Équilibres

Chimie A-Level · Topic 7 · ⁨Sujet 7⁩

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7.1

Reversible reactions and dynamic equilibrium · ⁨Réactions réversibles et équilibre dynamique⁩

Syllabus · ⁨Programme⁩

English

(a) understand what is meant by a reversible reaction (b) understand what is meant by dynamic equilibrium in terms of the rate of forward and reverse reactions being equal and the concentration of reactants and products remaining constant (c) understand the need for a closed system in order to establish dynamic equilibrium
define Le Chatelier’s principle as: if a change is made to a system at dynamic equilibrium, the position of equilibrium moves to minimise this change
use Le Chatelier’s principle to deduce qualitatively (from appropriate information) the effects of changes in temperature, concentration, pressure or presence of a catalyst on a system at equilibrium
deduce expressions for equilibrium constants in terms of concentrations, $K_c$
use the terms mole fraction and partial pressure
deduce expressions for equilibrium constants in terms of partial pressures, $K_p$ (use of the relationship between $K_p$ and $K_c$ is not required)
use the $K_c$ and $K_p$ expressions to carry out calculations (such calculations will not require the solving of quadratic equations)
calculate the quantities present at equilibrium, given appropriate data
state whether changes in temperature, concentration or pressure or the presence of a catalyst affect the value of the equilibrium constant for a reaction
describe and explain the conditions used in the Haber process and the Contact process, as examples of the importance of an understanding of dynamic equilibrium in the chemical industry and the application of Le Chatelier’s principle

Français

(a) comprendre ce qu'est une réaction réversible (b) comprendre ce qu'est un équilibre dynamique en termes de vitesse des réactions directe et inverse égales et de concentration des réactifs et produits restant constante (c) comprendre la nécessité d'un système fermé pour établir un équilibre dynamique
définir le principe de Le Chatelier comme suit : si un changement est apporté à un système à l'équilibre dynamique, la position de l'équilibre se déplace pour minimiser ce changement
utiliser le principe de Le Chatelier pour déduire qualitativement (à partir d'informations appropriées) les effets des changements de température, de concentration, de pression ou de présence d'un catalyseur sur un système à l'équilibre
déduire les expressions des constantes d'équilibre en fonction des concentrations, $K_c$
utiliser les termes fraction molaire et pression partielle
déduire les expressions des constantes d'équilibre en fonction des pressions partielles, $K_p$ (l'utilisation de la relation entre $K_p$ et $K_c$ n'est pas requise)
utiliser les expressions $K_c$ et $K_p$ pour effectuer des calculs (ces calculs ne nécessiteront pas la résolution d'équations du second degré)
calculer les quantités présentes à l'équilibre, à partir de données appropriées
énoncer si les changements de température, de concentration ou de pression ou la présence d'un catalyseur affectent la valeur de la constante d'équilibre d'une réaction
décrire et expliquer les conditions utilisées dans le procédé Haber et le procédé Contact, comme exemples de l'importance de la compréhension de l'équilibre dynamique dans l'industrie chimique et de l'application du principe de Le Chatelier

Source: Cambridge International syllabus · ⁨Source : Programme Cambridge International⁩

English

Le Chatelier's principle

Dynamic equilibrium: the rates converge

A reversible reaction 可逆反应 can go both ways. The forward reaction 正反应 makes products; the reverse reaction 逆反应 turns products back into reactants. We show this with the sign $\rightleftharpoons$.

In a closed system 封闭系统 (nothing enters or leaves), the reaction reaches a dynamic equilibrium 动态平衡 when:

the rate of the forward reaction equals the rate of the reverse reaction.
the concentrations of reactants and products stay constant.

It is called dynamic because both reactions are still happening — they just cancel out. A closed system is needed, or products would escape and equilibrium could never be reached.

Français

Principe de Le Chatelier

Équilibre dynamique : les vitesses convergent

Solutions de chlorure de cobalt(II) de différentes couleurs — Le chlorure de cobalt change de couleur lorsque son équilibre se déplace.

Une réaction réversible 可逆反应 peut aller dans les deux sens. La réaction directe 正反应 forme des produits ; la réaction inverse 逆反应 transforme les produits de retour en réactifs. Nous l'indiquons avec le symbole $\rightleftharpoons$.

Dans un système fermé 封闭系统 (rien n'entre ni ne sort), la réaction atteint un équilibre dynamique 动态平衡 lorsque :

la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse.
les concentrations des réactifs et des produits restent constantes.

On l'appelle dynamique parce que les deux réactions continuent de se produire — elles se compensent simplement. Un système fermé est nécessaire, sinon les produits s'échapperaient et l'équilibre ne pourrait jamais être atteint.

Un graphique où la vitesse directe diminue et la vitesse inverse augmente jusqu'à ce qu'elles se rencontrent et restent égales — À l'équilibre dynamique, les vitesses directe et inverse sont devenues égales, donc les concentrations restent constantes

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Équilibre dynamique

vitesse directe = vitesse inverse

À l'équilibre, la position peut se situer n'importe où — changez une condition et regardez-la se déplacer.

Vocabulary · ⁨Vocabulaire⁩ Train · ⁨Entrainer⁩

English · ⁨Anglais⁩	Chinese · ⁨Chinois⁩	Pinyin
reversible reaction/rɪˈvɜːsɪbl rɪˈækʃn/	可逆反应	kě nì fǎn yìng
forward reaction/ˈfɔːwəd rɪˈækʃn/	正反应	zhèng fǎn yìng
reverse reaction/rɪˈvɜːs rɪˈækʃn/	逆反应	nì fǎn yìng
closed system/kləʊzd ˈsɪstəm/	封闭系统	fēng bì xì tǒng
dynamic equilibrium/daɪˈnæmɪk ˌiːkwɪˈlɪbrɪəm/	动态平衡	dòng tài píng héng
Le Chatelier's principle/lə ˈtʃeɪtlɪəz ˈprɪnsɪpl/	勒夏特列原理	lēi xià tè liè yuán lǐ
equilibrium/ˌiːkwɪˈlɪbrɪəm/	平衡	píng héng
catalyst/ˈkætəlɪst/	催化剂	cuī huà jì
equilibrium constant/ˌiːkwɪˈlɪbrɪəm ˈkɒnstənt/	平衡常数	píng héng cháng shù

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7.1

Le Chatelier's principle · ⁨Principe de Le Chatelier⁩

English

Le Chatelier's principle 勒夏特列原理 says: if you change a system at equilibrium, the position of equilibrium 平衡 moves to oppose (reduce) that change.

Change you make	Which way the equilibrium moves
increase concentration of a reactant	towards the products
increase pressure	towards the side with fewer gas molecules
increase temperature	towards the endothermic direction
add a catalyst 催化剂	no shift (it speeds up both ways equally)

A catalyst lets equilibrium be reached faster, but it does not change the position of equilibrium.

Français

Le principe de Le Chatelier 勒夏特列原理 dit : si vous modifiez un système à l'équilibre, la position de l'équilibre 平衡 se déplace pour s'opposer (réduire) ce changement.

Changement effectué	Direction du déplacement de l'équilibre
augmentation de la concentration d'un réactif	vers les produits
augmentation de la pression	vers le côté ayant le moins de molécules gazeuses
augmentation de la température	vers la direction endothermique
ajout d'un catalyseur 催化剂	pas de déplacement (il accélère les deux sens également)

Un catalyseur permet d'atteindre l'équilibre plus rapidement, mais il ne change pas la position de l'équilibre.

Trois changements chacun avec une flèche indiquant la direction du déplacement de l'équilibre : ajouter un réactif vers les produits, augmenter la pression vers le côté aux moins de molécules, augmenter la température dans la direction endothermique — Principe de Le Chatelier : l'équilibre se déplace toujours pour s'opposer au changement effectué

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Déplacement d'un équilibre

Changez la température, la pression ou la concentration et regardez l'équilibre se déplacer pour s'opposer à votre changement — le principe de Le Chatelier en action.

7.1

Equilibrium constants · ⁨Constantes d'équilibre⁩

English

For a reaction at equilibrium, the equilibrium constant 平衡常数 links the amounts of products and reactants. For the reaction $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$:

$$K_c = \frac{[\text{C}]^c\,[\text{D}]^d}{[\text{A}]^a\,[\text{B}]^b}$$

where the square brackets mean concentration in $\text{mol dm}^{-3}$.

Worked example. At equilibrium the mixture $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ has $[\text{H}_2] = 0.20$, $[\text{I}_2] = 0.20$ and $[\text{HI}] = 1.6\ \text{mol dm}^{-3}$. Find $K_c$.

$$K_c = \frac{[\text{HI}]^2}{[\text{H}_2][\text{I}_2]} = \frac{1.6^2}{0.20 \times 0.20} = 64$$

(no units here, because the concentration powers cancel top and bottom).

Worked example (ICE table). $1.00\ \text{mol}$ each of $\text{H}_2$ and $\text{I}_2$ are sealed in a $1.00\ \text{dm}^3$ flask; at equilibrium $0.20\ \text{mol}$ of $\text{H}_2$ remains. Set out an ICE table (Initial, Change, Equilibrium):

	$\text{H}_2$	$\text{I}_2$	$2\text{HI}$
Initial	1.00	1.00	0
Change	$-0.80$	$-0.80$	$+1.60$
Equilibrium	0.20	0.20	1.60

$0.80\ \text{mol}$ of $\text{H}_2$ reacted, so $2\times0.80 = 1.60\ \text{mol}$ HI formed. In the $1.00\ \text{dm}^3$ flask the concentrations equal the moles, so $K_c = \dfrac{1.60^2}{0.20\times0.20} = 64$.

For reactions of gases, we use partial pressure 分压 instead of concentration. The partial pressure of a gas is the share of the total pressure that it provides. It is found from the mole fraction 摩尔分数 (the fraction of all the moles that are that gas):

$$\text{partial pressure} = \text{mole fraction} \times \text{total pressure}$$

The constant written with partial pressures is $K_p$.

Worked example. A gas mixture holds $2.0\ \text{mol}$ of $\text{N}_2$ and $6.0\ \text{mol}$ of $\text{H}_2$ at a total pressure of $200\ \text{kPa}$. Find the partial pressure of each gas.

There are $8.0\ \text{mol}$ in total, so

$$p(\text{N}_2) = \frac{2.0}{8.0} \times 200 = 50\ \text{kPa}, \qquad p(\text{H}_2) = \frac{6.0}{8.0} \times 200 = 150\ \text{kPa}.$$

Worked example (a numeric $K_p$). For $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ the equilibrium partial pressures are $p(\text{N}_2)=20$, $p(\text{H}_2)=40$ and $p(\text{NH}_3)=10\ \text{kPa}$. Then

$$K_p = \frac{p(\text{NH}_3)^2}{p(\text{N}_2)\,p(\text{H}_2)^3} = \frac{10^2}{20\times40^3} = 7.8\times10^{-5}\ \text{kPa}^{-2},$$

the units coming from $\dfrac{\text{kPa}^2}{\text{kPa}\times\text{kPa}^3}=\text{kPa}^{-2}$.

Only temperature changes the value of $K_c$ or $K_p$. Changing concentration or pressure shifts the position of equilibrium but leaves the constant unchanged; adding a catalyst changes neither the constant nor the position — it only makes equilibrium arrive faster.

Français

Pour une réaction à l'équilibre, la constante d'équilibre 平衡常数 relie les quantités de produits et de réactifs. Pour la réaction $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$ :

$$K_c = \frac{[\text{C}]^c\,[\text{D}]^d}{[\text{A}]^a\,[\text{B}]^b}$$

où les crochets carrés signifient la concentration en $\text{mol dm}^{-3}$.

Exemple résolu. À l'équilibre, le mélange $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ contient $[\text{H}_2] = 0.20$, $[\text{I}_2] = 0.20$ et $[\text{HI}] = 1.6\ \text{mol dm}^{-3}$. Trouvez $K_c$.

$$K_c = \frac{[\text{HI}]^2}{[\text{H}_2][\text{I}_2]} = \frac{1.6^2}{0.20 \times 0.20} = 64$$

(pas d'unités ici, car les puissances des concentrations s'annulent en haut et en bas).

Exemple (table ICE). $1.00\ \text{mol}$ chacun de $\text{H}_2$ et $\text{I}_2$ sont scellés dans un ballon de $1.00\ \text{dm}^3$ ; à l'équilibre, $0.20\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ reste. Présentez un tableau ICE (Initial, Changement, Équilibre) :

	$\text{H}_2$	$\text{I}_2$	$2\text{HI}$
Initial	1.00	1.00	0
Variation	$-0.80$	$-0.80$	$+1.60$
Équilibre	0.20	0.20	1.60

$0.80\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ ont réagi, donc $2\times0.80 = 1.60\ \text{mol}$ HI se sont formés. Dans le ballon de $1.00\ \text{dm}^3$, les concentrations sont égales aux moles, donc $K_c = \dfrac{1.60^2}{0.20\times0.20} = 64$.

Pour les réactions de gaz, nous utilisons la pression partielle 分压 au lieu de la concentration. La pression partielle d'un gaz est la part de la pression totale qu'il fournit. Elle est calculée à partir de la fraction molaire 摩尔分数 (la fraction de toutes les moles correspondant à ce gaz) :

$$\text{partial pressure} = \text{mole fraction} \times \text{total pressure}$$

La constante écrite avec les pressions partielles est $K_p$.

Exemple résolu. Un mélange gazeux contient $2.0\ \text{mol}$ de $\text{N}_2$ et $6.0\ \text{mol}$ de $\text{H}_2$ à une pression totale de $200\ \text{kPa}$. Trouvez la pression partielle de chaque gaz.

Il y a $8.0\ \text{mol}$ au total, donc

$$p(\text{N}_2) = \frac{2.0}{8.0} \times 200 = 50\ \text{kPa}, \qquad p(\text{H}_2) = \frac{6.0}{8.0} \times 200 = 150\ \text{kPa}.$$

Exemple résolu (une valeur numérique de $K_p$). Pour $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$, les pressions partielles à l'équilibre sont $p(\text{N}_2)=20$, $p(\text{H}_2)=40$ et $p(\text{NH}_3)=10\ \text{kPa}$. Alors

$$K_p = \frac{p(\text{NH}_3)^2}{p(\text{N}_2)\,p(\text{H}_2)^3} = \frac{10^2}{20\times40^3} = 7.8\times10^{-5}\ \text{kPa}^{-2},$$

les unités provenant de $\dfrac{\text{kPa}^2}{\text{kPa}\times\text{kPa}^3}=\text{kPa}^{-2}$.

Seule la température modifie la valeur de $K_c$ ou $K_p$. Changer la concentration ou la pression déplace la position de l'équilibre mais laisse la constante inchangée ; ajouter un catalyseur ne change ni la constante ni la position — il rend seulement l'arrivée à l'équilibre plus rapide.

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Le Chatelier et Kc

Changer T, P ou concentration et observer l'équilibre se déplacer pour s'y opposer — Kc lui-même ne change qu'avec la température.

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English · ⁨Anglais⁩	Chinese · ⁨Chinois⁩	Pinyin
partial pressure/ˈpɑːʃl ˈpreʃə/	分压	fēn yā
mole fraction/məʊl ˈfrækʃn/	摩尔分数	mó ěr fēn shù
Haber process/ˈheɪbə ˈprəʊses/	哈伯法	hā bó fǎ
Contact process/ˈkɒntækt ˈprəʊses/	接触法	jiē chù fǎ

7.1

The Haber and Contact processes · ⁨Procédés Haber et Contact⁩

English

These two industrial processes are chosen by balancing yield, rate and cost using Le Chatelier's principle.

the Haber process 哈伯法 makes ammonia: $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ (exothermic). It uses about $450\,°\text{C}$, $200\ \text{atm}$ and an iron catalyst. A low temperature would give more ammonia but too slowly, so a moderate temperature is a compromise.
the Contact process 接触法 makes sulfur trioxide: $2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightleftharpoons 2\text{SO}_3$ (exothermic). It uses about $450\,°\text{C}$, near $1$–$2\ \text{atm}$ and a vanadium(V) oxide catalyst.

Français

Un grand complexe chimique industriel — L'ammoniac pour les engrais est produit par le procédé Haber dans de grandes installations industrielles comme celle-ci.

Ces deux procédés industriels sont choisis en équilibrant le rendement, la vitesse et le coût en utilisant le principe de Le Chatelier.

le procédé Haber 哈伯法 produit de l'ammoniac : $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ (exothermique). Il utilise environ $450\,°\text{C}$, $200\ \text{atm}$ et un catalyseur à base de fer. Une basse température donnerait plus d'ammoniac mais trop lentement, donc une température modérée est un compromis.
le procédé Contact 接触法 produit du trioxide de soufre : $2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightleftharpoons 2\text{SO}_3$ (exothermique). Il utilise environ $450\,°\text{C}$, près de $1$–$2\ \text{atm}$ et un catalyseur à base d'oxyde de vanadium(V).

Un graphique du rendement d'ammoniac en fonction de la température pour trois pressions, le rendement diminuant avec la température et augmentant avec la pression, avec le point de fonctionnement marqué — L'équilibre de Haber produit plus d'ammoniac à basse température et haute pression ; environ $450\,°$C et $200$ atm est le compromis pratique

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Les procédés Haber & Contact

compromis : rendement vs vitesse

Haute pression augmente le rendement ; haute température accélère mais diminue le rendement — un compromis.

7.2

Acids and bases: the Brønsted–Lowry theory · ⁨Acides et bases : la théorie de Brønsted–Lowry⁩

Syllabus · ⁨Programme⁩

English

state the names and formulas of the common acids, limited to hydrochloric acid, $\text{HCl}$, sulfuric acid, $\text{H}_2\text{SO}_4$, nitric acid, $\text{HNO}_3$, ethanoic acid, $\text{CH}_3\text{COOH}$
state the names and formulas of the common alkalis, limited to sodium hydroxide, $\text{NaOH}$, potassium hydroxide, $\text{KOH}$, ammonia, $\text{NH}_3$
describe the Brønsted–Lowry theory of acids and bases
describe strong acids and strong bases as fully dissociated in aqueous solution and weak acids and weak bases as partially dissociated in aqueous solution
appreciate that water has pH of 7, acid solutions pH of below 7 and alkaline solutions pH of above 7
explain qualitatively the differences in behaviour between strong and weak acids including the reaction with a reactive metal and difference in pH values by use of a pH meter, universal indicator or conductivity
understand that neutralisation reactions occur when $\text{H}^+(\text{aq})$ and $\text{OH}^-(\text{aq})$ form $\text{H}_2\text{O}(\text{l})$
understand that salts are formed in neutralisation reactions
sketch the pH titration curves of titrations using combinations of strong and weak acids with strong and weak alkalis
select suitable indicators for acid-alkali titrations, given appropriate data ($\text{p}K_a$ values will not be used)

Français

énoncer les noms et formules des acides courants, limités à l'acide chlorhydrique, $\text{HCl}$, l'acide sulfurique, $\text{H}_2\text{SO}_4$, l'acide nitrique, $\text{HNO}_3$, l'acide éthanoïque, $\text{CH}_3\text{COOH}$
énoncer les noms et formules des bases courantes, limitées à l'hydroxyde de sodium, $\text{NaOH}$, l'hydroxyde de potassium, $\text{KOH}$, l'ammoniac, $\text{NH}_3$
décrire la théorie de Brønsted–Lowry des acides et des bases
décrire les acides forts et les bases fortes comme étant entièrement dissociés en solution aqueuse et les acides faibles et les bases faibles comme étant partiellement dissociés en solution aqueuse
appréhender que l'eau a un pH de 7, les solutions acides un pH inférieur à 7 et les solutions basiques un pH supérieur à 7
expliquer qualitativement les différences de comportement entre les acides forts et faibles, y compris la réaction avec un métal réactif et la différence de valeurs de pH à l'aide d'un pH-mètre, d'un indicateur universel ou de la conductivité
comprendre que les réactions de neutralisation se produisent lorsque $\text{H}^+(\text{aq})$ et $\text{OH}^-(\text{aq})$ forment $\text{H}_2\text{O}(\text{l})$
comprendre que les sels se forment lors des réactions de neutralisation
esquisser les courbes de titrage pH des titrations utilisant des combinaisons d'acides forts et faibles avec des bases et des alkalis forts et faibles
sélectionner des indicateurs appropriés pour les titrages acide-base, à partir de données appropriées (les valeurs $\text{p}K_a$ ne seront pas utilisées)

Source: Cambridge International syllabus · ⁨Source : Programme Cambridge International⁩

English

A proton 质子 is simply an $\text{H}^+$ ion. The Brønsted–Lowry theory defines acids and bases by what they do with protons:

an acid 酸 is a proton donor 质子供体 (it gives away $\text{H}^+$).
a base 碱 is a proton acceptor 质子受体 (it takes $\text{H}^+$). A base that dissolves in water is called an alkali.

Common acids you must know: hydrochloric acid ($\text{HCl}$), sulfuric acid ($\text{H}_2\text{SO}_4$), nitric acid ($\text{HNO}_3$) and ethanoic acid ($\text{CH}_3\text{COOH}$). Common alkalis: sodium hydroxide ($\text{NaOH}$), potassium hydroxide ($\text{KOH}$) and ammonia ($\text{NH}_3$).

Français

Un proton 质子 est simplement un ion $\text{H}^+$. La théorie de Brønsted–Lowry définit les acides et les bases par ce qu'ils font avec les protons :

un acide 酸 est un donneur de proton 质子供体 (il donne $\text{H}^+$).
une base 碱 est un accepteur de proton 质子受体 (il prend $\text{H}^+$). Une base qui se dissout dans l'eau est appelée un alcali.

L'acide chlorhydrique cédant un proton à une molécule d'eau, formant un ion hydroxonium et un ion chlorure, avec les deux paires conjuguées marquées — Brønsted–Lowry : l'acide donne un proton ($\text{H}^+$) à la base, formant deux paires acide-base conjuguées

Acides communs que vous devez connaître : acide chlorhydrique ($\text{HCl}$), acide sulfurique ($\text{H}_2\text{SO}_4$), acide nitrique ($\text{HNO}_3$) et acide éthanoïque ($\text{CH}_3\text{COOH}$). Alcalis communs : hydroxyde de sodium ($\text{NaOH}$), hydroxyde de potassium ($\text{KOH}$) et ammoniac ($\text{NH}_3$).

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L'échelle de pH

Faites glisser le pH ou tapez une substance — chaque palier descendu en pH signifie dix fois plus d'ions H⁺ ; acides sous 7, alcalins au-dessus.

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English · ⁨Anglais⁩	Chinese · ⁨Chinois⁩	Pinyin
proton/ˈprəʊtɒn/	质子	zhì zi
acid/ˈæsɪd/	酸	suān
proton donor/ˈprəʊtɒn ˈdəʊnə/	质子供体	zhì zi gōng tǐ
base/beɪs/	碱	jiǎn
proton acceptor/ˈprəʊtɒn əkˈseptə/	质子受体	zhì zi shòu tǐ
strong acid/strɒŋ ˈæsɪd/	强酸	qiáng suān
strong base/strɒŋ beɪs/	强碱	qiáng jiǎn
dissociated/dɪˈsəʊsɪeɪtɪd/	解离	jiě lí

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7.2

Strong and weak acids and bases · ⁨Acides et bases forts et faibles⁩

English

This is about how fully an acid or base splits up in water — not how concentrated it is.

a strong acid 强酸 or strong base 强碱 is fully dissociated 解离 in water (almost every molecule splits into ions).
a weak acid 弱酸 or weak base 弱碱 is only partly dissociated (most molecules stay whole).

The pH scale measures how acidic a solution is: pure water is pH 7, acids are below 7, and alkalis are above 7. A strong acid has a lower pH than a weak acid of the same concentration.

You can tell strong and weak acids apart by:

reaction with a reactive metal: a strong acid fizzes faster.
pH: measured with a pH meter or universal indicator 通用指示剂.
electrical conductivity: a strong acid conducts better, because it has more ions.

Français

Il s'agit ici du degré de dissociation d'un acide ou d'une base dans l'eau — et non de sa concentration.

Un acide fort 强酸 ou une base forte 强碱 est entièrement dissocié 解离 dans l'eau (presque toutes les molécules se scindent en ions).
Un acide faible 弱酸 ou une base faible 弱碱 n'est que partiellement dissocié (la plupart des molécules restent intactes).

Deux béchers à la même concentration : l'acide fort rempli d'ions séparés, l'acide faible rempli de molécules entières avec seulement quelques ions — Même concentration, ionisation différente : un acide fort est totalement dissocié en ions ; un acide faible reste majoritairement sous forme de molécules intactes

L'échelle de pH mesure l'acidité d'une solution : l'eau pure a un pH de 7, les acides ont un pH inférieur à 7, et les bases ont un pH supérieur à 7. Un acide fort a un pH plus bas qu'un acide faible de même concentration.

On peut distinguer les acides forts des acides faibles grâce à :

réaction avec un métal réactif : un acide fort produit des effervescences plus rapides.
pH : mesuré avec un pH-mètre ou un indicateur universel 通用指示剂.
conductivité électrique : un acide fort conduit mieux car il contient plus d'ions.

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Forts vs faibles

Un acide fort s'ionise totalement (pH bas) ; un acide faible ne s'ionise que partiellement, donc à même concentration son pH est plus élevé. Glissez pour comparer.

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English · ⁨Anglais⁩	Chinese · ⁨Chinois⁩	Pinyin
weak acid/wiːk ˈæsɪd/	弱酸	ruò suān
weak base/wiːk beɪs/	弱碱	ruò jiǎn
universal indicator/ˌjuːnɪˈvɜːsl ˈɪndɪkeɪtə/	通用指示剂	tōng yòng zhǐ shì jì

7.2

Neutralisation, salts and titration curves · ⁨Neutralisation, sels et courbes de titrage⁩

English

Neutralisation 中和 happens when the hydrogen ions from an acid react with the hydroxide ions from an alkali:

$$\text{H}^+(\text{aq}) + \text{OH}^-(\text{aq}) \rightarrow \text{H}_2\text{O}(\text{l})$$

A salt 盐 is also formed, from the rest of the acid and base.

In a titration 滴定 you add one solution to another and follow the pH. The titration curve 滴定曲线 has a steep, almost vertical jump near the end point. The exact shape depends on whether each reactant is strong or weak.

To pick an indicator 指示剂, choose one whose colour change falls inside that steep jump. For a strong acid with a strong base most indicators work; for a weak acid with a strong base you need one that changes in the higher pH range.

Français

La neutralisation 中和 se produit lorsque les ions hydrogène d'un acide réagissent avec les ions hydroxyde d'une base :

$$\text{H}^+(\text{aq}) + \text{OH}^-(\text{aq}) \rightarrow \text{H}_2\text{O}(\text{l})$$

Un sel 盐 est également formé, provenant du reste de l'acide et de la base.

Lors d'une titration 滴定 on ajoute une solution à une autre tout en suivant le pH. La courbe de titrage 滴定曲线 présente une montée abrupte, presque verticale, près du point final. La forme exacte dépend du fait que chaque réactif soit fort ou faible.

Pour choisir un indicateur 指示剂, sélectionnez-en un dont le changement de couleur tombe dans cette montée abrupte. Pour un acide fort avec une base forte, la plupart des indicateurs conviennent ; pour un acide faible avec une base forte, il faut un indicateur qui change dans la plage de pH plus élevée.

Deux courbes de titrage du pH en fonction de la base ajoutée, chacune avec une montée abrupte au point final ; la courbe de l'acide faible monte sur une plage de pH plus élevée, avec une bande d'indicateur ombrée — Les courbes de titrage présentent chacune une montée abrupte du pH au point final. La montée de l'acide faible se situe plus haut, donc l'indicateur doit changer de couleur dans cette plage

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Une courbe de titrage

Ajoutez de l'alcali à l'acide et regardez le pH grimper. La montée abrupte est le point d'équivalence, où l'acide est simplement neutralisé.

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English · ⁨Anglais⁩	Chinese · ⁨Chinois⁩	Pinyin
Neutralisation/ˌnjuːtrəlaɪˈzeɪʃn/	中和	zhōng hé
salt/sɒlt/	盐	yán
titration/taɪˈtreɪʃn/	滴定	dī dìng
titration curve/taɪˈtreɪʃn kɜːv/	滴定曲线	dī dìng qū xiàn
indicator/ˈɪndɪkeɪtə/	指示剂	zhǐ shì jì

7.2

Exam tips · ⁨Conseils d'examen⁩

English

Define dynamic equilibrium with all three points: forward and reverse rates equal, concentrations constant, closed system.
Answer Le Chatelier questions by stating the change, the direction of shift, and the reason; a catalyst does not shift the position (it speeds both rates).
Write $K_c$ as products over reactants, each raised to its balancing number; include state symbols to decide what appears.
Justify Haber/Contact conditions as a compromise between yield, rate and cost — do not just quote them.
Brønsted: acid = proton donor, base = proton acceptor; conjugate pairs differ by one $\text{H}^+$.

Français

Définir l'équilibre dynamique avec les trois points suivants : vitesses directe et inverse égales, concentrations constantes, système fermé.
Répondre aux questions sur Le Chatelier en énonçant le changement, la direction du déplacement et la raison ; un catalyseur ne déplace pas l'équilibre (il accélère les deux vitesses).
Écrivez $K_c$ comme produits sur réactifs, chacun élevé à son coefficient stœchiométrique ; incluez les symboles d'état pour décider ce qui apparaît.
Justifier les conditions de Haber/Contact comme un compromis entre rendement, vitesse et coût — ne pas simplement les citer.
Brønsted : acide = donneur de proton, base = accepteur de proton ; les paires conjuguées diffèrent par un $\text{H}^+$.

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