Les équilibres chimiques. I) Notion d’équilibre chimique. A) On parle d’équilibre chimique quand la réaction est limitée c’est à dire quand aucun des corps réagissant ne disparaît complètement.

B) Exemple : estérification : acide carboxylique qui réagit avec un alcool et donne un ester et une molécule d’eau. Réaction limité : aucun réactif n’est consommé.
Acide éthanoïque + éthanol = éthanoate d’éthyle + eau

Remarque : Dans le cas d’une réaction totale il y a au moins un des réactifs qui est entièrement consommé. Dans le cas d’une réaction limité l’état final est un état d’équilibre car il est atteint quand les deux réactions inverses l’une de l’autre ont lieu simultanément de tel sorte qu’il semble qu’il n’y a plus de réaction. C) Systèmes chimiques homogènes ou hétérogènes.
Un système homogène est constitué d’une seule phase (soit tous les constituants du système gazeux, soit c’est un mélange de liquide) N2g + 3H2g = 2NH3g
Un système chimique est dit hétérogène si il est constitué de plusieurs phase différentes (solide, liquide, gaz). II) La quantitative (Loi de Guldberg et Waage ou loi d’action de masse) 1) Cas des systèmes homogènes :
L’équilibre chimique d’équation : aA +bB = cC + dD

Les corps A, B, C et D sont dans ce cas soit tous des corps liquide, soit tous des corps gazeux, dans ce cas les concentrations molaires des corps en présence à l’équilibre vérifie la réaction suivante :
Kc =

Au numérateur c’est toujours se qui concerne les produits et au dénominateur concerne les réactifs.
Le Kc reste toujours la même valeur, c’est une constante qui caractérise la réaction pour une température donnée, elle ne dépend pas des conditions initial.
Exemple : utilisé pour les liquides et les gaz.

Dans le cas des systèmes homogènes gazeux on utilise une autre constante d’équilibre noté Kp et relative au pression partiel des différents gaz intervenant dans le système.
Kp =
La pression