Interprétation microscopique de l'état d'équilibre d'un système - Maxicours

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Interprétation microscopique de l'état d'équilibre d'un système

Objectif : Un système est à l'équilibre lorsque, à la température T et la pression P, les concentrations des réactifs et des produits n'évoluent plus ce qui correspond à l'état final de la réaction.
Comment expliquer microscopiquement cette « non évolution » ? Pourquoi représente-t-on cet équilibre par le signe « = » dans les équations des transformations ?
1. Définition d'une réaction chimique du point de vue microscopique
On considère le système chimique :
A + B = C + D.

Dire qu'une réaction chimique a lieu entre A et B signifie qu'après leur rencontre dans un solvant, il se forme deux nouvelles entités C et D.
Les liaisons chimiques ont été rompues pour passer de (A + B) à (C + D).

Ce sont les chocs efficaces qui conduisent à ces ruptures, c'est-à-dire à la réaction chimique, mais il existe des chocs élastiques qui ne modifient pas les liaisons.

Plus la concentration des espèces est grande, plus la probabilité de rencontres et de chocs efficaces sera grande, plus la réaction sera efficace.

2. Définition de l'état d'équilibre chimique du point de vue microscopique
Si à l'état initial le système ne comporte que les espèces chimiques A et B, il ne se produit d'abord que la réaction dans le sens direct (1) : A + B -> C + D de vitesse v1.

Au cours du temps l'augmentation de l'avancement de cette réaction a pour conséquences :

  • La diminution des quantités des espèces A et B, ainsi que du nombre de chocs efficaces entre elles, donc la diminution de v1.
  • L'augmentation des quantités des espèces C et D, ainsi que du nombre de chocs efficaces entre elles, donc l'augmentation de la vitesse de réaction v2 dans le sens inverse (2) : C + D = A + B.
Lorsque les deux vitesses v1 et v2 s'égalisent :
Lorsque v1 = v2, la quantité de matière, par exemple de A, consommée par la réaction directe (1) sera égale à la quantité formée au cours de la réaction inverse (2) : donc les concentrations chimiques ne varient plus.

Le système n'évolue donc plus mais n'est pas figé car l'agitation thermique est intense car les deux réactions inverses ont lieu en même temps et à la même vitesse.

C'est ce qu'on appelle un état d'équilibre dynamique :

 

A + B -> C + D (1).
C + D = A + B (2).
Au niveau macroscopique :
A notre échelle, le système ne semble pas évoluer car les grandeurs observables telle que la température ou le pH ne changent plus même si l'agitation microscopique existe du fait des deux réactions simultanées.
3. Équation bilan d'un équilibre chimique
Pour une transformation à l'état d'équilibre, dite limitée, l'écriture de l'équation chimique s'écrit avec un signe « = » qui symbolise le fait que la transformation est décrite microscopiquement par deux réactions inverses l'une de l'autre :
réactifs = produits.

 

L'essentiel

A l'état d'équilibre d'un système chimique dont l'évolution est représentée par l'équation: A + B = C + D.

Il disparaît, à chaque instant, autant d'entités par la réaction direct (1) qu'il en apparaît par la réaction inverse (2) :

A + B -> C + D (1).
C + D = A + B (2).

En effet les deux réactions inverses s'équilibrent l'une l'autre car elles se produisent à la même vitesse : c'est l'état d'équilibre dynamique.

Les quantités de matière seront donc constantes, à une température et une pression donnée, le signe « = » sera alors utilisé systématiquement pour toute équation de transformation à moins de démontrer que la réaction est quasi totale et mettre une flèche -> dans l'équation bilan.

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