Énoncé du principe de Le Chatelier
Le principe de Le Chatelier (1884) énonce que :
Lorsqu'un système à l'équilibre est soumis à une perturbation, il évolue dans le sens qui tend à s'opposer à cette perturbation.
Ce principe est qualitatif : il indique le sens du déplacement de l'équilibre, pas la nouvelle valeur des concentrations. Pour les quantifier, il faut calculer Q et K.
Les perturbations possibles sont : variation de concentration, variation de pression (gaz), variation de température. L'ajout d'un catalyseur ne déplace pas l'équilibre (il accélère simplement l'atteinte de l'état d'équilibre).
Perturbation par variation de concentration
Pour l'équilibre A + B ⇌ C + D : - Ajout d'un réactif (A ou B) : Q diminue < K → équilibre déplacé vers la droite (sens direct, consommation du réactif ajouté). - Retrait d'un produit (C ou D) : Q diminue < K → équilibre déplacé vers la droite. - Ajout d'un produit : Q augmente > K → équilibre déplacé vers la gauche (sens inverse).
Application : dans un dosage pH-métrique, l'ajout de base consomme H₃O⁺, déplaçant l'équilibre de dissociation de l'acide faible vers la droite.
Perturbation par variation de pression
Cette perturbation ne s'applique qu'aux équilibres mettant en jeu des gaz. On compare le nombre total de moles gazeuses des produits (Δn_gaz) :
- Augmentation de la pression totale (compression) : Q_p > K_p → l'équilibre se déplace vers le côté avec le moins de moles gazeuses (minimise la pression).
- Diminution de la pression (expansion) : vers le côté avec le plus de moles gazeuses.
Exemple : N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g) Δn_gaz = 2 - (1+3) = -2. Une augmentation de pression favorise la formation de NH₃ (côté 2 moles).
Si Δn_gaz = 0 (ex: H₂ + I₂ ⇌ 2 HI), une variation de pression totale n'a aucun effet sur l'équilibre.
Perturbation par variation de température
Contrairement aux perturbations précédentes, la température modifie K.
- Pour une réaction exothermique (ΔH < 0) : l'augmentation de T déplace l'équilibre vers les réactifs (K diminue).
- Pour une réaction endothermique (ΔH > 0) : l'augmentation de T déplace l'équilibre vers les produits (K augmente).
Loi de Van't Hoff : ln(K₂/K₁) = -ΔH°/R × (1/T₂ - 1/T₁)
Application industrielle : procédé Haber-Bosch
La synthèse de l'ammoniac est l'exemple le plus célèbre d'application du principe de Le Chatelier : N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g) ΔH° = -92 kJ·mol⁻¹
Analyse des compromis industriels : - Pression : haute pression (150–300 bar) favorise NH₃ (Δn_gaz = -2). ✓ Mais coûteuse techniquement. - Température : la réaction est exothermique → basse température favorise NH₃. Mais la cinétique est trop lente à 25 °C. Compromis : 400–500 °C avec catalyseur (Fe/Al₂O₃). - Retrait de NH₃ : condensation continue de NH₃ liquide → équilibre déplacé vers la droite.
Ce procédé produit ~150 millions de tonnes d'ammoniac par an, base de la production mondiale d'engrais.
Tampon acide-base et Le Chatelier
Les solutions tampons illustrent parfaitement le principe : un mélange CH₃COOH / CH₃COO⁻ (pKa = 4,8) résiste aux variations de pH.
- Ajout de H⁺ : consommé par CH₃COO⁻ → CH₃COOH (équilibre déplacé vers la gauche).
- Ajout de OH⁻ : consommé par CH₃COOH → CH₃COO⁻ (équilibre déplacé vers la droite).
Le pH reste proche de pKa tant que le rapport [CH₃COO⁻]/[CH₃COOH] n'est pas trop perturbé.