Quotient de réaction

Transformation chimique

Les transformations chimiques se produisent autour de nous tout le temps et pas seulement dans un laboratoire de chimie. Voici quelques exemples de changements chimiques dans notre vie quotidienne.

• Brûlage de papier et de bûches de bois.
• Digestion des aliments.
• Utilisation de piles chimiques.
• Dépôt électrolytique d'un métal.
• Diverses réactions métaboliques qui ont lieu dans les cellules.
• Décomposition des déchets.
• Rouille du fer.

Espèces chimiques

Par exemple, une bouteille remplie d'eau contient des molécules d'exactement la même espèce chimique. De même, un lingot d'or massif contient des atomes appartenant exactement à la même espèce chimique.

Le terme "espèce chimique" peut également désigner la forme sous laquelle une substance chimique existe lorsqu'elle se trouve dans une solution. Par exemple, lorsque du \( NaCl \) est dissous dans une solution, tu ne trouves pas réellement de \( NaCl \) . Tu as plutôt des ions \( Na^+ \) et des ions \( Cl^- \) , car le \( NaCl \) s'est dissocié. Ainsi, les espèces chimiques présentes dans cette solution sont les ions \( Na^+ \) et les ions \( Cl^- \) . Cette règle s'applique à tous les électrolytes forts. On dit qu'ils ont des espèces ioniques en solution.

Les électrolytes faibles sont connus pour avoir à la fois des espèces ioniques et moléculaires en solution - ceci est dû au fait que certaines molécules se dissocient, et d'autres non.

Équilibre chimique

L'équilibre chimique dans une réaction réversible est l'état dans lequel les réactions directes et indirectes se produisent à la même vitesse.

Le stade de la réaction réversible auquel la concentration des réactifs et des produits ne change pas avec le temps est appelé état d'équilibre.

Constante d’équilibre

La constante d'équilibre d'une réaction chimique \( K \) donne un aperçu de la relation entre les produits et les réactifs lorsqu'une réaction chimique atteint l'équilibre.

Par exemple, la constante d'équilibre de concentration \( K_c \) d'une réaction chimique à l'équilibre peut être définie comme le rapport entre les concentrations des produits et les concentrations des réactifs, chacune étant élevée à son coefficient stœchiométrique respectif.

Il est important de noter qu'il existe plusieurs types différents de constantes d'équilibre qui fournissent des relations entre les produits et les réactifs des réactions à l'équilibre en termes d'unités différentes.

Constante d'équilibre : Formule

À une température donnée, les constantes d'équilibre sont constantes. Le rapport entre la constante d'équilibre de la réaction directe et la constante d'équilibre de la réaction indirecte doit être une constante et est appelé constante d'équilibre \( K \) .

Pour la réaction réversible suivante : \( aA + bB \leftrightharpoons cC + dD \)

$$ K_c= \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b} $$

où \( K_c \) , indique la constante d'équilibre pour des concentrations aqueuses.

Pour les réactions impliquant des gaz : La formule de la constante d'équilibre, en termes des pressions partielles, sera :

$$ K_p= \frac{(P_C)^c(P_D)^d}{(P_A)^a(P_B)^b} $$

• Des valeurs de constante d'équilibre \( K \) plus élevées indiquent une formation de produit plus importante et un pourcentage de transformation plus élevé.
• Des valeurs de constante d'équilibre \( K \) plus faibles indiquent une formation de produit plus faible et un pourcentage de transformation plus faible.

Taux d'avancement final : Exemple

Le taux d'avancement final d'un équilibre impliquant un gaz peut être calculé en connaissant la constante d'équilibre et la concentration du réactif/produit gazeux.

La décomposition de l'ammoniac :

Nombre de moles à l'équilibre : \( C(1-2 \alpha ) +C \alpha +3C \alpha = C(1+2 \alpha ) \)

Pression partielle de l'ammoniac : \( \frac{ C(1-2 \alpha )}{C(1+2 \alpha )} = \frac{(1-2 \alpha )}{(1+2\alpha )}P_t \) ( \( P_t \) est la pression totale)

Pression partielle de l'azote : \( \frac{C \alpha}{C(1+2 \alpha )} = \frac{ \alpha}{(1+ 2 \alpha )}P_t \)

Pression partielle de l'hydrogène : \( \frac{3C \alpha}{C(1+2 \alpha )}= \frac{3 \alpha}{(1+2 \alpha )}P_t \)

\( K_p= \frac{P_{N_2} P_{H_2}^3}{P_{NH_3}^2} \)

\( K_p= \frac{ ( \frac{ \alpha }{(1+2 \alpha )}P_t ) ( \frac{3 \alpha }{(1+2 \alpha )}P_t )^3 }{( \frac{(1-2 \alpha )}{(1+2 \alpha)} P_t )^2} \)

\( = \frac{27 \alpha ^4 {P_t}^2}{[(1+2 \alpha)^2(1-2 \alpha)^2]} \)

\( = \frac{27 \alpha ^4 {P_t}^2}{1-4 \alpha ^2} \)

Connaissant \( K_p \) et la pression totale, le taux d'avancement final de l'ammoniac peut être calculé.

C'est quoi le quotient de la réaction \( Q_{r} \) ?

Si tu as lu les résumés de cours Équilibre dynamique et Réactions réversibles, tu sais que si tu laisses une réaction réversible dans un système fermé pendant suffisamment longtemps, elle finira par atteindre un point d'équilibre dynamique. À ce stade, la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction indirecte et les quantités relatives de produits et de réactifs ne changent pas. Si tu gardes la même température, la position de l'équilibre ne change pas non plus.

Peu importe que tu commences avec beaucoup de réactifs ou beaucoup de produits, tant que la température reste constante, tu finiras toujours avec des quantités relatives fixes de chacun. C'est un peu comme si ton corps essayait toujours de ramener ton taux de sucre dans le sang à un point fixe.

Nous pouvons exprimer le rapport entre les quantités relatives de produits et de réactifs à l'aide de la constante d'équilibre, \( K_{eq} \) . Comme la position d'un équilibre est toujours la même à une certaine température, \( K_{eq} \) est également toujours la même. À l'équilibre, la valeur de \( K_{eq} \) est constante.

Cependant, les réactions peuvent prendre un certain temps avant d'atteindre l'équilibre. Que faire si nous voulons comparer les quantités relatives de réactifs et de produits dans un système qui n'est pas encore tout à fait à l'équilibre ? Pour cela, nous utilisons le quotient de réaction.

Types de quotient de réaction

Tu devrais être familier avec les différents types de \( K_{eq} \) . Ils mesurent de différentes manières les quantités de substances dans différents systèmes de réactions réversibles à l'équilibre. Par exemple, \( K_c \) mesure la concentration des espèces aqueuses ou gazeuses dans un équilibre, tandis que \( K_p \) mesure la pression partielle des espèces gazeuses dans un équilibre. De même, nous pouvons également obtenir différents types de quotient de réaction. Dans ce résumé de cours, nous ne nous intéresserons qu'à deux d'entre eux :

• Le \( Q_c \) est similaire au \( K_c \) . Il mesure la concentration des espèces aqueuses ou gazeuses dans un système à un moment donné.
• \( Q_p \) est similaire à \( K_p \) . Il mesure la pression partielle des espèces gazeuses dans un système à un moment donné.

Passons maintenant à l'examen des expressions de \( Q_c \) et \( Q_p \) .

Expression du quotient de réaction

Les expressions des quotients de réaction \( Q_c \) et \( Q_p \) sont très similaires aux expressions respectives de \( K_c \) et \( K_p \) . Mais alors que \( K_c \) et \( K_p \) prennent des mesures à l'équilibre, \( Q_c \) et \( Q_p \) prennent des mesures à un moment donné, pas nécessairement à l'équilibre.

Expression \( Q_c \)

Prenons la réaction \( aA+bB \leftrightharpoons cC+dD \) . Ici, les lettres majuscules représentent les espèces tandis que les lettres minuscules représentent leurs coefficients dans l'équation chimique équilibrée. Pour la réaction ci-dessus, \( Q_c \) ressemble à quelque chose comme ceci :

$$ Q_c= \frac{[C]^a [D]^d}{[A]^a[B]^b} $$

Voici ce que cela signifie :

• Les crochets indiquent la concentration d'une espèce à un moment donné. Par conséquent, \( [A] \) signifie la concentration de l'espèce \( A \) .

• Les lettres minuscules en exposant sont des exposants, basés sur les coefficients des espèces dans l'équation chimique équilibrée. Par conséquent, \( [A] \) représente la concentration de l'espèce \( A \) , élevée à la puissance du nombre de moles de \( A \) dans l'équation équilibrée.

• Globalement, le numérateur représente les concentrations des produits, portées à la puissance de leurs coefficients, puis multipliées ensemble. Le dénominateur représente les concentrations des réactifs, élevées à la puissance de leurs coefficients, par la suite multipliées ensemble. Pour trouver \( Q_c \) , il suffit de diviser le numérateur par le dénominateur.

Remarque combien cette expression est similaire à l'expression de \( K_c \) . La seule différence est que \( K_c \) utilise les concentrations à l'équilibre, alors que \( Q_c \) utilise les concentrations à tout moment :

$$ K_c = \frac{[C]_{eq}^c[D]_{eq}^d}{[A]_{eq}^a[B]_{eq}^b} $$

$$ Q_c = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b} $$

Expression \( Q_p \)

Reprenons la réaction. Mais cette fois, au lieu de mesurer la concentration, mesurons la pression partielle de chaque espèce. Il s'agit de la pression qu'elle exercerait sur le système si elle occupait seule le même volume. Pour comparer le rapport des pressions partielles des gaz dans un système, nous utilisons \( Q_p \) . Voici l'expression :

$$ Q_p = \frac{(P_C)^c(P_D)^d}{(P_A)^a(P_B)b } $$

Décomposons cela :

\( P \) représente la pression partielle d'une espèce à un moment donné. Par conséquent, \( P_A \) signifie la pression partielle de l'espèce \( A \) .

Les lettres minuscules en exposant sont des exposants, basés sur les coefficients des espèces dans l'équation chimique équilibrée. Par conséquent, \( (P_A)^a \) signifie la pression partielle de l'espèce \( A \) , élevée à la puissance du nombre de moles de \( A \) dans l'équation équilibrée.

Globalement, le numérateur représente les pressions partielles des produits, portées à la puissance de leurs coefficients, puis multipliées ensemble. Le dénominateur représente les pressions partielles des réactifs, élevées à la puissance de leurs coefficients, puis multipliées ensemble. Pour trouver \( K_p \) , il suffit de diviser le numérateur par le dénominateur.

Une fois encore, remarque à quel point cette expression est similaire à celle de \( K_p \) . La seule différence est que \( K_p \) utilise les pressions partielles à l'équilibre, alors que \( Q_p \) utilise les pressions partielles à tout moment :

$$ K_p = \frac{(P_C)_{eq}^c(P_D)_{eq}^d}{(P_A)_{eq}^a(P_B)_{eq}^b} $$

$$ Q_p = \frac{(P_C)^c(P_D)^d}{(P_A)^a(P_B)^b} $$

Quelle est l'unités du quotient de réaction ?

\( Q \) prend les mêmes unités que \( K_{eq} \) - qui, comme tu t'en souviens peut-être, n'a pas d'unités. \( K_{eq} \) et \( Q \) sont tous deux sans unité.

Différence entre la constante d'équilibre et le quotient réactionnel

Avant d'aller plus loin, consolidons nos connaissances en résumant les différences entre la constante d'équilibre et le quotient de réaction. Nous allons ensuite les décomposer en \( K_c \) , \( K_p \) , \( Q_c \) , \( Q_p \) :

Exemple de quotient de réaction

Avant de terminer, essayons de calculer le quotient de réaction pour une réaction particulière à un moment donné. Dans le résumé de cours "Utilisation du quotient de réaction", nous le comparerons ensuite à la constante d'équilibre de la réaction et nous verrons ce que cela nous apprend sur la réaction.

C'est la fin de ce résumé de cours. Tu devrais maintenant comprendre ce que nous entendons par quotient de réaction et être capable d'expliquer la différence entre la constante d'équilibre et le quotient de réaction. Tu dois également être capable de dériver une expression pour le quotient de réaction basée sur un système de réactions réversibles, puis d'utiliser cette expression pour calculer le quotient de réaction.