Équilibre chimique
Résultat de deux réactions chimiques simultanées dont les effets s'annulent mutuellement. / De Wikipedia, l'encyclopédie encyclopedia
Cher Wikiwand IA, Faisons court en répondant simplement à ces questions clés :
Pouvez-vous énumérer les principaux faits et statistiques sur Principe de Le Chatelier?
Résumez cet article pour un enfant de 10 ans
Un équilibre chimique est le résultat de deux réactions chimiques simultanées dont les effets s'annulent mutuellement.
Notions de base | |
---|---|
Réaction chimique | Équation bilan : espèce chimique. |
Stœchiométrie | Coefficients stœchiométriques : |
Avancement de réaction | quantité du constituant . |
Affinité chimique | potentiel chimique. |
Deuxième principe de la thermodynamique | Condition d'évolution spontanée : à l'équilibre. |
Réaction à pression et température constantes | |
Enthalpie libre | Enthalpie libre de réaction : |
Constante d'équilibre | État standard : |
Quotient de réaction | activité chimique. |
Progression de la réaction | Déplacement des réactifs vers les produits : , , |
Régression de la réaction | Déplacement des produits vers les réactifs : , , |
Condition d'équilibre | Loi d'action de masse : , |
Condition de stabilité | strictement. |
Déplacement d'un équilibre chimique | |
Principe de modération de Le Chatelier | « Lorsque les modifications extérieures apportées à un système physico-chimique en équilibre provoquent une évolution vers un nouvel état d'équilibre, l'évolution s'oppose aux perturbations qui l'ont engendrée et en modère l'effet. » |
Ce principe n'est vrai que pour les paramètres intensifs conditionnant l'équilibre. Il existe des contre-exemples pour les paramètres extensifs. | |
Augmentation de la température | À pression ou volume constant, déplacement dans le sens endothermique (loi de van 't Hoff). |
Augmentation de la pression | À température constante, déplacement dans le sens d'une diminution du volume, de la quantité totale de constituants (loi de Le Chatelier). |
Augmentation du volume | À température constante, déplacement dans le sens d'une augmentation de la pression, de la quantité totale de constituants. |
Ajout d'un réactif ou d'un produit | À pression et température constantes, pour les solutions idéales, déplacement dans le sens qui diminue la fraction molaire du constituant. |
À volume et température constants, pour les mélanges de gaz parfaits, déplacement dans le sens qui diminue la quantité du constituant. | |
Ajout d'un inerte | À pression et température constantes, pour les solutions idéales, déplacement dans le sens d'une augmentation de la quantité totale de constituants. |
À volume et température constants, pour les mélanges de gaz parfaits, absence de conséquence. | |
Emploi d'un catalyseur | L'équilibre est atteint plus vite, mais il n'est pas déplacé. |
Équilibres chimiques simultanés | |
Couplage chimique | Une réaction endergonique qui, seule, ne pourrait être spontanée, peut être provoquée par couplage avec une réaction exergonique simultanée. |
Une réaction telle que la combustion du propane avec l'oxygène, qui s'arrête lorsque l'un des réactifs est totalement épuisé, est qualifiée de réaction totale, complète ou irréversible. À contrario, une réaction comme l'estérification, aboutissant à un mélange stable dans le temps de réactifs et de produits, sans disparition totale de l'une des espèces chimiques, est qualifiée de réaction partielle, incomplète, réversible ou inversible[alpha 1] : ce type de réaction aboutit à un équilibre chimique. Au cours d'un processus de transformation chimique deux réactions peuvent s'opposer, l'une consommant des réactifs, l'autre consommant les produits de la première réaction pour recréer les réactifs initiaux. Une réaction est totale lorsqu'elle l'emporte sur sa réaction antagoniste. Un équilibre chimique apparaît lorsque la première réaction consomme les réactifs aussi vite que la seconde les recrée.
Une modification des conditions opératoires d'un équilibre chimique (modification de la pression ou de la température, ajout ou extraction de l'un des constituants du mélange réactionnel, etc.) peut favoriser l'une ou l'autre réaction. Ceci implique un déplacement de l'équilibre, c'est-à-dire l'obtention d'un nouvel état d'équilibre à une composition différente de celle de l'équilibre initial, mais contenant toujours les mêmes espèces. Un retour aux conditions opératoires initiales induit un retour à l'équilibre initial. Dans certains cas, la modification des conditions opératoires peut conduire à une rupture d'équilibre, c'est-à-dire l'obtention d'une réaction totale avec disparition de l'une des espèces.
Une réaction chimique se déplace spontanément dans le sens dicté par le deuxième principe de la thermodynamique. Une réaction qui diminue l'entropie ne peut par conséquent se produire seule, mais elle peut être provoquée. Dans un milieu réactionnel qui augmente globalement l'entropie, en présence d'autres réactions, un couplage chimique peut permettre d'obtenir une réaction qui serait impossible seule.
La notion d'équilibre chimique est évoquée pour la première fois en 1803 par le chimiste français Claude-Louis Berthollet, à la suite de ses observations sur les rives du lac Natron lors de la campagne d'Égypte. Avant lui les réactions chimiques étaient supposées être toujours totales. Berthollet est le premier à observer et étudier un mélange de réactifs et de produits (en l'occurrence un mélange de carbonate et chlorure de calcium et de sodium) dont l'équilibre se déplace tantôt dans un sens tantôt dans l'autre, selon les conditions de température et de composition. Il en déduit que les réactions chimiques sont régies par des forces opposées, mais ne peut préciser la nature de celles-ci[1],[2],[3].
Il faut attendre la deuxième moitié du XIXe siècle pour que des progrès significatifs soient faits dans la compréhension des réactions et équilibres chimiques. En 1858 le physicien allemand Gustav Kirchhoff énonce sa relation liant la variation de la chaleur d'une réaction chimique à la différence des capacités calorifiques des produits et des réactifs. En 1865 les chimistes norvégiens Cato Guldberg et Peter Waage, en s'inspirant des propositions de Berthollet, montrent expérimentalement qu'il existe une relation entre les concentrations des espèces présentes à l'équilibre en solution. La constante d'équilibre qu'ils définissent est appelée « constante de Guldberg et Waage » ou constante de la loi d'action de masse. Un premier formalisme mathématique des équilibres chimiques est développé par le chimiste néerlandais Jacobus van 't Hoff. La relation portant son nom donne la variation de la constante d'équilibre en fonction de la chaleur de réaction[3].
En 1884 le chimiste français Henry Le Chatelier, toujours sur base d'expérimentations, énonce son « principe de modération », dit « principe de Le Chatelier », selon lequel un équilibre s'oppose aux changements extérieurs qui tentent de le modifier[3]. Il existe cependant des cas dans lesquels ce principe n'est pas vérifié, notamment pour l'ajout ou l'extraction d'une espèce du mélange réactionnel[4],[5]. Ce principe est également appelé « principe de Le Chatelier-Braun », du nom du physicien allemand Ferdinand Braun qui en donna en 1887 une première démonstration mathématique[6].
Les bases théoriques de la chimie physique sont posées par le physicien américain Willard Gibbs entre 1875 et 1878. Gibbs introduit les fonctions enthalpie libre et potentiel chimique [3]. En 1922 le physicien belge Théophile de Donder définit l'avancement de réaction et l'affinité chimique . Il relie ainsi l'évolution des réactions chimiques au deuxième principe de la thermodynamique et donne la condition d'évolution spontanée de toute réaction chimique[7],[8]. En 1923 le physicien américain Gilbert Lewis introduit l'activité chimique [9]. Ce formalisme mathématique permet en 1950 aux physiciens belges Ilya Prigogine et Raymond Defay[alpha 2] de démontrer rigoureusement les relations et principes formulés par leurs prédécesseurs[10].