Évolution spontanée d’un système chimique 2ème Bac – Cours complet

L’étude de l’évolution spontanée d’un système chimique 2ème bac est une étape déterminante du programme de chimie pour les filières 2bac sciences physique, 2bac sciences maths et 2bac svt. Ce chapitre vient compléter la notion d’état d’équilibre en vous donnant un outil prédictif puissant : le critère d’évolution spontanée. Il permet de deviner dans quel sens une réaction chimique va évoluer naturellement lorsqu’on mélange arbitrairement des réactifs et des produits.

1. Rappel : Le quotient de réaction initial (Qr,i)

Imaginons un bécher dans lequel nous introduisons des réactifs et des produits avec des concentrations initiales connues, pour une équation de réaction de la forme : a A + b B ⇌ c C + d D.

Avant même que la réaction n’ait le temps de se dérouler, nous pouvons calculer une grandeur initiale appelée le quotient de réaction à l’état initial, noté Qr,i. Ce quotient se calcule exactement de la même manière que le quotient de réaction classique, mais en n’utilisant que les concentrations des espèces chimiques introduites au départ (à t=0) :

Qr,i = ( [C]i^c . [D]i^d ) / ( [A]i^a . [B]i^b )

N’oubliez pas la règle stricte enseignée en 2bac sciences physique et SVT : l’eau (en tant que solvant) et les solides ne figurent jamais dans cette expression (on les remplace par 1).

2. Le critère d’évolution spontanée

Chaque réaction chimique possède une constante d’équilibre (K) qui lui est propre à une température donnée. Le but naturel de tout système chimique est d’atteindre cet équilibre (c’est-à-dire de faire en sorte que son quotient de réaction rejoigne la valeur de K).

Le critère d’évolution spontanée consiste simplement à comparer la valeur numérique de Qr,i calculée, avec la valeur de K fournie par l’exercice. Trois cas de figure se présentent, essentiels pour les examens de 2bac sciences maths :

Cas 1 : Qr,i < K

Si le quotient de réaction initial est strictement inférieur à la constante d’équilibre, le quotient doit augmenter pour atteindre K. Pour augmenter Qr, le système doit fabriquer des produits (numérateur) et consommer des réactifs (dénominateur). Le système évolue donc spontanément dans le sens direct (sens de la formation des produits, le sens 1).

Cas 2 : Qr,i > K

À l’inverse, si le quotient initial est supérieur à la constante d’équilibre, Qr doit diminuer. Le système va donc consommer les produits et fabriquer des réactifs. L’évolution spontanée se fera dans le sens inverse (sens de la dégradation des produits pour reformer les réactifs, le sens 2).

Cas 3 : Qr,i = K

Si, dès le mélange initial, le quotient de réaction est égal à la constante d’équilibre, le système n’évolue pas sur le plan macroscopique. Il se trouve déjà dans son état d’équilibre.

3. Application aux réactions d’oxydo-réduction ou acido-basiques

Ce critère d’évolution est universel. En classe de terminale, vous l’appliquerez particulièrement sur les réactions mettant en jeu des couples acido-basiques ou oxydant-réducteur. La méthode est toujours la même :

1. Écrire l’équation de la réaction chimique.
2. Écrire l’expression littérale du quotient de réaction Qr.
3. Calculer numériquement Qr,i avec les concentrations initiales (C1, C2, etc.).
4. Comparer la valeur obtenue à la constante d’équilibre K (parfois calculable à partir des constantes d’acidité pKa).
5. Conclure clairement sur le sens d’évolution du système en utilisant le vocabulaire adéquat.

Afin de bien préparer vos contrôles continus et l’examen du baccalauréat, il est recommandé de vous entraîner activement sur des problèmes chiffrés pour éviter les erreurs de calcul.