Chapitre 1 : Équilibre chimique — Résumé
1. Définition
Un système est en équilibre chimique lorsque ses propriétés macroscopiques (pression, température, composition) restent constantes dans le temps.
2. Types de réactions
- Pas de réaction : le système ne change pas.
- Réaction totale : disparition d'un réactif.
- Réaction limitée : coexistence des réactifs et produits (équilibre).
3. Équilibre homogène
Toutes les substances sont dans la même phase : gaz, liquides miscibles ou solution.
4. Équilibre hétérogène
Les substances sont dans différentes phases (solide, liquide ou gaz).
5. Loi d’action de masse
Pour une réaction :
aA + bB ⇌ cC + dD
La constante d’équilibre est :
Kc = [C]c [D] d / [A]a [B]b
6. Constantes d’équilibre
- Kc : en fonction des concentrations
- Kp : en fonction des pressions partielles
- Kx : en fonction des fractions molaires
- Kn : en fonction des nombres de moles
7. Principe de Le Chatelier
Toute modification d’un facteur d’équilibre entraîne un déplacement de l’équilibre dans le sens qui s’oppose à cette modification.
8. Effet de la température
- Augmentation de température → réaction endothermique
- Diminution de température → réaction exothermique
9. Effet de la pression
Une augmentation de pression favorise le côté avec le plus petit nombre de moles gazeuses.
10. Effet de la concentration
- Augmenter un réactif → réaction directe
- Augmenter un produit → réaction inverse
- Diminuer un réactif → réaction inverse
- Diminuer un produit → réaction directe
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