Qu’est ce que : Définition de l’équilibre homogène et hétérogène

L’équilibre d’une réaction chimique peut être homogène, si tous les réactifs et produits sont dans le même état d’agrégation, ou hétérogène si différentes phases sont impliquées entre les produits et les réactifs. Candela Rocío Barbisan | Déc. 2021Ingénieur chimiste

Équilibres homogènes

En général, les équilibres acide-base sont homogènes, car ils se produisent dans des solutions aqueuses. De même, le degré d’ionisation de chaque acide ou base donnera lieu au pH de la solution et ce processus est régi par le compteur d’acidité ou de basicité, appelé respectivement Ka et Kb.
Vous trouverez ci-dessous un exemple d’équilibre chimique homogène et sa constante d’équilibre respective :
Être :
Il convient de rappeler que l’équilibre chimique se produit lorsque la vitesse de réaction directe est égale à la vitesse de réaction indirecte.

Équilibres hétérogènes

En général, on les attribue à des dissolutions ou des précipitations de composés ioniques puisque leur phase initiale ou finale correspond à un solide qui se dilue ou précipite en solution aqueuse. Il faut noter que, dans ces cas, la constante qui régit le processus est la constante d’équilibre Keq, cependant, les solides n’entrent pas en jeu dans les produits de cette constante.Un exemple clair d’équilibre hétérogène est la décomposition à haute température du carbonate de calcium solide formant de l’oxyde de calcium solide et du dioxyde de carbone gazeux :
Être :

Équilibres solides-liquides hétérogènes

Dans les équilibres hétérogènes où un solide précipite, la constante du produit de solubilité ou Kps joue un rôle fondamental. C’est elle, dans ce cas, la constante d’équilibre qui régit le processus, indiquant dans quelle mesure le solide est soluble dans le solvant utilisé, généralement l’eau.
Quelle en est la raison ? En pratique, la formation d’un produit insoluble ou légèrement soluble à partir d’un composé ionique, donc dans ces cas, il y a un certain nombre de facteurs qui jouent un rôle important.
Tout d’abord, comme dans tout équilibre, la température, puisque l’augmentation de la température entraîne une augmentation de l’énergie cinétique des cristaux, ce qui affaiblit les forces de liaison en raison des vibrations provoquées.
D’autre part, la nature des composés en interaction, puisque, comme nous le savons, plus la similitude de polarité entre le solvant et le composé à dissoudre est grande, plus le degré de solubilité est élevé. Cela s’explique par le fait que l’ampleur des forces d’interaction entre le solvant et le solide à dissoudre doit être similaire à celles que le solide possédait initialement.
Enfin, l’entropie du système joue un rôle très important. La variation d’entropie explique le degré d’ordre d’un système et, comme nous le savons, l’Univers tend toujours vers le chaos ou le désordre. Lorsque la dissolution a lieu, les liaisons du composé ionique sont rompues, ce qui augmente le désordre, de sorte que le processus est largement favorisé.
Ainsi, lorsqu’un composé ionique se dissout dans le sens direct de la réaction d’équilibre et précipite dans le sens opposé, la relation qui régit le processus est la constante du produit de solubilité mentionnée ci-dessus.
Dans les deux types d’équilibres, nous pouvons mettre en évidence des caractéristiques communes : tout d’abord, la température joue un rôle fondamental, puisqu’elle contrôle l’équilibre. Si cette variable varie, par le principe de Le Chatelier, le système réagira de manière à contrecarrer cette perturbation. De même, la valeur de la constante d’équilibre est unique pour chaque réaction d’équilibre à une température donnée et correspond à un quotient d’activités, elle est donc indépendante de la concentration ou de la pression des produits et des réactifs. Pour étudier plus avant la variation du Keq en fonction de la température, il faut explorer l’équation de Van’t Hoff.
Deuxièmement, l’état d’équilibre ne doit pas varier dans le temps et lorsque nous parlons d’un état d’équilibre, nous faisons référence à un processus qui se déroule dans un système fermé.
En revanche, dans tous les cas, l’expression des constantes d’équilibre, quel que soit le processus mis en œuvre, conserve sa forme : concentration des produits portée à leurs coefficients stœchiométriques respectifs par rapport à la concentration des réactifs portée à leurs coefficients stœchiométriques. Il faut noter que la plupart de ces constantes sont tabulées à 25ºC.

Bibliographie

Notes de cours, Chimie générale I, UNMdP, Faculté d’ingénierie, 2019.