Influences de la valeur de la constante de réaction et de l'état initial d'un système sur le taux d'avancement final d'une réaction
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Quelles sont les conditions initiales qui favoriseront cet avancement de la réaction dans le sens direct ? En quoi la constante d'équilibre K permet-elle de prévoir le taux d'avancement final de la réaction ?
Le taux d'avancement final, c'est-à-dire à l'équilibre, d'une réaction est le rapport entre l'avancement final expérimental et l'avancement maximal théorique :
Nous pourrions raisonner sur l'équation
générale de la réaction d'un acide sur
l'eau :
HA + H2O = A- +
H3O+.
Mais nous reprendrons plutôt l'exemple de la
réaction de l'acide éthanoïque avec
l'eau :
CH3COOH + H2O =
CH3COO- + H3O+.
On considère que les produits de la réaction n'ont pas été introduits dans les conditions initiales, donc les quantités de ces ions sont identiques :
[CH3COO-] = [H3O+] en général
et à l'équilibre :
On a introduit une certaine quantité d'acide éthanoïque de concentration Ci, sachant qu'une partie s'est transformée en ions éthanoate et que l'autre est restée sous forme CH3COOH.
On obtient la relation suivante, à l'équilibre
:
[CH3COOH]i =
[CH3COOH]eq +
[CH3COO-]eq ;
c'est-à-dire en remplaçant par leurs expressions,
les concentrations :
D'après cette relation, le taux d'avancement final est fonction de la constante d'équilibre K et de la concentration initiale de l'acide donc des conditions initiales.
Pour montrer ces évolutions, nous utiliserons la
représentation graphique de
Cette représentation graphique est croissante
entre 0 et 1.
Ce qui signifie que pour le premier cas par exemple, 4 % des réactifs de départ ont réagi seulement.
Expérimentalement pour différents acides à 1.10-3mol.L-1, lorsque K augmente, le taux d'avancement aussi :
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