1. Livre 2.
Chapitre 1. p. 22 à 46
Ex:
Sec 5. Équilibre non-ioniques, évidence d’une Kéq 1.9
Sec 6.1 Expression de la Kéq,équilibres homogènes et phase gazeuse 1.12
1.14
Sec 6.2 Expression de la Kéq,équilibres homogènes et phase liquide 1.17
1.19
Sec 6.3 Expression de la Kéq,équilibres hétérogènes 1.29
Sec 7. Kéq pour prédire le sens d’une rxn et les [ ]éq (Ex: 1.16)
Sec 8. Principe de Le Châtelier
Ex:
Sec 8.1 Influence d’une variation de température 1.22
1.24
Sec 8.2 Addition/ extraction d’une certaine qté de réactifs/produits. 1.30
Sec 8.3 Influence d’une variation de volume
Exercices recommandés: 1.9, 1.12, 1.14, 1.16, 1.17, 1.19,
1.22, 1.24, 1.29, 1.30
Attention: #1.16 b) et c) sans calcul
Contrôle 2. Livre 2. Chapitre 1 1

2. 5. Équilibres non ioniques
Évidence expérimentale de l’existence d’une constante
d’équilibre
Loi d’action de masse (Guldberg et Waage, 1867) → première expression de constante
d’équilibre K, découvert à partir de résultats expérimentaux.
Pour une T donnée, quelles que soit les quantités de réactifs et de produits mis en présence au
départ d’une réaction, le système atteint un état d’équilibre caractérisé par la même valeur de la
constante d’équilibre K.
Exemple: Étude à 450°C de la réaction: H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g)
(réactifs et produits gazeux, mesure de la concentration) • Les concentrations des
espèces chimiques à l’équilibre
dépendent des leurs
concentrations initiales.
• Les concentrations d’équilibre
vérifient toujours l’expression :
KC =
[ HI ] e2 ≈ 50
[ H 2 ]e ⋅ [ I2 ]e
______→ constante caractérisant
l’équilibre à 450° C, exprimée en
Contrôle 2. Livre 2. Chapitre 1 fonction des concentrations.2

3. 5. Expressions de la constante d’équilibre en fonction des
pressions partielles des espèces chimiques à l’équilibre
La constante d’équilibre (KP) peut être exprimée en fonction des pressions partielles
des espèces chimiques à l’équilibre. Les pressions partielles à l’équilibre dépendent
des pressions partielles initiales.
Exemple: Étude à 986°C de la réaction:
p( CO2 ) e ⋅ p( H 2 ) e ____→ constante
CO(g) + H2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g) KP = ≈ 0,6 caractérisant
p( CO ) e ⋅ p ( H 2O ) e l’équilibre à
(mesure de la pression des réactifs et produits)
986° C
Contrôle 2. Livre 2. Chapitre 1 3

4. 6.1 Expressions de la constante d’équilibre
Cas des équilibres homogènes en phase gazeuse
Équilibres homogènes en phase gazeuse
→ Tous les réactifs et les produits sont gazeux
→ Le mélange homogène se comporte comme un gaz parfait
vd ; k d
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
vi ; k i
k [C ] e ⋅ [ D] e
c d
k ( P ) ⋅( P ) c d
KC = d = KP = d = C e D e
ki [ A] e a ⋅ [ B ] e b ki ( PA ) e ⋅ ( PB ) b
a
e
[A]e, [B]e, [C]e, [D]e → concentrations de A, B, (PA)e, (PB)e, (PC)e, (PD)e → pressions partielles
C, D à l’équilibre (mol/m3) de A, B, C, D à l’équilibre (Pa)
KC → constante d’équilibre, exprimée en Kp → constante d’équilibre, exprimée en
fonction des ________________ des espèces
fonction des _______________ des espèces
chimiques à l’équilibre, pour une T donnée
chimiques à l’équilibre, pour une T donnée
Unité de Kc → (mol/m3) (c+d)-(a+b) ou (mol/m3)∆ν
Unité de Kp → Pa(c+d)-(a+b)) ou Pa∆ν
∆ν = (c+d) – (a+b)
Comme pi = [ i ] ⋅ R ⋅ T ⇒ K P = K C ( RT )
∆ν
Si ∆ν = 0 ⇒ KP et KC sans dimensions; KP = KC
4

5. 6.2 Expressions de la constante d’équilibre
Cas des équilibres homogènes en phase liquide
Équilibres homogènes en phase liquide
→ Tous les réactifs et les produits sont liquides et forment un mélange homogène
→ Le mélange réactionnel se comporte comme une solution idéale
→ Tous les réactifs et les produits sont en solution dans un même solvant
vd; kd
aA(l) + bB(l) cC(l) + dD(l) [A]e, [B]e, [C]e, [D]e → concentrations de A, B, C, D
vi; ki à l’équilibre (mol/dm3)
KC → constante d’équilibre, exprimée en fonction
kd [ C ] e ⋅ [ D] e
c d
des concentrations des espèces chimiques à
KC = =
ki [ A] e a ⋅ [ B ] e b l’équilibre, pour une T donnée
Unité de KC → (mol/dm3) (c+d)-(a+b) ou (mol/dm3)∆ν
Cas des réactions en solution : un des réactifs ou des produits → solvant
Exemple : C2H5OH(aq) + CH3COOH(aq) ⇄ CH3COOC2H5(aq) + H2O(l)
H2O un produit mais aussi le solvant ⇒ [ H2O] = constante
[ CH 3COOC2 H 5 ] e KC dépend de la nature de la réaction et de T
KC =
[ CH 3COOH ] e ⋅ [ C2 H 5OH ] e La concentration _________________ n’intervient
pas dans l’expression de KC 5

6. 6.3 Expressions de la constante d’équilibre
Cas des équilibres hétérogènes
Équilibres hétérogènes → les réactifs et les produits n’appartiennent pas tous à la même phase
Réaction chimique à la surface de contact des phases en présence
Concentration d’un solide → nombre de particules de solide par unité de surface de contact →
constante qui dépend de la nature du solide
La concentration des solides n’intervient pas dans l’expression de K
[C ]ec ( PC ) ce K p = K c ( RT )
∆ν
vd ; k d
KC = KP =
aA(g) + bB(s)
vi; ki
cC(g) + dD(s)
[ A] e a ( PA ) ea
∆ν = c - a
K C = [ NH 3 ] e ⋅[ CO2 ] e ≈ 43
2
Exemple: Étude à 30°C de la réaction:
NH2COONH4(s) ⇄ 2NH3(g) + CO2(g) (présence d’un réactif solide)
KC → constante
caractérisant
l’équilibre à 30° C
La variation du nombre
de moles de
NH2COONH4 (solide)
_________________les
concentrations
d’équilibres des autres
espèces chimiques

7. Exercices 1.9a) et c)
1.9. Pour chacune des réactions suivantes, calculez la valeur de la
constante KC à la température à laquelle est donnée la constante KP.
a) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3 (g) KP = 5,8 E–14 (Pa)-2 à 673 K
c) NH2COONH4 (s) → 2 NH3(g) + CO2(g) KP = 6,9 E02 (kPa)3 à 303 K
Contrôle 2. Livre 2. Chapitre 1 7

8. Exercices 1.12
1.12. On considère la réaction de synthèse du méthanol :
CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH (g)
Dans un réacteur vide maintenu à la température T, on a introduit
CO(g) et H2(g) dans la proportion de deux moles de H2(g) pour une
mole de CO(g). Sachant que la pression totale dans le réacteur à
l’équilibre est de 6,0 E07 Pa et que la pression partielle de CO est
de 2,4 E05 Pa, calculez la constante d’équilibre KP de la réaction de
synthèse du méthanol à la température T.
Contrôle 2. Livre 2. Chapitre 1 8

9. 7.Utilisation de la constante d’équilibre pour prédire le sens de la
réaction et les concentrations à l’équilibre
Mise en situation:
La constante d’équilibre KC de la réaction chimique suivante à 100°C est de 0.40 (mol/dm3):
N2O4 (g) ⇄ 2NO2(g)
nN2O4 moles de N2O4 et nNO2 moles de NO2 sont introduites dans un récipient de 5,00 dm 3 initialement
vide et maintenu à 100ºC.
a) Comment évoluera le système? La réaction formera-t-elle plus de N2O4 (g) ou de NO2(g) ? Est-ce que
le système est à l’équilibre au moment initial (t=0)?
 Pour prédire le sens de l’évolution d’un système réactionnel ou pour savoir si un système est à
l’équilibre, on calcule le quotient réactionnel (Qc).
 Le quotient réactionnel se calcule de la même façon que la constante d’équilibre, mais en
utilisant les concentrations initiales [ ] 0 des substances et non pas celles à l’équilibre [ ] e.
 Pour déterminer le sens de l’évolution, il faut comparer les valeurs de QC et KC.
QC =
[ NO 2] 0 2 KC =
[ NO 2] e 2
Si QC > KC → réaction inverse favorisée [ N 2O 4] 0 [ N 2O 4 ] e
Si QC < KC → réaction directe favorisée
Si QC = KC → système en équilibre
9
b) Calculez les concentrations de N O et de NO à l’équilibre.

10. Exercices
1. La constante d’équilibre KC de la réaction chimique suivante à 100°C est de
0.40 (mol/dm3): N2O4 (g) ⇄ 2NO2(g)
0,0200 moles de N2O4 et 0.0100 moles de NO2 sont introduites dans un récipient de
5,00 dm3 initialement vide et maintenu à 100ºC.
a)Comment évoluera le système? La réaction formera-t-elle plus de N2O4 (g) ou de
NO2(g) ? Est-ce que le système est à l’équilibre au moment initial (t=0)?
b)Calculez les concentrations de N2O4 et de NO2 à l’équilibre.
2. La constante d’équilibre KC de la réaction chimique suivante à 100°C est de
0.40 (mol/dm3): N2O4 (g) ⇄ 2NO2(g)
0,0100 moles de N2O4 et 0.200 moles de NO2 sont introduites dans un récipient de
5,00 dm3 initialement vide et maintenu à 100ºC.
a)Comment évoluera le système? La réaction formera-t-elle plus de N2O4 (g) ou de
NO2(g) ? Est-ce que le système est à l’équilibre au moment initial (t=0)?
b)Calculez les concentrations de N2O4 et de NO2 à l’équilibre
Contrôle 2. Livre 2. Chapitre 1 10

11. 8. Équilibres non ioniques
Déplacement de l’équilibre : principe de Le Châtelier
Principe :
Lorsqu’on perturbe un système après avoir atteint l’état d’équilibre à une température donnée, le
système réagit spontanément et évolue vers un nouvel équilibre de manière à s’opposer à cette
perturbation.
Exemples de perturbation :
•Température
•Volume (Pression)
•Concentration (nombre de mol) des produits et des réactifs (ajout ou retrait)
Perturbation
Système à l’équilibre I Système hors équilibre Système à l’équilibre II
vd = v i vd ≠ vi vd = v i
Déplacement de l’équilibre
Pour retrouver un nouvel équilibre le système réagit spontanément → déplacement de
l’équilibre :
Transformation réactifs → produits : déplacement de l’équilibre vers la droite 11
Transformation produits → réactifs : déplacement de l’équilibre vers la gauche

12. 8.1 Déplacement de l’équilibre : principe de Le Châtelier
Influence d’une variation de température
Relation entre la constante d’équilibre Kp: constante d’équilibre d’une réaction en phase gazeuse
et la température : ∆H T : variation de l’enthalpie standard de la réaction à la
0
∆H T0 température T (J/mol)
La température est la ln K p = − + Cte ∆H 0
T ≈ ∆H 298 = constante
0
seule perturbation RT R : constante des gaz (8,314 J/mol∗ K)
qui affecte K. T : température (K)
Le graphique ln Kp = f (1/T) → calcul de∆H T
0
pour l’intervalle de température respectif:
∆H T > 0 ⇒ − ∆H T ∆H T < 0 ⇒ − ∆H T
0 0
0 0
Si < Si >0
0 R R
Réaction Réaction
endothermique exothermique
Si T ↑ ⇒ Si T ↑ ⇒
consommation consommation
de chaleur ⇒ de chaleur ⇒
Rx directe Rx inverse
T ↑ ⇒ K P↑ T ↑ ⇒ KP↓
Le calcul de ∆H T peut être fait en connaissant la
0
Kp correspondant à 2 températures différentes : 12

13. 8.2 Influence de l’addition ou de l’extraction d’une certaine quantité
de l’un des réactifs ou
de l’un des produits
On peut provoquer un déplacement de l’équillibre en modifiant les concentrations des réactifs/produits.
Ex: H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g) Kéq = 50 à T = 450 °C
1.85 moles de H2, 1.85 moles de I2 et 13.1 moles de HI sont introduites dans un récipient initialement vide et maintenu
à T = 450 °C.
KC =
HI
2
[ ]e HI
QC =
2
[ ]0
[ H 2 ]e ⋅ [ I2 ]e [ H 2 ]0 ⋅ [ I2 ]0
a)Le système est-il à l’équlibre? oui QC = KC ( ou QP = KP)
b)Si addition ou extraction d’une certaine quantité de l’un des réactifs ou de l’un des produits ⇒ variation de la
concentration (C = n / V) ou de la pression (P = C*R*T) de ces réactifs ou produits ⇒ l’équilibre du système est brisé:
QC ≠ KC (ou QP ≠ KP)
Ex i) si on ajoute 1 mol H2 ⇒ Q < 50 ⇒ déplacement vers la ____________
Ex ii) si on ajoute 1 mol HI ⇒ Q > 50 ⇒ déplacement vers la _____________
Ex iii) si on enlève 1 mol H2 ⇒ Q > 50 ⇒ déplacement vers la _____________
Ex iv) si on enlève 1 mol HI ⇒ Q < 50 ⇒ déplacement vers la ___________
c) Principe de Le Châtelier : le système évolue jusqu’à ce qu’il retrouve sont équilibre :
Si addition ⇒ consommation Si retrait ⇒ production
Si QC < KC ⇒ réaction directe favorisée ⇒ vd > vi C’est le cas lorsqu’on ↑ [R] ou ↓ [P]
Si QC > KC ⇒ réaction inverse favorisée ⇒ vd < vi C’est le cas lorsqu’on ↑ [P] ou ↓ [R]
d) Le système retrouve sont équilibre ⇒ QC = KC (QP = KP) ; vd = vi
L’ajout ou l’extraction d’un gaz inerte (qui ne réagie pas) ne provoque aucun déplacement d’équilibre (K n’est pas
modifiée: variation de la Ptotale , mais pas de variation des Ppartielles , ni des concentrations des réactifs et des produits
gazeux, car pas de variation de V).
13
Cas des équilibres hétérogènes: L’ajout ou l’extraction d’un réactif ou d’un produit solide ne provoque ____________
déplacement d’équilibre, car QC (QP) n’est pas modifiée. Condition: le volume occupé par le solide doit être

14. 8.3 Influence d’une variation de volume du récipient
Système en équilibre, réactifs et produits gazeux (réactifs et produits en solution):
 Si variation du volume occupé par le système (dilution par le solvant) → variation des
concentrations de tous les réactifs et produits ⇒ déplacement de l’équilibre si ∆ν ≠ 0.
 Variation du V → variation de la Ptotale et des Ppartielles des réactifs et produits gazeux
∆ν ≠ 0
Soit le système en équilibre: N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) À l’équilibre:
[ NH 3 ] e 2
C=n/V KC =
[ H 2 ] 3e ⋅ [ N 2 ] e
Si on double le V du récipient : C = n / 2V
QC =
( [ NH 3 ] ÷ 2) 2 =
4[ NH 3 ]
2
≠K
→une variation du volume détruit l’équilibre ( [ H 2 ] ÷ 2) 3 ⋅ ( [ N 2 ] ÷ 2) [ H 2 ] 3 [ N 2 ] C
→si V ↑ (Ptotale ↓ ) ⇒ déplacement de l’équilibre pour ↑ n QC > KC → réaction_________________
Si on diminue de moitié le V du récipient : C = 2n / V
→une variation du volume détruit l’équilibre
QC =
( 2[ NH ] ) 3
2
=
[ NH 3 ] 2 ≠ K
→si V ↓ (Ptotale↑ ) ⇒ déplacement de l’équilibre pour ↓ n ( 2[ H ] ) ⋅ 2[ N ]
2
3
2 4[ H 2 ] ⋅ [ I 2 ]
3 C
14
QC < KC → réaction _________________

15. 8.3 Influence d’une variation de volume du récipient
Système en équilibre, réactifs et produits gazeux (réactifs et produits en solution):
Si variation du volume occupé par le système (dilution par le solvant) → variation des
concentrations de tous les réactifs et produits, mais il n’y a pas de déplacement de l’équilibre si K
est une grandeur sans dimensions (∆ν = 0).
∆ν = 0
Soit le système en équilibre: H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g) À l’équilibre:
KC =
[ HI ] e 2
C=n/V
[ H 2 ]e ⋅[ I2 ]e
Si on double le V du récipient : C = n / 2V
QC =
( [ HI ] ÷ 2) 2 =
[ HI ] 2 = K
→ une variation du volume _________________l’équilibre ( [ H 2 ] ÷ 2) ⋅ ( [ I 2 ] ÷ 2) [ H 2 ] [ I 2 ] C
QC =
( 2[ HI ] ) 2 =
[ HI ] 2 = K
Si on diminue de moitié le V du récipient : C = 2n / V
2[ H 2 ] ⋅ 2[ I 2 ] [ H2 ] ⋅[ I2 ] C
→ une variation du volume ________________l’équilibre
15