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
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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