Sciences · Chimie
Équilibre chimique
Un système est à l’équilibre chimique quand une réaction et sa réaction inverse se produisent à la même vitesse : les quantités de réactifs et de produits ne varient plus, bien que les deux réactions continuent.
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Beaucoup de réactions ne vont pas jusqu’au bout. Quand on mélange un acide carboxylique et un alcool, il se forme un ester et de l’eau, mais il reste toujours de l’acide et de l’alcool, même après des semaines. L’ester formé réagit lui-même avec l’eau pour redonner les réactifs. Le système atteint un état où les deux réactions se compensent : c’est l'équilibre chimique. Le comprendre permet de prévoir la composition finale d’un mélange et de la modifier, ce qui est au cœur de l’industrie chimique.
Un équilibre dynamique
À l’échelle macroscopique, rien ne bouge. À l’échelle moléculaire, les réactions directe et inverse se poursuivent sans cesse, au même rythme. On le démontre en introduisant des atomes marqués (isotopes) : on les retrouve, au bout d’un moment, à la fois dans les réactifs et dans les produits.
Le même équilibre est atteint quel que soit le point de départ : on obtient la même composition finale en partant des réactifs ou des produits, si les quantités totales d’atomes sont les mêmes.
Totale ou limitée ?
| Réaction | Comportement | Exemple |
|---|---|---|
| Totale | le réactif limitant disparaît | combustion du méthane, réaction d’un acide fort sur une base forte |
| Limitée | équilibre entre réactifs et produits | estérification, dissociation de l’acide acétique dans l’eau, synthèse de l’ammoniac |
On compare l’avancement final x_f à l’avancement maximal x_max (voir la stœchiométrie) : le taux d’avancement final τ = x_f / x_max vaut 1 pour une réaction totale, moins de 1 pour une réaction limitée. Pour l’acide acétique à 0,01 mol/L dans l’eau, τ est d’environ 4 % seulement.
La constante d’équilibre
Pour une réaction a A + b B ⇌ c C + d D en solution, on définit le quotient de réaction :
Q = [C]^c × [D]^d / ([A]^a × [B]^b)
(les concentrations étant exprimées en mol/L et divisées par 1 mol/L pour rendre Q sans unité ; les solides et le solvant n’y figurent pas).
À l’équilibre, Q prend une valeur particulière, la constante d’équilibre K, qui ne dépend que de la réaction et de la température. C’est la loi d’action de masse, énoncée par les Norvégiens Cato Guldberg et Peter Waage en 1864.
| Valeur de K | Interprétation |
|---|---|
| K très grand (> 10⁴ environ) | réaction quasi totale, les produits dominent |
| K voisin de 1 | réactifs et produits en quantités comparables |
| K très petit (< 10⁻⁴ environ) | réaction très peu avancée, les réactifs dominent |
Exemples de constantes particulières : la constante d’acidité Ka (d’où le pKa, voir acides, bases et pH), le produit ionique de l’eau Ke = 10⁻¹⁴ à 25 °C, le produit de solubilité Ks d’un sel peu soluble.
Prévoir le sens d’évolution
On compare le quotient Q de l’état initial à K :
- Q < K : trop peu de produits ; le système évolue dans le sens direct ;
- Q > K : trop de produits ; il évolue dans le sens inverse ;
- Q = K : le système est à l’équilibre, il n’évolue pas.
Le principe de Le Chatelier
Énoncé par le chimiste français Henry Le Chatelier en 1884 : lorsqu’on modifie une condition d’un système à l’équilibre, il évolue dans le sens qui s’oppose à cette modification.
| Perturbation | Évolution du système |
|---|---|
| Ajout d’un réactif | sens direct (formation de produits) |
| Retrait d’un produit | sens direct |
| Hausse de la température | sens endothermique (qui absorbe la chaleur) |
| Baisse de la température | sens exothermique |
| Hausse de la pression (gaz) | sens qui diminue le nombre de molécules de gaz |
| Ajout d’un catalyseur | aucun déplacement : l’équilibre est seulement atteint plus vite |
Application : la synthèse de l’ammoniac
N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃, réaction exothermique, qui fait passer de 4 molécules de gaz à 2.
- Une haute pression (150 à 300 bar) favorise l’ammoniac.
- Une basse température le favoriserait aussi, mais rendrait la réaction trop lente : on choisit un compromis vers 400 à 500 °C, avec un catalyseur au fer.
- L’ammoniac est retiré au fur et à mesure par liquéfaction, ce qui déplace l’équilibre.
Voir l'ammoniac.
Application : l’estérification
Pour augmenter le rendement de la synthèse d’un ester, on met un réactif en excès ou on élimine l’eau formée : les deux déplacent l’équilibre vers l’ester.
Dans le corps humain
Dans le sang, l’hémoglobine fixe le dioxygène de façon réversible : Hb + 4 O₂ ⇌ Hb(O₂)₄. Dans les poumons, où la pression de dioxygène est élevée, l’équilibre est déplacé vers la fixation ; dans les tissus, où elle est basse, vers la libération. En altitude, la pression d’O₂ plus faible réduit la fixation, d’où l’essoufflement.
Questions fréquentes
À l’équilibre, les réactions sont-elles arrêtées ?
Non. Les réactions directe et inverse continuent, mais à la même vitesse : la composition globale reste constante. C’est un équilibre dynamique.
Un catalyseur augmente-t-il le rendement ?
Non. Il accélère autant la réaction directe que la réaction inverse : l’équilibre est atteint plus vite, mais sa composition ne change pas.
La constante d’équilibre change-t-elle avec les concentrations ?
Non. K ne dépend que de la réaction et de la température. Modifier les concentrations change le quotient Q, et le système évolue jusqu’à retrouver Q = K.