Etat d'équilibre d'un système chimique

avec S : surface des électrodes ; d : écartement des électrodes

La conductivité σ est liée aux concentrations des espèces ioniques M+ et X- en solution :

σ = λ(M+) . [M+] + λ(X-) . [X-] où λ est la conductivité molaire ionique en S.m2.mol-1.

Ces grandeurs λ sont connues et on les trouve dans des tables de mesure.

Une mesure conductimétrique et parfois la neutralité électrique de la solution permet donc de connaître les concentrations des espèces ioniques en solution.

Les propriétés des solutions, et la conservation de la quantité de matière de l'espèce introduite , permettent de connaître les concentrations des espèces non ioniques.

Cela permet de déduire Qréq.

* Exemple: Réaction de l'acide éthanoïque avec l'eau :

On mesure la conductance G de la solution et on en déduit sa conductivité σ.

L'acide a été introduit à la concentration c connue. L'équation de la réaction est :

CH3—COOH + H2O = CH3—COO- + H3O+

On note l'acide AH et sa base conjuguée (ion éthanoate) A-.

Les espèces qui conduisent le courant sont A- et H3O+.

Cette réaction conduit à un équilibre.

A l'équilibre, les concentrations des espèces en solution ne varient plus.

σ = λ(H3O+).[H3O+]éq + λ(A-).[A-]éq

D'après l'équation, [H3O+]éq = [A-]éq ⇒ σ = (λ(H3O+) + λ(A-)).[H3O+]éq

⇒ [H3O+]éq = σ / ( λ(H3O+)+λ(A-)

On utilise la conservation de la matière : La quantité de matière d'acide introduite, n(AH)0, se retrouve à l'équilibre en acide (n(AH)éq), et en sa base conjuguée (n(A-)éq).

n(AH)0 = n(AH)éq + n(A-)éq ⇒ n(AH)éq = n(AH)0 - n(A-)éq = n(AH)0 - n(H3O+)éq

⇒ [AH]éq = c - [H3O+]éq

Qréq = ([A-(aq)]éq.[H3O+]éq) / [AH(aq)]éq = [H3O+]éq2 / ( c - [H3O+]éq )

III) Constante d'équilibre K associée à l'équation d'une réaction :

1) Invariance de Qréq pour une réaction à une température donnée :

Le quotient de réaction dans l'état d'équilibre est une constante à température donnée.

Elle est indépendante de la composition initiale du système chimique (indépendante de c).