Équilibre chimique : exercices corrigés pas à pas

Exercices gratuits sur Équilibre chimique avec schémas, indices et corrigés complets. De nouvelles valeurs à chaque fois, à trois niveaux : Kc à partir des concentrations, Tableau ICE, tableau ICE avec une équation du second degré.

Exercice gratuitFacile
N2​0,2mol/L+3H2​0,4mol/L⇌2NH3​0,3mol/LKc​ = ?

Pour la réaction N2 + 3H2 ⇌ 2NH3, les concentrations à l’équilibre sont [N2] = 0,2 mol/L, [H2] = 0,4 mol/L, [NH3] = 0,3 mol/L. Trouvez la constante d’équilibre Kc.

[N2] = 0,2[H2] = 0,4[NH3] = 0,3
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Ce que vous travaillez

  1. FacileKc à partir des concentrations
  2. MoyenTableau ICE
  3. Difficiletableau ICE avec une équation du second degré

Comment résoudre les exercices de Équilibre chimique

  1. Écrivez Kc avec les produits au numérateur et les réactifs au dénominateur, chacun élevé à la puissance de son coefficient.
  2. Dressez un tableau d’avancement : état initial, variation (par pas de x fois les coefficients), équilibre.
  3. Remplacez les expressions à l’équilibre dans Kc et résolvez pour x.
  4. Vérifiez si x est assez petit pour une approximation ; sinon, résolvez l’équation du second degré.

Erreurs fréquentes

  • Oublier les exposants dans Kc.
  • Utiliser les concentrations initiales au lieu des concentrations à l’équilibre.
  • Utiliser l’approximation des petits x alors que x n’est pas petit.

Formules clés

Constante d’équilibre
Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b)
Tableau ICE
Initial, Changement (×coefficient), Équilibre
Équation du second degré
x = (−b + √(b² − 4ac))/(2a)

Apprendre Équilibre chimique depuis zéro

Avant cela : Molarité et dilution

1Ce qu’est l’équilibre chimique

De nombreuses réactions ne vont pas jusqu’au bout. Dès qu’un peu de produit se forme, il commence à réagir en sens inverse pour redonner les réactifs. La double flèche ⇌ le montre.

H₂ + I₂ ⇌ 2HI

Au début, la réaction directe est rapide, car il y a beaucoup de H₂ et de I₂. À mesure qu’ils sont consommés, elle ralentit, tandis que la réaction inverse s’accélère.

Au bout d’un moment, les deux réactions vont à la même vitesse. Les concentrations cessent alors de changer. Cet état s’appelle l’équilibre.

tc[H₂] = [I₂][HI]0,50,25

Les réactions ne se sont pas arrêtées. Les molécules réagissent toujours dans les deux sens, mais chaque HI qui se forme est compensé par un HI qui se décompose. Pensez à un escalator où des gens montent et descendent au même rythme : le nombre de personnes à chaque étage reste constant.

Auto-évaluation Qu’est-ce qui est vrai à l’équilibre chimique ?
  1. Les concentrations des réactifs et des produits sont égales
  2. Les deux réactions se sont arrêtées
  3. Les réactions directe et inverse ont la même vitesse
  4. Tous les réactifs se sont transformés en produits

Réponse: Les réactions directe et inverse ont la même vitesse. À l’équilibre, les deux vitesses sont égales, donc les concentrations restent constantes. Elles ne sont pas forcément égales entre elles, et les réactions continuent.

2La constante d’équilibre Kc

À l’équilibre, les concentrations obéissent toujours à un rapport fixe, la constante d’équilibre. Pour une réaction aA + bB ⇌ cC + dD :

Kc = [C]c · [D]d / ([A]a · [B]b)

Les crochets désignent la concentration en mol/L à l’équilibre. Les produits vont au numérateur, les réactifs au dénominateur, et chacun est élevé à la puissance de son coefficient.

Pour H₂ + I₂ ⇌ 2HI, cela donne Kc = [HI]² / ([H₂] · [I₂]).

  • Un Kc grand (très supérieur à 1) : à l’équilibre, il y a surtout des produits.
  • Un Kc petit (très inférieur à 1) : il y a surtout des réactifs.
  • Kc ne varie qu’avec la température, pas avec les quantités de départ.

Principe de Le Chatelier : si l’on perturbe un équilibre, il se déplace pour annuler une partie de la perturbation. Ajouter un réactif le pousse vers les produits ; retirer un produit a le même effet.

Auto-évaluation Pour N₂O₄ ⇌ 2NO₂, [N₂O₄] = 0,08 mol/L et [NO₂] = 0,2 mol/L à l’équilibre. Quel est Kc ?
  1. 0,4
  2. 0,5
  3. 2,5
  4. 2

Réponse: 0,5. Kc = [NO₂]² / [N₂O₄] = 0,04 / 0,08 = 0,5. Oublier le carré donne 0,2 / 0,08 = 2,5, et inverser la fraction donne 2.

3Le tableau d’avancement (tableau ICE)

Souvent, vous ne connaissez que les concentrations initiales et Kc. Un tableau ICE permet de suivre l’évolution de chaque espèce :

  • Initial : les concentrations au départ.
  • Changement : chaque substance varie de x fois son coefficient. Les réactifs diminuent (−), les produits augmentent (+).
  • Équilibre : initial plus changement.

Pour H₂ + I₂ ⇌ 2HI en partant de 0,5 mol/L de H₂ et de I₂ :

  • H₂ : 0,5 − x
  • I₂ : 0,5 − x
  • HI : 0 + 2x

Placez ensuite la ligne d’équilibre dans l’expression de Kc et résolvez pour x.

Quand les deux membres sont des carrés parfaits, comme ici, prenez la racine carrée des deux côtés. Sinon, vous obtenez une équation du second degré ax² + bx + c = 0, et vous gardez la racine qui donne des concentrations positives :

x = (−b + √(b² − 4ac)) / (2a)
Auto-évaluation Vous partez de 1,0 mol/L de N₂O₄ seulement, et x mol/L réagissent : N₂O₄ ⇌ 2NO₂. Quelle est [NO₂] à l’équilibre ?
  1. 1,0 − 2x
  2. 2x
  3. x
  4. x²

Réponse: 2x. Chaque N₂O₄ qui réagit donne deux NO₂, donc la variation de NO₂ est +2x, en partant de 0. Écrire x oublie le coefficient ; le carré n’apparaît que plus tard, dans Kc.

4La méthode pas à pas

  1. Écrivez l’équation équilibrée et l’expression de Kc : produits sur réactifs, chacun à la puissance de son coefficient.
  2. Si les concentrations à l’équilibre sont données, remplacez-les et calculez Kc. C’est terminé.
  3. Sinon, établissez le tableau ICE avec une inconnue x, multipliée par les coefficients.
  4. Placez les expressions à l’équilibre dans Kc.
  5. Résolvez pour x : avec une racine carrée si les deux membres sont des carrés, sinon avec la formule du second degré.
  6. Trouvez la concentration demandée, et vérifiez que toutes les concentrations sont positives et redonnent Kc.

5Un exemple détaillé

Suivez chaque étape. Essayez de deviner la suivante avant de l’ouvrir.

Exemple détaillé

On place 0,5 mol/L de H₂ et 0,5 mol/L de I₂ dans un récipient et ils réagissent : H₂ + I₂ ⇌ 2HI, avec Kc = 4. Trouvez les concentrations à l’équilibre [HI] et [H₂].

1

Écrire Kc

Kc = [HI]² / ([H₂] · [I₂]) = 4
2

Établir le tableau ICE

Initial : H₂ 0,5, I₂ 0,5, HI 0. Changement : −x, −x, +2x.

Équilibre : [H₂] = [I₂] = 0,5 − x et [HI] = 2x.

3

Remplacer dans Kc

4 = (2x)² / (0,5 − x)²

Le numérateur et le dénominateur sont tous deux des carrés.

4

Prendre la racine carrée

2 = 2x / (0,5 − x)
1 − 2x = 2x ⇒ x = 0,25 mol/L
5

Trouver les concentrations

[HI] = 2x = 0,50 mol/L et [H₂] = [I₂] = 0,5 − 0,25 = 0,25 mol/L.

6

Vérifiez la réponse

0,50² / (0,25 · 0,25) = 0,25 / 0,0625 = 4

Cela redonne Kc = 4, et toutes les concentrations sont positives.

Réponse

[HI] = 0,50 mol/L et [H₂] = [I₂] = 0,25 mol/L

6Erreurs fréquentes

  • Oublier les exposants. Un coefficient de 2 signifie que la concentration est élevée au carré.
  • Mettre les réactifs au numérateur. Kc est toujours produits sur réactifs.
  • Utiliser les concentrations initiales dans Kc au lieu des concentrations à l’équilibre.
  • Oublier de multiplier x par le coefficient dans la ligne de changement : 2HI varie de 2x, pas de x.
  • Utiliser l’approximation « x est petit » alors qu’il ne l’est pas. Si x dépasse environ 5 % de la valeur de départ, résolvez l’équation du second degré.
  • Garder la racine négative de l’équation du second degré, ce qui donne une concentration négative.
Auto-évaluation Pour H₂ + I₂ ⇌ 2HI, les concentrations à l’équilibre sont [H₂] = 0,1, [I₂] = 0,1 et [HI] = 0,4 mol/L. Quel est Kc ?
  1. 0,0625
  2. 16
  3. 40
  4. 80

Réponse: 16. Kc = 0,4² / (0,1 · 0,1) = 0,16 / 0,01 = 16. Sans le carré, on obtient 40, et des produits sous les réactifs donnent 0,0625.

7À quoi ressemblent les questions d’examen

  • Facile : Kc à partir des concentrations. Toutes les concentrations à l’équilibre sont données ; écrivez Kc et calculez-le.
  • Moyen : tableau ICE. H₂ + I₂ ⇌ 2HI à partir de quantités de départ égales ; prenez la racine carrée pour trouver x, puis une concentration.
  • Difficile : tableau ICE avec une équation du second degré. Une substance comme PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂ se décompose à partir d’un état initial connu ; résolvez x² + Kc·x − Kc·c₀ = 0.

Exemple de question difficile : 0,5 mol/L de PCl₅ avec Kc = 0,2 donne x² + 0,2x − 0,1 = 0, donc x = 0,232 mol/L de Cl₂ et [PCl₅] = 0,268 mol/L.

Apprenez pas à pas dans l’applicationApprenez pas à pas dans l’application

Exemples corrigés

Exemple 1Facile
N2​O4​0,08mol/L⇌2NO2​0,05mol/LKc​ = ?

Pour la réaction N2O4 ⇌ 2NO2, les concentrations à l’équilibre sont [N2O4] = 0,08 mol/L, [NO2] = 0,05 mol/L. Trouvez la constante d’équilibre Kc.

[N2O4] = 0,08[NO2] = 0,05

Calculer Kc

Afficher les indices
  1. Les produits au numérateur, les réactifs au dénominateur.
  2. Chaque concentration est élevée à la puissance de son coefficient.
  3. K = [NO2]2/([N2O4]).
Afficher la réponse et la solution pas à pas

Équilibre chimique : pour aA + bB ⇌ cC + dD, la constante d’équilibre est Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b), avec les concentrations à l’équilibre. Un tableau ICE (Initial, Changement, Équilibre) relie les quantités initiales aux quantités à l’équilibre par une seule inconnue x, multipliée par les coefficients.

Expression de Kc

Kc = [NO2]2/([N2O4])

Remplacer

Kc = 0,052/(0,08) = 0,03125

Réponse

Kc = 0,03125
Exemple 2Moyen
H2​I2​HII0,20,20C−x−x+2xE0,2 − x0,2 − x2x

On introduit 0,2 mol/L de H₂ et 0,2 mol/L de I₂ dans un récipient, où ils réagissent : H₂ + I₂ ⇌ 2HI, avec Kc = 4. Trouvez la concentration à l’équilibre [HI].

[H₂]₀ = [I₂]₀ = 0,2 mol/LKc = 4

Calculer [HI] (mol/L)

Afficher les indices
  1. Dressez un tableau ICE dans lequel x mol/L de H₂ réagissent.
  2. Kc = (2x)²/((c₀ − x)²). Les deux membres sont des carrés : prenez la racine carrée.
  3. √K = 2 = 2x/(0,2 − x).
Afficher la réponse et la solution pas à pas

Équilibre chimique : pour aA + bB ⇌ cC + dD, la constante d’équilibre est Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b), avec les concentrations à l’équilibre. Un tableau ICE (Initial, Changement, Équilibre) relie les quantités initiales aux quantités à l’équilibre par une seule inconnue x, multipliée par les coefficients.

Expression à l’équilibre

4 = (2x)²/(0,2 − x)²

Prendre la racine carrée

2 = 2x/(0,2 − x) → x = 0,2·2/(2 + 2) = 0,1 mol/L

Concentration à l’équilibre

[HI] = 2x = 0,2 mol/L

Réponse

[HI] = 0,2 mol/L
Exemple 3Difficile
PCl5​PCl3​Cl2​I0,2500C−x+x+xE0,25 − xxx

PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec Kc = 0,04 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 0,25 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [Cl2].

[PCl₅]₀ = 0,25 mol/LKc = 0,04

Calculer [Cl2] (mol/L)

Afficher les indices
  1. Tableau ICE : PCl₅ diminue de x, PCl₃ et Cl₂ augmentent chacun de x.
  2. K = x²/(c₀ − x), ce qui se réécrit x² + K·x − K·c₀ = 0.
  3. Utilisez la formule du discriminant et gardez la racine positive.
Afficher la réponse et la solution pas à pas

Équilibre chimique : pour aA + bB ⇌ cC + dD, la constante d’équilibre est Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b), avec les concentrations à l’équilibre. Un tableau ICE (Initial, Changement, Équilibre) relie les quantités initiales aux quantités à l’équilibre par une seule inconnue x, multipliée par les coefficients.

Expression à l’équilibre

0,04 = x²/(0,25 − x) → x² + 0,04·x − 0,01 = 0

Résoudre l’équation du second degré

x = (−0,04 + √(0,04² + 4·0,01))/2 = 0,08198 mol/L

Concentration à l’équilibre

[Cl₂] = x = 0,08198 mol/L

Réponse

[Cl2] = 0,08198 mol/L

Questions et réponses

Équilibre chimique : de quoi s’agit-il ?

De nombreuses réactions ne vont pas jusqu’au bout. Dès qu’un peu de produit se forme, il commence à réagir en sens inverse pour redonner les réactifs. La double flèche ⇌ le montre.

Au début, la réaction directe est rapide, car il y a beaucoup de H₂ et de I₂. À mesure qu’ils sont consommés, elle ralentit, tandis que la réaction inverse s’accélère.

Équilibre chimique : comment résoudre les exercices étape par étape ?
  1. Écrivez Kc avec les produits au numérateur et les réactifs au dénominateur, chacun élevé à la puissance de son coefficient.
  2. Dressez un tableau d’avancement : état initial, variation (par pas de x fois les coefficients), équilibre.
  3. Remplacez les expressions à l’équilibre dans Kc et résolvez pour x.
  4. Vérifiez si x est assez petit pour une approximation ; sinon, résolvez l’équation du second degré.
Équilibre chimique : quelles sont les erreurs fréquentes ?
  • Oublier les exposants dans Kc.
  • Utiliser les concentrations initiales au lieu des concentrations à l’équilibre.
  • Utiliser l’approximation des petits x alors que x n’est pas petit.
Équilibre chimique : que couvrent les exercices ?
  • Facile: Kc à partir des concentrations
  • Moyen: Tableau ICE
  • Difficile: tableau ICE avec une équation du second degré

Chaque exercice a de nouvelles valeurs : vous apprenez la méthode, pas une réponse. Bloqué ? Ouvrez d’abord un petit indice, et l’explication complète seulement si vous en avez besoin.

Comment fonctionne l’entraînement

  • Chaque exercice a de nouvelles valeurs : vous apprenez la méthode, pas une réponse.
  • Bloqué ? Ouvrez d’abord un petit indice, et l’explication complète seulement si vous en avez besoin.
  • Votre progression, vos erreurs et vos exercices enregistrés sont conservés pour que vous puissiez réviser avant l’examen.

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Molarité et dilution

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