constantes d'équilibre Kc et Kp carte mentale
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Comprendre le sujet
Les constantes d'équilibre Kc et Kp quantifient l'état d'équilibre d'une réaction chimique réversible. Kc s'exprime en concentrations molaires, Kp en pressions partielles pour les systèmes gazeux. Cette carte mentale présente leurs expressions, la relation qui les relie, l'influence de la température et les facteurs qui déplacent l'équilibre, avec des exemples concrets comme la synthèse de l'ammoniac.
Kc et Kp : deux expressions d'un même équilibre
Pour un système gazeux, un même équilibre peut être décrit par Kc, fondée sur les concentrations molaires, ou par Kp, fondée sur les pressions partielles. Les deux constantes sont liées par la relation Kp = Kc (RT)^Δn, où Δn représente la différence entre le nombre de moles gazeuses des produits et celui des réactifs. Lorsque Δn vaut zéro, comme dans la dissociation de HI en H2 et I2, Kp et Kc sont numériquement égales. Il faut rester attentif aux unités : selon la convention choisie pour les concentrations et les pressions, les constantes peuvent être adimensionnées, ce qui modifie leur valeur numérique sans changer la physique du système.
Ce qui change K et ce qui ne la change pas
Une erreur fréquente consiste à croire que la pression ou les concentrations modifient la constante d'équilibre. En réalité, seule la température change la valeur de K : pour une réaction exothermique, K diminue quand la température augmente, et inversement pour une réaction endothermique. Ajouter un réactif ou augmenter la pression déplace l'équilibre dans le sens qui limite la perturbation, selon le principe de Le Chatelier, mais K garde la même valeur à température donnée. De même, un catalyseur accélère l'obtention de l'équilibre sans modifier K ni la composition finale. Comparer le quotient de réaction Q à K permet de prévoir le sens de l'évolution spontanée du système.
Exemple de la synthèse de l'ammoniac
La synthèse de l'ammoniac, N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3, illustre l'usage de Kp. Ici Δn vaut 2 − 4 = −2, donc Kp et Kc diffèrent nettement. La réaction est exothermique : une température basse favorise thermodynamiquement l'ammoniac, mais ralentit cinétiquement la réaction. Les procédés industriels cherchent donc un compromis entre température, pression élevée, qui déplace l'équilibre vers le côté où le nombre de moles gazeuses est plus faible, et catalyseur. Cet exemple montre qu'une constante d'équilibre seule ne suffit pas à décider des conditions pratiques : thermodynamique et cinétique doivent être considérées ensemble.
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Questions de révision
Quelle est la différence entre Kc et Kp ?
Kc s'exprime à partir des concentrations molaires des espèces à l'équilibre, tandis que Kp utilise les pressions partielles des gaz. Pour un système gazeux, elles sont reliées par Kp = Kc (RT)^Δn, où Δn est la variation du nombre de moles gazeuses entre produits et réactifs. Si Δn = 0, les deux constantes sont égales.
Pourquoi les solides purs n'apparaissent-ils pas dans l'expression de K ?
Parce que leur concentration effective, liée à leur densité, est constante tant que le solide est présent. Inclure une grandeur constante n'apporterait aucune information, donc on la regroupe dans la valeur de K. C'est pourquoi, dans la décomposition du carbonate de calcium, Kp ne dépend que de la pression partielle du CO2.
Augmenter la pression change-t-il la valeur de Kp ?
Non. À température fixée, Kp reste constante : c'est la composition à l'équilibre qui se déplace, le système évoluant vers le côté comportant le moins de moles gazeuses. Seule une variation de température modifie la valeur de la constante d'équilibre, selon que la réaction est exothermique ou endothermique.