Réactions réversibles et état d'équilibre
Certaines réactions chimiques ne vont pas à leur terme : elles peuvent se produire dans les deux sens. On dit qu'elles sont réversibles et on les note avec une double flèche : A + B ⇌ C + D
L'état d'équilibre est atteint lorsque les vitesses de la réaction directe et de la réaction inverse sont égales. Les concentrations ne varient plus macroscopiquement, mais l'équilibre est dynamique à l'échelle moléculaire.
Exemple : la synthèse de l'acide iodhydrique à partir de dihydrogène et de diiode : H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g)
À haute température, un mélange H₂/I₂ ne se transforme pas totalement en HI — un équilibre s'établit.
Quotient de réaction Q
Pour la réaction a A + b B ⇌ c C + d D, le quotient de réaction Q est défini à tout instant par : Q = [C]ᶜ · [D]ᵈ / ([A]ᵃ · [B]ᵇ)
Q est sans unité (concentrations divisées par la concentration standard c° = 1 mol·L⁻¹). Pour les gaz, on utilise les pressions partielles divisées par p° = 1 bar.
Q permet de caractériser l'état du système à n'importe quel moment de la réaction, pas seulement à l'équilibre.
Constante d'équilibre K
À l'état d'équilibre, Q prend une valeur unique et constante (à température donnée) : la constante d'équilibre K. K = [C]ᶜeq · [D]ᵈeq / ([A]ᵃeq · [B]ᵇeq)
K ne dépend que de la température (pas des concentrations initiales, ni de la pression, ni des catalyseurs).
- K >> 1 : l'équilibre est très déplacé vers les produits (réaction quasi totale).
- K << 1 : l'équilibre est très déplacé vers les réactifs (réaction très peu avancée).
- K ≈ 1 : mélange significatif de réactifs et de produits à l'équilibre.
Critère d'évolution — comparer Q et K
Le critère d'évolution relie Q à K pour prédire le sens de la réaction :
| Condition | Évolution |
|---|---|
| Q < K | Réaction directe (→ vers les produits) |
| Q = K | Équilibre atteint, pas d'évolution nette |
| Q > K | Réaction inverse (← vers les réactifs) |
Ce critère est l'analogue du critère Q vs Ks pour la précipitation.
Exemple : pour H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g), K = 54 à 425 °C. Si on mélange H₂, I₂ et HI de telle façon que Q = 10 < K = 54 : la réaction directe est favorisée.
Tableau d'avancement — calcul à l'équilibre
Pour calculer les concentrations à l'équilibre, on dresse un tableau d'avancement : 1. Concentrations initiales [A]₀, [B]₀, [C]₀, [D]₀. 2. Variation stœchiométrique en fonction de l'avancement x. 3. Concentrations à l'équilibre en fonction de x. 4. Expression de K en fonction de x et résolution (équation du 2e degré ou approximation).
Exemple numérique : H₂ + I₂ ⇌ 2 HI, K = 54, [H₂]₀ = [I₂]₀ = 1 mol·L⁻¹, [HI]₀ = 0. À l'équilibre : [HI] = 2x, [H₂] = [I₂] = 1 - x. K = (2x)² / (1-x)² = 54 → 2x/(1-x) = sqrt(54) ≈ 7,35 → x ≈ 0,79 mol·L⁻¹.
