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Cependant, il arrive que notre corps ne soit pas tout à fait en équilibre. Il peut y avoir trop de glucose dans notre sang, ou peut-être pas assez. Le quotient de réaction est un moyen pratique d'examiner les réactions réversibles qui n'ont pas encore atteint l'équilibre.
- Ce résumé de cours a pour sujet le quotient de réaction \( Q_r \) en chimie.
- Nous allons définir la transformation chimique, espèce chimique, l'équilibre chimique et le quotient de réaction \( Q_r \) .
- Nous examinons l'expressionduquotient de réaction \( Q \) avant de voir en quoi il diffère de la constante d'équilibre, \( K_{eq} \) .
- Nous verrons ensuite des exemples de calcul du taux d'avancement final et du quotient de réaction.
- Enfin, nous nous pencherons sur la relation entre le quotient de réaction et l'énergie libre de Gibbs.
Transformation chimique
Une transformation chimique est un processus dans lequel une ou plusieurs substances qui s'appellent les réactifs, sont transformées en une ou plusieurs substances différentes qui s'appellent les produits.
Les substances sont soit des éléments chimiques, soit des composés. Une transformation chimique réarrange les atomes constitutifs des réactifs pour créer des substances différentes en tant que produits.
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
Une espèce chimique en chimie est définie comme le type d'ensemble qui comprend des entités chimiquement identiques. Ces espèces comprennent les ions, les radicaux ainsi que les atomes.
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 désigne l'état d'un système dans lequel les concentrations des réactifs et les concentrations des produits ne changent pas avec le temps et le système ne présente pas d'autres changements de propriétés.
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
Pour une réaction chimique, la constante d'équilibre peut être définie comme le rapport entre la quantité de réactif et la quantité de produit qui est utilisé pour déterminer le comportement chimique.
À l'équilibre, la vitesse de la réaction directe \( = \) la vitesse de la réaction indirecte.
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 :
| Réaction de décomposition de l'ammoniac : \( 2NH_3 \ \leftrightharpoons N_2 \ + \ 3H_2 \) |
| Pour les moles initiales \( 1 \) \( 0 \) \( 0 \) |
| Moles à l'équilibre \( 1-2 \alpha \) \( \alpha \) \( 3 \alpha \) |
| Pour \( C \) moles à l'équilibre \( C(1-2 \alpha ) \) \( C \alpha \) \( 3C \alpha \) |
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.
Le quotient de réaction est une valeur qui nous indique les quantités relatives de produits et de réactifs dans un système à un moment donné, à n'importe quel stade de la réaction.
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.
Pour un rappel de \( K_{eq} \) , consulte le résumé de cours "Constante d'équilibre". Il est important que tu comprennes les idées contenues dans ce résumé de cours avant de te familiariser avec \( Q \) .
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 :
$$ K_p = \frac{(P_C)_{eq}^c(P_D)_{eq}^d}{(P_A)_{eq}^a(P_B)_{eq}^b} $$
$$ Q_p = \frac{(P_C)^c(P_D)^d}{(P_A)^a(P_B)^b} $$
Comme pour la constante d'équilibre, \( Q_c \) ignore tout solide ou liquide pur dans le système, tandis que \( Q_p\) ignore toute espèce qui n'est pas gazeuse. C'est simple, en fait - tu les laisses complètement hors de l'équation.
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.
Comme \( K_{eq} \) , \( Q \) est techniquement basé sur les activités. La concentration d'une substance à un moment donné d'une réaction est en fait son activité de concentration, qui est sa concentration comparée à la concentration standard de l'espèce. Les deux valeurs sont généralement mesurées en \( M \) ou \( ( mol \ dm^{-3} ) \) , ce qui signifie que les unités s'annulent, laissant une quantité sans unité. La pression partielle est similaire - nous mesurons en fait l'activité de la pression, qui est la pression partielle de la substance par rapport à une pression standard. Une fois encore, l'activité de la pression n'a pas d'unités. Comme les deux formes de \( Q \) sont constituées de valeurs sans unité, \( Q \) lui-même est également 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.
Un mélange contient \( 0,5 \ M \) d'azote, \( 1,0 \ M \) d'hydrogène et \( 1,2 \ M \) d'ammoniac, tous présents sous forme de gaz. Calcule \( Q_c \) à cet instant précis. L'équation de la réaction réversible est donnée ci-dessous :
$$ N_{2}{(g)}+3H_{2}{(g)} \leftrightharpoons 2NH_{3}{(g)} $$
Nous devons d'abord écrire une expression pour \( Q_c \) . Au numérateur, nous trouvons les concentrations des produits, toutes élevées à la puissance de leur coefficient dans l'équation chimique, puis multipliées ensemble. Ici, notre seul produit est \( NH_{3} \) , et nous en avons deux moles dans l'équation. Par conséquent, le numérateur est \( [NH_3]^2 \) .
Comme dénominateur, nous trouvons les concentrations des réactifs, toutes élevées à la puissance de leur coefficient dans l'équation chimique, puis multipliées ensemble. Ici, les réactifs sont \( N_2 \) et \( H_2 \) . Nous avons une mole de \( N_2 \) et \( 3 moles \) de \( H_2 \) . Par conséquent, notre dénominateur est \( [N_2] [H_2]^3 \) . En mettant tout cela ensemble, nous trouvons une expression pour \( Q_c \) :
$$ Q_c = \frac{[NH_3]^2}{[N_2][H_2]^3} $$
Il ne nous reste plus qu'à substituer les concentrations données dans la question, en nous rappelant que \( Q_c \) n'a pas d'unités :
$$ Q_c = \frac{[NH_3]^2}{[N_2][H_2]^3} $$
$$ Q_c = \frac{[1.2]^2}{[0.5[1.0]^3} = 2.88 $$
Quelle est la relation entre le Quotient de réaction et l'énergie libre de Gibbs ?
Au cours de tes études, tu as peut-être rencontré l'énergie libre de Gibbs. Il s'agit d'une mesure de l'avantage thermodynamique d'une réaction, qui est liée au quotient de réaction \( Q \) par l'équation suivante :
$$ \Delta G = \Delta G^{o}+ RTln(Q) $$
Note ce qui suit :
\( \Delta G \) est la variation de l'énergie libre de Gibbs, mesurée en \( J \ mol^{-1} \) .
\( \Delta G^{o} \) est la variation de l'énergie libre de Gibbs standard, mesurée en \( J \ mol^{-1} \) .
\( R \) est la constante des gaz, mesurée en \( J \ mol^{-1} K^{-1} \) .
\( T \) est la température, mesurée en \( K \) .
Cela peut t'aider à identifier un équilibre ! Si \( \Delta G \) est égal à \( 0 \) , alors la réaction est à l'équilibre.
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.
Quotient de réaction - Points clés
- Une transformation chimique réarrange les atomes constitutifs des réactifs pour créer des substances différentes en tant que produits.
- Une espèce chimique est définie comme le type d'ensemble qui comprend des entités chimiquement identiques.
- L'équilibre chimique dans une réaction réversible est l'état dans lequel les réactions directes et indirectes se produisent à la même vitesse.
- la constante d'équilibre peut être définie comme le rapport entre la quantité de réactif et la quantité de produit qui est utilisé pour déterminer le comportement chimique.
- Le quotient de réaction, \( Q \) , est une valeur qui nous indique les quantités relatives de produits et de réactifs dans un système à un moment donné.
- Le taux d'avancement final d'un équilibre impliquant peut être calculé en connaissant la constante d'équilibre et la concentration du réactif/produit.
- Les types de quotient de réaction sont \( Q_c \) et \( Q_p \) :
- \( Q_c \) mesure la concentration aqueuse ou gazeuse à un moment donné.
- \( Q_p \) mesure la pression partielle gazeuse à un moment donné.
- Pour la réaction \( aA+bB \leftrightharpoons cC+dD \)
$$ Q_c = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b} $$
- Pour la même réaction,
$$ Q_p = \frac{(P_C)^c(P_D)^d}{(P_A)^a(P_B)^b} $$
- Le quotient de réaction \( Q_r \) est sans unité.
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Questions fréquemment posées en Quotient de réaction
Comment calculer le quotient de réaction ?
Le quotient de réaction est calculé pour la réaction aA(l)+bB(l) ↔cC(l) +dD(l)
Concentrations aqueuses : Qc = [C]c [D]d / [A]a [B]b
Pour la réaction :
aA(g)+bB(g) ↔ cC(g) +dD(g)
Pressions partielles : Qp= (PC)c (PD)d /(PA)a (PB)b
Quel est la formule de la réaction ?
La formule de réaction est la représentation symbolique d'une réaction chimique sous la forme de symboles et de formules chimiques. Les entités des réactifs sont indiquées à gauche et celles des produits à droite, et une flèche qui pointe vers les produits pour indiquer le sens de la réaction.
Comment se calcule le Qr ?
Le Qr se calcule pour :
Concentrations aqueuses : aA(l) + bB(l) → cC(l) + dD(l)
Qc = [C]c [D]d / [A]a [B]b
Pressions partielles : aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g)
Qp = (PC)c (PD)d / (PA)a (PB)b
Quelle est la formule de K ?
La formule de K pour la réaction réversible exprimée en termes de concentrations aqueuses :
aA(l)+bB(l) ↔ cC(l) +dD(l)
Kc = [C]c [D]d / [A]a [B]b
K en termes de pressions partielles :
aA(g)+bB(g)↔ cC(g) +dD(g)
Kp = (PC)c (PD)d / (PA)a (PB)b
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