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Constante d'équilibre

Sommaire

1 Définition

2 Exemples de constantes d'équilibre

2.1 Équilibres acido-basiques

2.1.1 Constante d'acidité Ka
2.1.2 Constante de basicité Kb
2.1.3 Le produit ionique Ke

2.2 Solubilité des sels, le produit de solubilité Ks

3 Voir aussi

Définition

En chimie, une constante d'équilibre sert à caractériser l'état d'équilibre d'une réaction. Si l'équation chimique est du type

αA + βB = γC + δD

où α, β, γ et δ sont des coefficients stœchiométriques, et A, B, C, D des espèces chimiques, alors on a pour constante d'équilibre :

$K=\frac{[C]^\gamma.[D]^\delta}{[A]^\alpha.[B]^\beta}$

Si l'une des espèces chimiques est un solvant (et est donc ultra-majoritaire en solution) ou un solide, on remplace sa concentration par 1. De plus, la constante d'équilibre est toujours sans unité. On peut considérer la réaction chimique comme totale si K>10⁴, et on peut alors écrire

αA + βB → γC + δD.

Si les concentrations d'un soluté est très élevée, on ne peut plus utiliser sa concentration, il faut alors utiliser son activité a.

L'énergie libre ΔG⁰ d'une réaction (enhtalpie molaire) est reliée à sa constante d'équilibre par :

ΔG⁰ = -R·T·ln(K)

où R est la constante des gaz parfaits et T est la température absolue (en kelvin). On a donc à l'inverse :

$K = \exp \left( - \frac{\Delta G^0}{RT} \right )$

Exemples de constantes d'équilibre

Équilibres acido-basiques

Constante d'acidité K_a

Dans le cas d'un acide faible (qui ne se dissocie pas totalement dans l'eau), on utilise une constante nommée constante d'acidité pour caractériser l'équilibre de l'équation :

AH + H₂O = A^- + H₃O⁺,

avec AH l'acide, A^- sa base conjuguée. On a alors comme constante d'acidité :

$K_a=\frac{[A^-].[H_3O^+]}{[AH]}$ .

Plus la constante d'acidité est forte, plus l'acide se dissocie dans l'eau, et donc plus l'acide est fort.

Par commodité pour les calculs, on utilise souvent le pK_a au lieu du K_a, défini ainsi : pK_a = -log₁₀K_a

Constante de basicité Kb

Dans le cas d'une base faible (qui ne se dissocie pas totalement dans l'eau), on utilise une constante nommée constante de basicité pour caractériser l'équilibre de l'équation : B^- + H₂O = BH + HO^-, avec B^- la base, BH son acide conjugué. On a alors comme constante de basicité : $K_b=\frac{[BH].[HO^-]}{[B^-]}$ .

Plus la constante de basicité est forte, plus la base se dissocie dans l'eau, et donc plus la base est forte.

Par commodité pour les calculs, on utilise souvent le pKb au lieu du Kb, défini ainsi : pK_b = -log₁₀K_b

Le produit ionique Ke

Les constantes d'acidité et de basicité d'un produit sont reliées par la relation : , où Ke est le produit ionique du produit (par exemple, Ke vaut pour l'eau)

En utilisant la notation logarithmique, l'égalité devient :