J'ai lu que chaque réaction chimique est théoriquement en équilibre dans un vieux manuel. Si cela est vrai, comment une réaction peut-elle être à sens unique?
Oui, toute réaction chimique peut théoriquement être en équilibre. Chaque réaction est réversible. Voir ma réponse à la question chem.SE 43258 pour plus de détails.
Cela inclut même les réactions de précipitation et les réactions qui libèrent des gaz. L'équilibre ne concerne pas uniquement les liquides! Des équilibres multiphases existent.
La seule chose qui empêche les réactions chimiques d'être "en équilibre" est le manque du nombre approprié de molécules. Pour qu'une réaction soit en équilibre, les concentrations de réactifs et de produits doivent être liées par la constante d'équilibre.
$$ \ ce {A < = > B} $$$$ K = \ frac {[B]} {[A]} $$
Lorsque les constantes d'équilibre sont extrêmement grandes ou petites, alors un très grand nombre de molécules est nécessaire pour satisfaire cette équation. Si $ K = 10 ^ {30} $, alors à l'équilibre il y aura $ 10 ^ {30} $ molécules de B pour chaque molécule de A. Une autre façon de voir cela est que pour que l'équilibre se produise, il doit y avoir au moins 10 $ ^ {30} $ molécules de B, soit plus de un million de moles de B, dans le système pour qu'il y ait "assez" de B pour garantir un équilibre, c'est-à-dire pour garantir qu'il y aura une concentration "d'équilibre" bien définie de A.
Quand autant de molécules ne sont pas présentes, alors il n'y a pas d'équilibre significatif. Pour des constantes d'équilibre très grandes (ou très petites), il sera très difficile d'obtenir un équilibre. En plus d'avoir besoin d'un système de taille mégamole (ou plus grand), le système devra être bien mélangé, isotherme et isobare. Ce n'est pas facile à réaliser à une si grande échelle!
Mise à jour Les commentateurs suggèrent que les réactions "irréversibles" n'ont pas d'équilibre. C'est vrai, mais tautologique. Dans le monde réel, toutes les réactions sont réversibles, au moins à un degré (peut-être extrêmement faible). Dire le contraire violerait la réversibilité microscopique. Une réaction irréversible à 100% aurait une constante d'équilibre infinie. Mais si $ K = \ infty $, alors $ \ Delta G ^ {\ circ} = -RT \ ln {K} $ se transformerait en $ \ Delta G ^ {\ circ} = - \ infty $. Donc, pour obtenir une énergie infinie, il suffit d'utiliser des réactions 100% irréversibles! J'espère que les problèmes liés à l'idée de réactions «irréversibles» deviennent apparents.
L'équilibre ne peut s'appliquer qu'à un système fermé.
Les réactions qui forment des précipités insolubles ou des gaz qui s'échappent ne présentent pas le comportement d'un système fermé. Par conséquent, ces réactions peuvent ne pas être en équilibre. Cependant, ces affirmations sont plus pragmatiques que réelles.
En fait, dans la réponse ci-dessus, le sulfate de baryum a un $ \ ce {K_ {sp}} $ de $ \ ce {1,1 x 10 ^ {-10}} $, donc formellement il y a un petit équilibre lié à la quantité de sulfate de baryum dans la solution $ \ ce {1,05 x 10 ^ {- 5}} $
Comme les gaz s'échappent dans la solution , elles peuvent être lues, et il y aurait donc un petit équilibre pour des processus comme ça.
Mais pragmatiquement, ces réactions ne sont pas à l'équilibre.
Oui, chaque réaction est un équilibre. Une réaction complète est un équilibre avec une constante d'équilibre élevée. Si vous écrivez l'expression de la constante d'équilibre, vous constaterez qu'une constante d'équilibre élevée implique que conc. des produits est très élevée, c'est-à-dire que la réaction est terminée.
$$ \ ce {BaCl2 (aq) + H2SO4 (aq) -> BaSO4 (s) + 2 HCl (aq)} $$ Réfléchissons simplement à ce que (aq) signifie; cela signifie que vous avez des ions flottant là-dedans qui sont en équilibre avec leurs solides.
Si vous commencez par penser qu'il n'y a pas de précipité, juste des ions dissous, nous avons $ \ ce {Ba ^ {2+} } $, $ \ ce {H +} $, $ \ ce {Cl -} $, et $ \ ce {SO4 ^ {2 -}} $. Ensuite, vous considérez les $ K _ {\ mathrm {s}} $ des différents sels, qui sont $ \ ce {BaCl2} $, $ \ ce {HCl} $, $ \ ce {BaSO4} $, et $ \ ce { H2SO4} $. Ils iront tous dans $ K _ {\ mathrm {s}} $, donc tous les sels se formeraient et seraient dissous à moins d'être bloqués, par exemple les choses peuvent devenir sursaturées. $ \ ce {BaSO4} $ a un Ks extrêmement bas donc la plupart précipiteront en même temps. $ \ ce {BaCl2} $ ira à $ K _ {\ mathrm {s}} $ avec les ions $ \ ce {Ba ^ {2 +}} $ et $ \ ce {Cl -} $ qui sont toujours en solution, et $ \ ce {H2SO4} $ irait aussi à $ K _ {\ mathrm {s}} $, ce qui signifie que $ \ ce {BaCl2} $ est en cours de formation, et donc il y a une réaction inverse.
Remarquez si j'avais $ \ ce {BaSO4} $ dans l'eau, ce qui serait en équilibre (donc minuscule dissous / minuscule bit de $ \ ce {Ba ^ {2 +}} $ ions et $ \ ce {SO4 ^ {2 -}} $ ions), et j'ai ajouté $ \ ce {Cl -} $ ions, un montant négligeable de plus $ \ ce {BaSO4} $ se dissoudra, car $ \ ce {BaCl2} $ irait à l'équilibre, réduisant $ \ ce {Ba ^ {2 +}} $ ions, conduisant à des quantités négligeables de $ \ ce {BaSO4} $ se dissolvant pour rester à $ K _ {\ mathrm {s}} $. Cela montre également le principe de Le Chatelier.
Non, chaque réaction n'est pas en équilibre avec ses produits. Considérons la réaction irréversible suivante: $$ \ ce {BaCl2 (aq) + H2SO4 (aq) -> BaSO4 (ppt) + 2HCl (aq)} $$.
Par définition, si la réaction est irréversible, alors il n'y a pas d'équilibre pour cette réaction.
$$ \ ce {[Ba] [SO4 ^ {2-}] = K_ {sp }} $$
(Divulgation complète - Théoriquement, le produit de solubilité du sulfate de baryum ne dépendrait pas de la concentration de HCl, mais ce n'est vraiment pas tout à fait vrai. Le produit de solubilité du sulfate de baryum dépend vraiment de l'activité des ions baryum et sulfate, donc la force ionique de la solution compte.)