>Kp, ça veut dire que le système a "trop" de produits par rapport à l'état d'équilibre. Le système va donc évoluer dans le sens inverse (vers la gauche) pour consommer les produits et reformer les réactifs jusqu'à ce que Qr redevienne égal à Kp.
💡 À retenir : Le système cherche toujours à minimiser l'écart entre Qr et Kp.
La pression partielle Pi d'un gaz i est égale à sa fraction molaire xi multipliée par la pression totale Ptot : Pi=ntotalni⋅Ptot.
💡 À retenir : La somme des pressions partielles est toujours égale à la pression totale du système (Loi de Dalton).
Ghir mn l'équation bo7dha matayban walou. Khassk tchoof l'enthalpie de réaction ΔrH∘. Ila kan ΔrH∘>0 tfa3ol endothermique (kaymtaṣṣ l7rara), w ila kan ΔrH∘<0 exothermique (kay3ti l7rara).
💡 À retenir : Le signe de ΔrH∘ est la seule donnée fiable pour déterminer le caractère thermique.
Non, le catalyseur diminue l'énergie d'activation et augmente la vitesse de la réaction dans les deux sens (direct et inverse), mais il ne change pas la valeur de Kp ni la composition finale du mélange à l'équilibre.
💡 À retenir : Le catalyseur permet d'atteindre l'équilibre plus vite, sans le modifier.
Théoriquement, Kp est définie à partir des activités chimiques qui sont sans dimension. Cependant, dans les exercices de BAC, on utilise souvent les pressions en bar. Si Δng=0, la valeur de Kp dépendra des unités de pression choisies (bar, atm, Pa).
💡 À retenir : Par convention, on exprime souvent Kp sans unité en supposant que les pressions sont divisées par P∘=1 bar.
Qr est le quotient de réaction à n'importe quel instant t. Kp est une valeur fixe qui définit l'état d'équilibre à une température donnée. On compare Qr à Kp pour savoir dans quel sens la réaction va évoluer.
💡 À retenir : Qr est une variable, Kp est une constante.
Non, les solides et les liquides purs ont une activité égale à 1. Ils n'apparaissent donc pas dans l'expression de Kp. Seuls les gaz (et éventuellement les solutés en solution) sont pris en compte.
💡 À retenir : asolide=1, donc on ne les écrit jamais dans Qr ou Kp.
Dir tableau d'avancement.
3ber 3la Pi b xeq et Ptot.
3wed f l'expression dyal Kp.
7el l'équation li ghadi tkhrej lik.
💡 À retenir : La résolution de l'équation dépend souvent de la simplification des termes si xeq est très petit.
Exercice 1
On étudie la réaction en phase gazeuse : 2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g). À T=1000K, la constante Kp=3,5. On introduit 1 mol de SO2 et 1 mol de O2 dans un réacteur de volume V sous une pression totale P=1 bar.
Exprimer Qr en fonction de l'avancement x.
Calculer la composition du mélange à l'équilibre.
Exercice 2
Soit l'équilibre : N2O4(g)⇌2NO2(g).
À 25°C, Kp=0,14 bar. On place N2O4 pur dans un récipient à P=1 bar. Calculer le degré de dissociation α.
Exercice 3
Comment évolue l'équilibre CO(g)+2H2(g)⇌CH3OH(g) (ΔrH<0) si :
a) On augmente la pression ?
b) On augmente la température ?
c) On ajoute un catalyseur ?