Généré le: 17 juin 2026 à 17:25

Calculateur de constante d'équilibre

Données

Concentration de A0,5 M
Coefficient stœchiométrique a1
Concentration de B1 M
Coefficient stœchiométrique b3
Concentration de C0,8 M
Coefficient stœchiométrique c2
Concentration de D1 M
Coefficient stœchiométrique d0

Généré avec OneCalc · https://onecalc.app/fr/chemistry/equilibrium-constant-calculator

Chimie

Calculateur de constante d'équilibre

Calculer la constante d'équilibre Kc à partir des concentrations à l'équilibre pour la réaction aA + bB ⇌ cC + dD.

Données

Résultats

Saisissez une valeur pour afficher les résultats.

À l'équilibre, les réactifs sont favorisés (Kc < 1). Très peu de produits se forment dans ces conditions.

Intégrer ce calculateur

Aperçu

Collez ce code dans votre page pour afficher le calculateur.

Partager ce calcul

Toute personne ouvrant ce lien verra vos valeurs déjà renseignées.

Comprendre la constante d'équilibre

Lorsqu'une réaction réversible atteint l'équilibre, les concentrations des réactifs et des produits cessent de varier — non parce que la réaction s'arrête, mais parce que les vitesses des réactions directe et inverse deviennent égales. La constante d'équilibre Kc résume cet équilibre en un seul nombre. Un Kc élevé signifie que l'équilibre est déplacé vers les produits ; un Kc faible signifie qu'il est déplacé vers les réactifs.

L'expression de la constante d'équilibre

Pour la réaction générale :

aA+bB⇌cC+dDa\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}

la constante d'équilibre exprimée en concentrations molaires est :

Kc=[C]c[D]d[A]a[B]bK_c = \frac{[\text{C}]^c [\text{D}]^d}{[\text{A}]^a [\text{B}]^b}

Les crochets désignent les concentrations molaires à l'équilibre (mol/L). Les exposants sont les coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée. Les solides purs et les liquides purs sont omis, car leurs concentrations sont constantes et absorbées dans la valeur de Kc.

Interprétation de Kc

Valeur de KcSignification
Kc >> 1Produits fortement favorisés à l'équilibre
Kc ≈ 1Réactifs et produits présents en quantités comparables
Kc << 1Réactifs fortement favorisés ; peu de produits se forment

Exemple résolu : le procédé Haber

La synthèse de l'ammoniac est N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃. À une température donnée, les concentrations à l'équilibre mesurées sont :

[N2]=0,50 mol/L,[H2]=1,00 mol/L,[NH3]=0,80 mol/L[\text{N}_2] = 0{,}50\ \text{mol/L}, \quad [\text{H}_2] = 1{,}00\ \text{mol/L}, \quad [\text{NH}_3] = 0{,}80\ \text{mol/L}

En substituant dans l'expression :

Kc=[NH3]2[N2]1[H2]3=(0,80)2(0,50)(1,00)3=0,640,50=1,28\begin{aligned} K_c &= \frac{[\text{NH}_3]^2}{[\text{N}_2]^1 [\text{H}_2]^3} \\[6pt] &= \frac{(0{,}80)^2}{(0{,}50)(1{,}00)^3} \\[6pt] &= \frac{0{,}64}{0{,}50} \\[6pt] &= 1{,}28 \end{aligned}

Comme Kc > 1, les produits sont favorisés dans ces conditions.

Exclure une espèce : mettre un coefficient à zéro

Toute espèce dont le coefficient stœchiométrique est 0 contribue par un facteur [X]⁰ = 1, qui disparaît de l'expression. Cela permet de traiter simplement les réactions avec moins de deux réactifs ou produits — il suffit de mettre le coefficient inutilisé à 0 et la valeur de concentration correspondante n'a aucune importance.

Kc et Kp

Pour les réactions en phase gazeuse, les chimistes expriment parfois la constante d'équilibre en termes de pressions partielles :

Kp=Kc(RT)ΔnK_p = K_c (RT)^{\Delta n}

où R = 0,08206 L·atm/(mol·K), T est la température en kelvin, et Δn est la variation du nombre de moles de gaz (moles de produits gazeux moins moles de réactifs gazeux). Lorsque Δn = 0, Kp et Kc sont numériquement égaux.

Le quotient de réaction Q

Le quotient de réaction Q a la même forme algébrique que Kc, mais utilise des concentrations mesurées à n'importe quel instant — et pas nécessairement à l'équilibre. Comparer Q à Kc prédit le sens de la réaction :

  • Q < Kc : la réaction se déroule dans le sens direct (vers les produits)
  • Q > Kc : la réaction se déroule dans le sens inverse (vers les réactifs)
  • Q = Kc : le système est à l'équilibre

Effet de la température

Kc est une fonction de la température uniquement. Pour une réaction exothermique, une augmentation de température déplace l'équilibre vers les réactifs et diminue Kc. Pour une réaction endothermique, une augmentation de température déplace l'équilibre vers les produits et augmente Kc. Les catalyseurs et les variations de concentration ne modifient pas Kc ; ils influent uniquement sur la vitesse à laquelle l'équilibre est atteint.

Questions fréquentes (FAQ)

Quelle est la formule de la constante d'équilibre ?

Pour la réaction générale aA + bB ⇌ cC + dD, la constante d'équilibre exprimée en concentrations est Kc = ([C]^c · [D]^d) / ([A]^a · [B]^b), où les crochets désignent les concentrations molaires à l'équilibre et les exposants sont les coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée. Les solides purs et les liquides purs sont exclus de l'expression car leurs concentrations sont constantes et absorbées dans Kc.

Que signifie la valeur de Kc ?

Kc quantifie le rapport entre les concentrations des produits et des réactifs à l'équilibre. Kc >> 1 signifie que la réaction est déplacée vers la droite et que les produits prédominent ; Kc << 1 signifie qu'elle est déplacée vers la gauche et que les réactifs prédominent ; Kc ≈ 1 signifie que les deux côtés sont présents en quantités comparables. Kc dépend de la température mais non des concentrations initiales ni de l'utilisation d'un catalyseur.

Quelle est la différence entre Kc et Kp ?

Kc utilise les concentrations molaires (mol/L) tandis que Kp utilise les pressions partielles (atm ou Pa) et s'applique aux réactions en phase gazeuse. Ils sont liés par Kp = Kc · (RT)^Δn, où R est la constante des gaz, T est la température en kelvin, et Δn est la variation du nombre total de moles de gaz (moles de produits gazeux moins moles de réactifs gazeux). Lorsque Δn = 0, Kp et Kc sont numériquement égaux.

En quoi le quotient de réaction Q diffère-t-il de Kc ?

Le quotient de réaction Q a la même forme algébrique que Kc, mais utilise des concentrations mesurées à n'importe quel instant, et pas nécessairement à l'équilibre. Comparer Q à Kc indique dans quel sens la réaction va évoluer : si Q < Kc, la réaction se déplace vers la droite (vers les produits) pour atteindre l'équilibre ; si Q > Kc, elle se déplace vers la gauche (vers les réactifs) ; si Q = Kc, le système est déjà à l'équilibre.

Recommandations

Calculateur d'énergie libre de Gibbs

Calculer l'énergie libre de Gibbs ΔG à partir de l'enthalpie ΔH, de l'entropie ΔS et de la température T à l'aide de ΔG = ΔH − TΔS.

 En savoir plus
Calcul du pH

Calculer le pH, le pOH, [H⁺] et [OH⁻] d'une solution. Saisissez la concentration en ions hydrogène, en ions hydroxyde, le pH ou le pOH, et obtenez les trois autres à 25 °C.

 En savoir plus
Calcul de la loi des gaz parfaits

Résoudre PV = nRT pour la pression, le volume, la quantité de matière ou la température d'un gaz parfait. Renseignez trois grandeurs pour trouver la quatrième, en atm, kPa, L, mol et °C.

 En savoir plus

200+ calculateurs · 10 langues · 100 % gratuit

Ce calculateur vous a-t-il été utile ?

Non

Comment pourrions-nous améliorer ce calculateur ?
Propulsé par OneCalc ↗