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Spécialité Physique-Chimie · Classe de Terminale

Équilibres chimiques et constante d'équilibre

Constitution et transformations de la matière — réactions réversibles, quotient de réaction et constante d'équilibre $K°$

À propos de cette page
Cette évaluation sur « Équilibres chimiques et constante d'équilibre » en terminale permet de faire le point sur ses connaissances en spécialité physique-chimie, comme lors d'un véritable contrôle. Elle suit le programme officiel de terminale et propose plusieurs exercices notés sur 20, avec un corrigé détaillé. Au programme : Réactions réversibles et état d'équilibre, Quotient de réaction $Q_r$, Constante d'équilibre $K°$, Critère d'évolution : comparer $Q_r$ à $K°$. Travaille seul, chronomètre-toi, puis compare tes réponses au corrigé pour identifier les points à revoir. Parfait pour mesurer ses progrès et réviser efficacement. Évaluation gratuite conçue par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de terminale en spécialité physique-chimie.
Évaluation finale · Niveau difficile · Durée 60 min · Noté sur 20
60:00

Évaluation complète de fin de chapitre, tout en niveau difficile. Travaille seul et sans aide, puis vérifie tes réponses avec le corrigé détaillé dépliable en bas de page.

Exercice 1 — Équilibre de dissolution d'un acide faible

/ 4 pts
  1. L'acide benzoïque $\mathrm{C_6H_5COOH}$ est un acide faible de $\mathrm{p}K_a = 4{,}20$ à 25 °C. On prépare une solution aqueuse de concentration $c_0 = 5{,}0 \times 10^{-2}\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$.
  2. 1. Écrire l'équation de la réaction de l'acide benzoïque avec l'eau en précisant le sens de la flèche.
  3. 2. Calculer $K_a$. Donner le résultat en notation scientifique.
  4. 3. En supposant $x \ll c_0$, calculer $[\mathrm{H_3O^+}]$ à l'équilibre puis le pH de la solution.
  5. 4. Vérifier la validité de l'approximation en calculant $\tau = [\mathrm{H_3O^+}]/c_0$.

Exercice 2 — Critère d'évolution et quotient de réaction

/ 4 pts
  1. On considère la réaction : $\mathrm{I_2(aq) + I^-(aq) \rightleftharpoons I_3^-(aq)}$ avec $K° = 700$ à 25 °C.
  2. 1. Écrire l'expression du quotient de réaction $Q_r$.
  3. 2. À un instant $t$, on mesure : $[\mathrm{I_2}] = 1{,}0 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol/L}$, $[\mathrm{I^-}] = 2{,}0 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol/L}$, $[\mathrm{I_3^-}] = 8{,}0 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol/L}$. Calculer $Q_r$.
  4. 3. Comparer $Q_r$ à $K°$ et en déduire le sens d'évolution du système à cet instant.
  5. 4. À l'équilibre, la concentration $[\mathrm{I_3^-}]$ sera-t-elle supérieure ou inférieure à $8{,}0 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol/L}$ ? Justifier.

Exercice 3 — Tableau d'avancement et constante d'équilibre

/ 5 pts
  1. On étudie la réaction : $\mathrm{H_2(g) + Br_2(g) \rightleftharpoons 2\,HBr(g)}$ à 700 K. On introduit $n_0(\mathrm{H_2}) = n_0(\mathrm{Br_2}) = 1{,}00\,\mathrm{mol}$ dans un réacteur de volume $V = 2{,}0\,\mathrm{L}$. À l'équilibre, on dose $n(\mathrm{HBr}) = 1{,}60\,\mathrm{mol}$.
  2. 1. Construire le tableau d'avancement (quantités en mol) et déterminer $x_{\text{éq}}$.
  3. 2. En déduire les concentrations à l'équilibre de $\mathrm{H_2}$, $\mathrm{Br_2}$ et $\mathrm{HBr}$.
  4. 3. Calculer $K°$ à 700 K.
  5. 4. Calculer le taux d'avancement $\tau$.
  6. 5. Peut-on qualifier cette réaction de quasi-totale ? Justifier.

Exercice 4 — Principe de Le Chatelier

/ 4 pts
  1. On considère la réaction exothermique de synthèse de l'ammoniac : $\mathrm{N_2(g) + 3\,H_2(g) \rightleftharpoons 2\,NH_3(g)}$, $\Delta H < 0$.
  2. 1. Expliquer l'effet d'une augmentation de la pression totale sur l'équilibre (sens de déplacement, justification en termes de moles de gaz).
  3. 2. Expliquer l'effet d'une augmentation de la température sur K° (augmente, diminue ou reste constant ?) et sur le sens de déplacement de l'équilibre.
  4. 3. Dans le procédé industriel Haber, on utilise un catalyseur (fer). Quel est son effet sur K° ?

Exercice 5 — Réaction entre acides et bases

/ 3 pts
  1. On mélange une solution d'acide chlorhydrique $\mathrm{HCl}$ ($c_1 = 0{,}10\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, $V_1 = 50\,\mathrm{mL}$) avec une solution d'ammoniaque $\mathrm{NH_3}$ ($c_2 = 0{,}10\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, $V_2 = 50\,\mathrm{mL}$). pKa($\mathrm{NH_4^+/NH_3}$) = 9,2. La réaction est : $\mathrm{NH_3(aq) + H_3O^+(aq) \rightleftharpoons NH_4^+(aq) + H_2O(l)}$.
  2. 1. Calculer les quantités initiales de HCl et de NH₃ (en mmol).
  3. 2. Déterminer K° de cette réaction, sachant que K° = 10^(pKa(NH₄⁺/NH₃)) = 10^(9,2). Conclure sur le caractère quasi-total ou non.
  4. 3. Les quantités initiales sont égales. Identifier l'espèce majoritaire à la fin de la réaction et calculer son pH en indiquant si c'est un acide ou une base.
✓Corrigé détaillé

Exercice 1 — Équilibre de dissolution d'un acide faible
Corrigé :
1. $\mathrm{C_6H_5COOH(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons C_6H_5COO^-(aq) + H_3O^+(aq)}$
2. $K_a = 10^{-\mathrm{p}K_a} = 10^{-4{,}20} \approx 6{,}31 \times 10^{-5}$
3. $x = \sqrt{K_a \times c_0} = \sqrt{6{,}31 \times 10^{-5} \times 5{,}0 \times 10^{-2}} = \sqrt{3{,}16 \times 10^{-6}} \approx 1{,}78 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$
$\mathrm{pH} = -\log(1{,}78 \times 10^{-3}) \approx 2{,}75$
4. $\tau = 1{,}78 \times 10^{-3} / 5{,}0 \times 10^{-2} = 3{,}56\,\% < 5\,\%$ → approximation valide.

Exercice 2 — Critère d'évolution et quotient de réaction
Corrigé :
1. $Q_r = \dfrac{[\mathrm{I_3^-}]}{[\mathrm{I_2}][\mathrm{I^-}]}$
2. $Q_r = \dfrac{8{,}0 \times 10^{-4}}{1{,}0 \times 10^{-3} \times 2{,}0 \times 10^{-3}} = \dfrac{8{,}0 \times 10^{-4}}{2{,}0 \times 10^{-6}} = 400$
3. $Q_r = 400 < K° = 700$ → le système évolue dans le sens direct (formation de $\mathrm{I_3^-}$).
4. Comme le système évolue dans le sens direct, $\mathrm{I_3^-}$ est produit → $[\mathrm{I_3^-}]$ augmente jusqu'à l'équilibre, elle sera supérieure à $8{,}0 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol/L}$.

Exercice 3 — Tableau d'avancement et constante d'équilibre
Corrigé :
1. $n(\mathrm{HBr})_{\text{éq}} = 2x_{\text{éq}} = 1{,}60\,\mathrm{mol}$ → $x_{\text{éq}} = 0{,}80\,\mathrm{mol}$. $n(\mathrm{H_2})_{\text{éq}} = n(\mathrm{Br_2})_{\text{éq}} = 1{,}00 - 0{,}80 = 0{,}20\,\mathrm{mol}$.
2. $[\mathrm{H_2}] = [\mathrm{Br_2}] = 0{,}20/2{,}0 = 0{,}10\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ ; $[\mathrm{HBr}] = 1{,}60/2{,}0 = 0{,}80\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$.
3. $K° = \dfrac{(0{,}80)^2}{(0{,}10)(0{,}10)} = \dfrac{0{,}64}{0{,}01} = 64$
4. $x_{\text{max}} = 1{,}00\,\mathrm{mol}$ (si la réaction était totale) ; $\tau = 0{,}80/1{,}00 = 0{,}80$ soit 80 %.
5. $\tau = 80\,\% < 99\,\%$ → la réaction n'est pas quasi-totale, c'est une réaction d'équilibre partielle. (Cependant K° = 64 >> 1 ce qui montre que les produits sont favorisés.)

Exercice 4 — Principe de Le Chatelier
Corrigé :
1. Augmenter la pression déplace l'équilibre vers le sens qui diminue le nombre total de moles de gaz. Sens direct : 4 moles de gaz (N₂ + 3H₂) → 2 moles (2NH₃). L'équilibre se déplace dans le sens direct, favorisant la formation de NH₃.
2. La réaction directe est exothermique (dégage de la chaleur). Augmenter T revient à ajouter de la chaleur → Le Chatelier déplace l'équilibre dans le sens endothermique (sens inverse) pour absorber la chaleur. $K°$ diminue avec T pour une réaction exothermique.
3. Le catalyseur accélère l'atteinte de l'équilibre mais ne modifie pas $K°$ (ni la position de l'équilibre).

Exercice 5 — Réaction entre acides et bases
Corrigé :
1. $n(\mathrm{HCl}) = 0{,}10 \times 0{,}050 = 5{,}0\,\mathrm{mmol}$ ; $n(\mathrm{NH_3}) = 0{,}10 \times 0{,}050 = 5{,}0\,\mathrm{mmol}$.
2. $K° = 10^{9{,}2} \approx 1{,}6 \times 10^9 \gg 1$ → réaction quasi-totale.
3. Les deux réactifs sont en quantités égales (mélange équimolaire) → ils sont quasi-totalement consommés → le produit majoritaire est $\mathrm{NH_4^+}$ (concentration ≈ 5,0 mmol / 100 mL = 0,050 mol/L). $\mathrm{NH_4^+}$ est un acide faible (pKa = 9,2). pH ≈ $\frac{1}{2}(9{,}2 - \log 0{,}050) = \frac{1}{2}(9{,}2 + 1{,}30) = \frac{1}{2} \times 10{,}5 = 5{,}25$.

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