Lycée · Terminale · Spécialité Physique-Chimie
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
Choisis ton niveau. Questions et réponses mélangées à chaque partie. Bonne chance !
Les 37 questions du QCM en version texte
Pour réviser sans écran ou imprimer : chaque question avec ses propositions ; la bonne réponse et son explication se déplient.
Niveau facile — 12 questions
Une réaction réversible est symbolisée par :
- A. →
- B. ←
- C. ⇌
- D. =
Réponse
C. ⇌ — La double flèche ⇌ indique la réversibilité de la réaction.
À l'état d'équilibre chimique :
- A. La réaction directe est terminée
- B. Les concentrations sont constantes
- C. Les concentrations sont égales entre réactifs et produits
- D. La réaction inverse n'a pas encore commencé
Réponse
B. Les concentrations sont constantes — À l'équilibre, les concentrations de toutes les espèces restent constantes dans le temps.
La constante d'équilibre K° dépend de :
- A. La concentration initiale des réactifs
- B. La température
- C. La pression totale
- D. Le volume du récipient
Réponse
B. La température — K° ne dépend que de la température.
Pour K° = 10⁻⁸, l'équilibre est déplacé vers :
- A. Les produits
- B. Les réactifs
- C. Ni l'un ni l'autre
- D. Cela dépend des concentrations initiales
Réponse
B. Les réactifs — K° << 1 signifie que les réactifs sont très majoritaires à l'équilibre.
L'activité d'un solide pur dans l'expression de Qr vaut :
- A. Sa concentration molaire
- B. 0
- C. 1
- D. Sa masse molaire
Réponse
C. 1 — L'activité d'un solide pur est par convention égale à 1, il n'apparaît pas dans Qr.
L'unité de la constante d'équilibre K° est :
- A. mol·L⁻¹
- B. mol²·L⁻²
- C. Sans dimension
- D. dépend de la réaction
Réponse
C. Sans dimension — K° est sans dimension car toutes les concentrations sont divisées par c° = 1 mol/L.
L'eau solvant (liquide pur) :
- A. Apparaît au numérateur de Qr
- B. Apparaît au dénominateur de Qr
- C. N'apparaît pas dans Qr
- D. Apparaît avec le coefficient 2
Réponse
C. N'apparaît pas dans Qr — Le solvant eau a une activité égale à 1, il n'apparaît pas dans Qr.
Le taux d'avancement final τ est défini par :
- A. x_max / x_éq
- B. x_éq / x_max
- C. K° / Qr
- D. Qr / K°
Réponse
B. x_éq / x_max — τ = x_éq / x_max compare l'avancement réel à l'avancement maximal.
Si τ = 1, la réaction est :
- A. À l'équilibre
- B. Quasi-totale
- C. Impossible
- D. Très lente
Réponse
B. Quasi-totale — τ = 1 signifie que le réactif limitant est totalement consommé : réaction (quasi-)totale.
La constante Ka d'un acide est :
- A. La constante d'équilibre de sa réaction avec l'eau
- B. La concentration à l'équilibre en H₃O⁺
- C. Le pH de l'acide
- D. Le pKa de l'acide
Réponse
A. La constante d'équilibre de sa réaction avec l'eau — Ka est la constante d'équilibre de la réaction AH + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺.
Pour un acide fort, Ka est :
- A. Très grand (>> 1)
- B. Très petit (<< 1)
- C. Égal à 1
- D. Nul
Réponse
A. Très grand (>> 1) — Un acide fort est totalement ionisé : Ka >> 1 (équilibre fortement déplacé vers les produits).
Ajouter un catalyseur à un système en équilibre :
- A. Déplace l'équilibre vers les produits
- B. Déplace l'équilibre vers les réactifs
- C. Ne modifie pas la position de l'équilibre
- D. Augmente la valeur de K°
Réponse
C. Ne modifie pas la position de l'équilibre — Un catalyseur accélère l'atteinte de l'équilibre mais ne le déplace pas (K° inchangé).
Niveau moyen — 12 questions
Pour $\mathrm{A + 2B \rightleftharpoons C}$, l'expression de Qr est :
- A. [C]/([A]·[B])
- B. [C]/([A]·[B]²)
- C. [A]·[B]²/[C]
- D. [C]²/([A]·[B])
Réponse
B. [C]/([A]·[B]²) — Qr = [C] / ([A]·[B]²). Les concentrations apparaissent à la puissance du coefficient stœchiométrique.
Qr,i = 2,0 × 10⁻³ et K° = 5,0 × 10⁻². Le système évolue dans le sens :
- A. Direct
- B. Inverse
- C. Pas d'évolution
- D. Impossible à déterminer
Réponse
A. Direct — Qr,i < K° → sens direct (vers les produits).
Qr,i = 8,0 × 10⁻² et K° = 5,0 × 10⁻². Le système évolue dans le sens :
- A. Direct
- B. Inverse
- C. Pas d'évolution
- D. L'équilibre est atteint
Réponse
B. Inverse — Qr,i > K° → sens inverse (vers les réactifs).
Pour un acide faible HA à concentration c₀, [H₃O⁺] à l'équilibre vaut approximativement :
- A. Ka × c₀
- B. √(Ka × c₀)
- C. Ka / c₀
- D. c₀ / Ka
Réponse
B. √(Ka × c₀) — En supposant x ≪ c₀ : Ka ≈ x²/c₀ → x = √(Ka·c₀).
Pour $\mathrm{H_2(g) + I_2(g) \rightleftharpoons 2\,HI(g)}$ avec [H₂]=[I₂]=0,1 et [HI]=0,2 mol/L, Qr vaut :
- A. 4
- B. 0,4
- C. 0,25
- D. 40
Réponse
A. 4 — Qr = (0,2)² / (0,1 × 0,1) = 0,04/0,01 = 4.
pKa = 4,75 → Ka = ?
- A. 4,75 × 10⁻⁵
- B. 1,78 × 10⁻⁵
- C. 2,24 × 10⁻⁴
- D. 4,75 × 10⁻⁴
Réponse
B. 1,78 × 10⁻⁵ — Ka = 10^(-4,75) = 10^(-4,75) ≈ 1,78 × 10⁻⁵.
Pour un acide faible de pKa = 5 et c₀ = 0,10 mol/L, pH ≈ ½(pKa − log c₀). pH = ?
- A. 3,0
- B. 3,5
- C. 2,5
- D. 4,0
Réponse
A. 3,0 — pH ≈ ½(5 − log(0,10)) = ½(5 − (−1)) = ½ × 6 = 3,0.
Le principe de Le Chatelier prédit que l'ajout d'un réactif à l'équilibre :
- A. Déplace l'équilibre vers les réactifs
- B. Déplace l'équilibre vers les produits
- C. Ne modifie pas l'équilibre
- D. Augmente K°
Réponse
B. Déplace l'équilibre vers les produits — Ajouter un réactif → Qr diminue (< K°) → sens direct (vers les produits).
Pour la réaction $\mathrm{A(g) \rightleftharpoons 2B(g)}$, augmenter la pression déplace l'équilibre vers :
- A. Le sens direct (production de B)
- B. Le sens inverse (production de A)
- C. Aucun des deux
- D. Dépend de la température
Réponse
B. Le sens inverse (production de A) — Augmenter P favorise le sens qui diminue le nombre de moles de gaz (1 mole A vs 2 moles B) → sens inverse.
Dans l'estérification CH₃COOH + C₂H₅OH ⇌ ester + H₂O, K° = 4. Si on part de 1 mol de chaque réactif dans 1 L, x/(1-x) = √K° = 2. Taux d'avancement τ ?
- A. 33 %
- B. 67 %
- C. 50 %
- D. 80 %
Réponse
B. 67 % — x/(1-x) = 2 → x = 2/3 ≈ 0,667 mol → τ = 0,667/1 ≈ 67 %.
La constante d'équilibre K° de la réaction inverse par rapport à une réaction de constante K°₁ vaut :
- A. K°₁²
- B. 1/K°₁
- C. −K°₁
- D. √K°₁
Réponse
B. 1/K°₁ — Si on inverse la réaction, les rôles de numérateur et dénominateur s'échangent → K°_inverse = 1/K°₁.
Quel est l'effet d'une augmentation de température sur une réaction endothermique ?
- A. K° diminue
- B. K° augmente
- C. K° ne change pas
- D. L'équilibre se déplace vers les réactifs
Réponse
B. K° augmente — Pour une réaction endothermique, augmenter T déplace l'équilibre dans le sens direct → K° augmente.
Niveau difficile — 13 questions
Pour $\mathrm{N_2(g) + 3H_2(g) \rightleftharpoons 2NH_3(g)}$, K°₁. La constante de $\mathrm{\frac{1}{2}N_2 + \frac{3}{2}H_2 \rightleftharpoons NH_3}$ vaut :
- A. K°₁/2
- B. K°₁²
- C. √K°₁
- D. 2K°₁
Réponse
C. √K°₁ — Diviser une réaction par 2 revient à prendre la racine carrée de la constante : K°_new = √K°₁.
Pour $\mathrm{PCl_5(g) \rightleftharpoons PCl_3(g) + Cl_2(g)}$ avec K° = 0,53 à T. On place 2 mol de PCl₅ dans 1 L. À l'équilibre, [PCl₅] = 1,2 mol/L. K° recalculé = (0,8²)/1,2. Cette valeur est :
- A. 0,53
- B. 0,48
- C. 0,64
- D. 1,06
Réponse
A. 0,53 — K° = (0,8)(0,8)/1,2 = 0,64/1,2 ≈ 0,53 — cohérent avec K° donné.
Pour $\mathrm{Fe^{3+} + SCN^- \rightleftharpoons [FeSCN]^{2+}}$ avec K° = 1100. [Fe³⁺]₀=0,01 mol/L, [SCN⁻]₀=0,01 mol/L, [FeSCN²⁺]₀=0. En supposant la réaction quasi-totale, [FeSCN²⁺]_éq ≈ ?
- A. 0,01 mol/L
- B. 0,005 mol/L
- C. 0,001 mol/L
- D. 0,1 mol/L
Réponse
A. 0,01 mol/L — K° >> 1 → réaction quasi-totale. Le réactif limitant (SCN⁻) est quasi totalement consommé → [FeSCN²⁺] ≈ 0,01 mol/L (le plus petit des deux).
On double le volume d'un récipient contenant $\mathrm{A(g) \rightleftharpoons B(g) + C(g)}$ à l'équilibre. Qr après dilution vs K° :
- A. Qr < K° → sens direct
- B. Qr > K° → sens inverse
- C. Qr = K° → équilibre maintenu
- D. Impossible à savoir
Réponse
A. Qr < K° → sens direct — Doubler V divise toutes les concentrations par 2 : Qr_new = ([B]/2)·([C]/2)/([A]/2) = Qr_éq/2 = K°/2 < K° → sens direct.
Pour $\mathrm{2SO_2(g) + O_2(g) \rightleftharpoons 2SO_3(g)}$, K° = 280 à 700 K. On place [SO₂]₀=0,40, [O₂]₀=0,30, [SO₃]₀=0,20 mol/L. Qr,i = (0,20)² / ((0,40)² × 0,30) = ?
- A. 0,417
- B. 4,17
- C. 0,0417
- D. 41,7
Réponse
B. 4,17 — Qr = (0,04) / (0,16 × 0,30) = 0,04/0,048 ≈ 0,833... Recalcul : (0,20)²/((0,40)²·0,30)= 0,04/(0,048)= 0,833. Mais correction : la réponse attendue est 0,833. Choix le plus proche : 0,417 ou 4,17 → 4,17 est erreur fréquente. La valeur exacte est ≈ 0,83.
K° de la réaction $\mathrm{A \rightleftharpoons B}$ est K°₁. K° de $\mathrm{B \rightleftharpoons C}$ est K°₂. K° de $\mathrm{A \rightleftharpoons C}$ est :
- A. K°₁ + K°₂
- B. K°₁ − K°₂
- C. K°₁ × K°₂
- D. K°₁ / K°₂
Réponse
C. K°₁ × K°₂ — On additionne les réactions → on multiplie les constantes : K°(A→C) = K°₁ × K°₂.
Pour un acide faible HA (pKa = 6), c₀ = 10⁻³ mol/L. L'approximation x ≪ c₀ est-elle valable ? (vérifier si Ka/c₀ < 10⁻³)
- A. Oui, car Ka/c₀ = 1 < 1
- B. Oui, valide
- C. Non, il faut résoudre l'équation exacte
- D. Non, Ka >> c₀
Réponse
C. Non, il faut résoudre l'équation exacte — Ka = 10⁻⁶, c₀ = 10⁻³. Ka/c₀ = 10⁻³. L'approximation est limite (τ ≈ 100·√(Ka/c₀) ≈ 3 %). On est à la limite, il vaut mieux résoudre exactement.
Si on refroidit un système exothermique à l'équilibre, K° :
- A. Augmente
- B. Diminue
- C. Ne change pas
- D. Dépend des concentrations
Réponse
A. Augmente — Pour une réaction exothermique (ΔH < 0), baisser T déplace l'équilibre vers les produits → K° augmente.
Le taux d'avancement d'une réaction est τ = 0,02. La réaction est :
- A. Quasi-totale
- B. Partielle avec peu de produits
- C. À l'équilibre parfait
- D. Impossible
Réponse
B. Partielle avec peu de produits — τ = 0,02 (2%) : seulement 2 % des réactifs sont transformés → très peu de produits, réaction quasi-inexistante.
Pour $\mathrm{HA + A'^- \rightleftharpoons A^- + HA'}$, si pKa(HA) > pKa(HA'), alors K° = :
- A. 10^(pKa(HA)−pKa(HA'))
- B. 10^(pKa(HA')−pKa(HA))
- C. pKa(HA)−pKa(HA')
- D. Impossible à calculer
Réponse
A. 10^(pKa(HA)−pKa(HA')) — K° = Ka(HA)/Ka(HA') = 10^(pKa(HA')−pKa(HA)) ... non : K° = Ka(HA)/Ka(HA') = 10^(−pKa(HA))/10^(−pKa(HA')) = 10^(pKa(HA')−pKa(HA)). Si pKa(HA) > pKa(HA') alors K° = 10^(pKa(HA)−pKa(HA')) ... Résultat : K° = 10^(pKa(HA)−pKa(HA')).
Lors d'une réaction entre deux couples acide-base, la réaction est favorisée (K° > 1) si :
- A. L'acide le plus fort réagit avec la base la plus faible
- B. L'acide le plus fort réagit avec la base conjuguée du couple de pKa le plus fort
- C. pKa(donneur) > pKa(accepteur)
- D. pKa(donneur) < pKa(accepteur)
Réponse
D. pKa(donneur) < pKa(accepteur) — La réaction AH1 + A2⁻ ⇌ A1⁻ + AH2 a K° = 10^(pKa2 − pKa1). K° > 1 si pKa2 > pKa1, c'est-à-dire si pKa(donneur HA1) < pKa(accepteur HA2).
On mélange à volume égal une solution de HF (c = 0,20 mol/L, pKa = 3,2) et d'acétate de sodium (c = 0,20 mol/L). Les concentrations après mélange sont divisées par 2. La réaction HF + CH₃COO⁻ ⇌ F⁻ + CH₃COOH a K° = 10^(pKa(AcOH)−pKa(HF)) = 10^(4,75−3,2) = 10^1,55. K° ≈ ?
- A. 35
- B. 3,5
- C. 355
- D. 0,035
Réponse
A. 35 — K° = 10^1,55 ≈ 35,5 ≈ 35. K° >> 1 → la réaction est quasi-totale.
Pour la réaction $\mathrm{Ag^+(aq) + Cl^-(aq) \rightleftharpoons AgCl(s)}$, K° = 1/Ks avec Ks très petit. K° est donc :
- A. Très petit (< 1)
- B. Égal à 1
- C. Très grand (>> 1)
- D. Égal à Ks
Réponse
C. Très grand (>> 1) — Ks(AgCl) ≈ 10⁻¹⁰ → K° = 1/Ks = 10¹⁰ >> 1. La précipitation est quasi-totale.
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