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Généré le: 20 juillet 2026 à 21:34

Calculateur du quotient de réaction Q

Données

Concentration de A0,1 M
Coefficient stœchiométrique a1
Concentration de B0,2 M
Coefficient stœchiométrique b1
Concentration de C0,5 M
Coefficient stœchiométrique c1
Concentration de D1 M
Coefficient stœchiométrique d0
Constante d’équilibre K10

Généré avec OneCalc · https://onecalc.app/fr/chemistry/reaction-quotient

Chimie

Calculateur du quotient de réaction Q

Calcule le quotient de réaction Q à partir des concentrations actuelles et le compare à la constante d’équilibre K pour prédire dans quel sens la réaction aA + bB ⇌ cC + dD va évoluer.

Données

Résultats

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\begin{aligned} Q &= \dfrac{[\text{C}]^{c}\,[\text{D}]^{d}}{[\text{A}]^{a}\,[\text{B}]^{b}} \\ &= \dfrac{ 0,5^{1}\,1^{0} }{ 0,1^{1}\,0,2^{1} } \\ &= ? \end{aligned}

Comme Q < K, la réaction évolue dans le sens direct (vers la droite) : les réactifs sont consommés et davantage de produit se forme jusqu’à ce que Q augmente pour égaler K.

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Ce qu’indique le quotient de réaction

Le quotient de réaction Q mesure les quantités relatives de produits et de réactifs présents à un instant quelconque d’une réaction réversible. Il se calcule avec la même expression que la constante d’équilibre K, mais à partir des concentrations qui existent à l’instant considéré et non des concentrations à l’équilibre. Comparer Q à K permet de savoir si une réaction peut encore progresser dans le sens direct, si elle a dépassé le point d’équilibre vers les produits, ou si elle s’est déjà stabilisée à l’équilibre.

L’expression du quotient de réaction

Pour la réaction générale :

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

le quotient de réaction en concentrations molaires s’écrit :

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

Les crochets désignent les concentrations molaires actuelles (mol/L) et les exposants sont les coefficients stœchiométriques de l’équation équilibrée. Comme pour K, les solides purs et les liquides purs sont omis car leurs concentrations sont pratiquement constantes.

Comparaison de Q et K

Une fois Q connu, une seule comparaison avec K prédit le sens de l’évolution :

ComparaisonSens de l’évolutionSignification
Q < KDirect (vers la droite)Trop peu de produits ; la réaction forme plus de produit
Q = KAucune évolution netteLe système est déjà à l’équilibre
Q > KInverse (vers la gauche)Trop de produits ; la réaction reforme des réactifs

C’est une expression directe du principe de Le Chatelier : le système évolue toujours dans le sens qui rapproche Q de K.

Exemple résolu

Considérons la réaction A + B ⇌ C avec une constante d’équilibre K = 10. Supposons que les concentrations actuelles soient :

[A]=0,10 M,[B]=0,20 M,[C]=0,50 M[\text{A}] = 0{,}10\ \text{M}, \quad [\text{B}] = 0{,}20\ \text{M}, \quad [\text{C}] = 0{,}50\ \text{M}

Tous les coefficients valent 1, donc :

Q=[C][A][B]=0,50(0,10)(0,20)=0,500,020=25\begin{aligned} Q &= \frac{[\text{C}]}{[\text{A}][\text{B}]} \\[6pt] &= \frac{0{,}50}{(0{,}10)(0{,}20)} \\[6pt] &= \frac{0{,}50}{0{,}020} \\[6pt] &= 25 \end{aligned}

Comme Q = 25 est supérieur à K = 10, il y a plus de produit que l’équilibre ne le permet. La réaction évolue dans le sens inverse, consommant C et reformant A et B jusqu’à ce que Q redescende à 10.

Exclure une espèce : mettre un coefficient à zéro

Toute espèce dont le coefficient stœchiométrique est 0 apporte un facteur [X]⁰ = 1, qui disparaît de l’expression. Il devient ainsi facile de traiter les réactions comptant moins de deux réactifs ou produits : on met à 0 le coefficient inutilisé et sa concentration n’a plus d’importance.

Q, K et l’enthalpie libre

La comparaison entre Q et K est aussi liée à la thermodynamique de la réaction. La relation

ΔG=ΔG∘+RTln⁡Q\Delta G = \Delta G^\circ + RT \ln Q

montre que lorsque Q < K, la variation d’enthalpie libre ΔG est négative et la réaction directe est spontanée ; lorsque Q > K, ΔG est positive et la réaction inverse est favorisée ; et lorsque Q = K, ΔG = 0 et le système est à l’équilibre. Le quotient de réaction est donc le pont entre les concentrations mesurées et la force motrice d’une réaction.

Erreurs fréquentes

Q doit être évalué avec des concentrations exprimées dans les mêmes unités que celles utilisées pour définir K — habituellement mol/L pour Qc, ou pressions partielles pour Qp. Mélanger les unités, oublier d’élever chaque concentration à son exposant stœchiométrique ou inclure des solides et liquides purs sont les erreurs les plus courantes. Comme Q dépend de l’état actuel et K uniquement de la température, une réaction à K fixe peut présenter un Q supérieur, inférieur ou égal à K selon les concentrations présentes à cet instant.

Questions fréquentes (FAQ)

Quelle est la formule du quotient de réaction Q ?

Pour la réaction générale aA + bB ⇌ cC + dD, le quotient de réaction est Q = ([C]^c · [D]^d) / ([A]^a · [B]^b), où les crochets désignent les concentrations molaires actuelles et les exposants sont les coefficients stœchiométriques de l’équation équilibrée. Il a exactement la même forme que la constante d’équilibre, mais les concentrations sont mesurées à l’instant considéré et non à l’équilibre.

Quelle est la différence entre Q et K ?

Q et K partagent la même expression algébrique, mais K utilise les concentrations à l’équilibre tandis que Q utilise les concentrations à un instant quelconque. K est fixe pour une réaction donnée à une température donnée ; Q varie continuellement au cours de la réaction et n’égale K que lorsque le système atteint l’équilibre.

Comment la comparaison de Q et K prédit-elle le sens d’une réaction ?

Si Q < K, il y a relativement trop peu de produits, donc la réaction évolue dans le sens direct (vers la droite) pour former plus de produit. Si Q > K, il y a relativement trop de produits, donc la réaction évolue dans le sens inverse (vers la gauche) pour reformer des réactifs. Si Q = K, les vitesses directe et inverse sont déjà équilibrées et le système est à l’équilibre.

Que signifie Q égal à K ?

Lorsque Q = K, le système est à l’équilibre : le rapport des concentrations de produits à celles des réactifs correspond déjà à la constante d’équilibre, si bien qu’il n’y a aucune variation nette dans un sens ou dans l’autre. Les réactions directe et inverse se poursuivent à la même vitesse et maintiennent les concentrations constantes.

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