Équilibre chimique

Un équilibre chimique est le résultat de deux réactions chimiques simultanées dont les effets s'annulent mutuellement.

Équilibre chimique
Notions de base
Réaction chimique Équation bilan :

espèce chimique.
Stœchiométrie Coefficients stœchiométriques :
  • des réactifs :  ;
  • des produits :  ;
  • des inertes : .
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 simultanéss
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.

Historique

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].

Notions de base

Principe de Berthelot, principe de Matignon

Une réaction chimique est favorisée ou défavorisée par divers facteurs tels que la pression, la température, l'énergie apportée au mélange réactionnel. L'étude des réactions chimiques et des équilibres a conduit, dans la seconde moitié du XIXe siècle, à l'énoncé des deux principes empiriques suivants[11],[12],[13] :

« Principe de Berthelot - Facteur énergie.
Un système laissé à lui-même tend à évoluer de manière à libérer le plus de chaleur. »

Autrement dit, une réaction est favorisée si elle est exothermique, elle est défavorisée si elle est endothermique. Les réactions exothermiques ayant une très forte chaleur de réaction (enthalpie standard de réaction ), comme les réactions de combustion, sont souvent totales.

« Principe de Matignon - Facteur désordre.
Une réaction chimique évolue dans le sens de l'augmentation du nombre de ses molécules. »

Les réactions augmentant la quantité de matière dans le mélange réactionnel sont favorisées : la réaction de combustion d'un alcane avec l'oxygène est favorisée, car le nombre de moles de produits est supérieur à celui des réactifs ; en outre elle est exothermique, elle est donc doublement favorisée ce qui la rend totale. Le principe de Matignon est en accord avec le deuxième principe de la thermodynamique : les réactions dont l'entropie standard de réaction est positive sont favorisées, or une augmentation du nombre de moles d'un système thermodynamique à la suite d'une réaction correspond à une augmentation de l'entropie. Les réactions produisant un gaz à partir d'un solide ou d'un liquide sont donc également favorisées, car l'entropie d'un gaz est plus élevée que celle d'une phase condensée[alpha 3].

Lorsque ces deux principes, qui en eux-mêmes n'ont qu'un intérêt historique, entrent en concurrence au sein d'une même réaction, il apparaît un équilibre. Leur combinaison, qui fut effectuée par Gibbs et Duhem[alpha 4], conduit à l'étude de l'enthalpie libre standard de réaction , définie par :

Enthalpie libre standard de réaction :

avec la température à laquelle est effectuée la réaction. Ainsi[11],[12],[13] :

  • lorsque et sont de signes opposés, les deux principes sont simultanément favorables ou défavorables :
    • si et , soit , selon les deux principes tous les facteurs sont défavorables : la réaction est impossible ;
    • si et , soit , selon les deux principes tous les facteurs sont favorables : la réaction est totale ;
  • lorsque et sont de même signe, les deux principes s'opposent, peut être positive ou négative : la réaction conduit à un équilibre d'autant plus déplacé que est éloignée de 0 :
    • si la réaction est peu favorisée, l'équilibre contiendra majoritairement des réactifs, peu consommés ;
    • si la réaction est favorisée, l'équilibre contiendra majoritairement des produits, les réactifs étant en grande partie consommés.

Le tableau suivant récapitule l'influence des deux facteurs sur la réaction[11],[12].

Classement des réactions chimiques.
Facteurs influant
sur la réaction
Principe de Matignon
Augmentation du désordre

favorable
Diminution du désordre

défavorable
Principe
de Berthelot
Réaction exothermique

favorable
Réaction
totale
Équilibre
exothermique
Réaction endothermique

défavorable
Équilibre
endothermique
Réaction
impossible

En toute rigueur cependant, une réaction telle que et n'est pas impossible. Elle ne peut pas être spontanée, c'est-à-dire avoir lieu seule, car elle diminue l'entropie, ce qui est contraire au deuxième principe de la thermodynamique. Néanmoins elle peut être provoquée : cette réaction pourrait par exemple avoir lieu par couplage chimique avec une autre réaction, de telle sorte que l'entropie globale créée par ces deux réactions soit positive, en accord avec le deuxième principe[14] (voir le chapitre Équilibres chimiques simultanés).

D'autre part, si l'un des facteurs et est significativement plus important que l'autre, une réaction à priori équilibrée peut être en réalité totale ou impossible. C'est le cas de la combustion du monoxyde de carbone CO en dioxyde de carbone CO2 en présence d'oxygène O2 :

Cette réaction est exothermique et diminue le nombre de ses molécules : elle est donc favorisée selon Berthelot et défavorisée selon Matignon, elle devrait être équilibrée. Cependant sa très forte exothermicité ( = −67,6 kcal/mol = −282,8 kJ/mol) la rend totale jusqu'à environ 1 000 °C[12].

Enfin, si les deux facteurs et sont peu marqués, une réaction à priori totale ou impossible peut être en réalité équilibrée. C'est le cas de la synthèse de l'iodure d'hydrogène HI en présence d'iode I2 et d'hydrogène H2 :

Cette réaction est faiblement exothermique ( = −9,4 kJ/mol) et ne modifie pas le nombre de ses molécules : elle devrait être totale selon Berthelot, mais est en fait équilibrée[12].

L'enthalpie libre standard de réaction ne tient compte que de la stœchiométrie et de la température, le mélange réactionnel étant considéré dans un état standard généralement différent des conditions réelles de réaction. Une étude plus fine des réactions chimiques passe par l'utilisation de l'enthalpie libre de réaction , qui, en plus de la température et de la stœchiométrie, prend en compte la pression et la composition du mélange réactionnel, et les activités chimiques des constituants[13].

Réaction directe et réaction inverse, cinétique des réactions

Évolution dans le temps des vitesses des réactions dans une réaction totale et dans un équilibre chimique.
Dans une réaction totale, la vitesse de la réaction directe finit par s'annuler ; la réaction inverse est inexistante. Dans un équilibre chimique les vitesses finales des réactions directe et inverse s'égalisent et sont non nulles.
Évolution dans le temps des concentrations en réactif et produit dans une réaction totale et dans un équilibre chimique.
Dans une réaction totale, un réactif limitant, c'est-à-dire un réactif introduit en défaut par rapport à la stœchiométrie, disparaît totalement. Dans un équilibre, le mélange réactionnel final contient toutes les espèces de réactifs et de produits en quantités non nulles.

Un équilibre chimique implique deux réactions simultanées :

  • une réaction dans le sens réactifs → produits appelée réaction directe, il s'agit généralement de la réaction intéressante pour la synthèse d'une espèce chimique donnée ;
  • une réaction dans le sens produits → réactifs appelée réaction inverse, qui s'oppose à la réaction directe.

Dans un équilibre, l'une des deux réactions obéit au principe de Berthelot et l'autre au principe de Matignon : si l'une est exothermique, l'autre augmente le désordre du système réactionnel ; en conséquence, puisque les deux réactions ont des effets inverses, la première enfreint le principe de Matignon en diminuant le désordre, et la deuxième enfreint le principe de Berthelot en étant endothermique.

Lorsqu'une réaction est équilibrée, cela signifie que la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse. L'état d'équilibre obtenu dans ce cas peut être qualifié d'équilibre dynamique ou stationnaire : les réactions ont toujours lieu, mais globalement leurs effets s'annulent ; par exemple la réaction directe consomme les réactifs aussi vite que la réaction inverse les recrée, d'où une composition du mélange réactionnel stable dans le temps ; ou encore la réaction endothermique absorbe totalement la chaleur dégagée par la réaction exothermique, d'où un bilan énergétique globalement nul.

Dans le cas d'un équilibre impliquant deux réactifs et et deux produits et , on note l'équilibre sous la forme :

, , et sont des espèces chimiques, , , et les coefficients stœchiométriques respectifs.

Dans le cas de réactions élémentaires, c'est-à-dire s'effectuant en une seule étape, les vitesses de réaction dépendent des concentrations , , et des espèces en présence et de et les constantes respectives des vitesses des réactions directe et inverse (qui suivent la loi d'Arrhenius) selon les expressions :

  • la vitesse de la réaction directe ;
  • la vitesse de la réaction inverse.

Dans une réaction totale, la réaction inverse est inexistante, ou du moins a-t-elle une vitesse négligeable devant la vitesse de la réaction directe : . À la fin d'une réaction totale, c'est-à-dire lorsque les concentrations des réactifs et produits ne varient plus, les réactifs ont totalement disparu s'ils ont été introduits à la stœchiométrie, sinon c'est le réactif introduit en défaut, ou réactif limitant, qui a totalement disparu.

Dans un équilibre chimique, la vitesse de déplacement de l'équilibre est égale à la différence entre la vitesse de la réaction directe et la vitesse de la réaction inverse : . Les deux vitesses de réaction finissent par s'égaliser sans s'annuler : (c'est la vitesse de l'équilibre qui s'annule ). Ceci entraîne, à l'équilibre, la relation suivante, appelée loi d'action de masse :

Cette relation lie les constantes des vitesses des deux réactions aux concentrations des réactifs et des produits à l'équilibre. Le rapport ainsi obtenu est appelé constante d'équilibre. Cette relation a été établie empiriquement par Guldberg et Waage. Nous verrons par la suite comment établir rigoureusement cette relation selon les principes de la thermodynamique. Dans un équilibre chimique aucune espèce, que ce soit un réactif ou un produit, ne disparaît totalement.

Les expressions correctes des vitesses de réaction et de la constante d'équilibre doivent faire intervenir les activités chimiques des constituants, et non leur concentration ou leur pression molaire partielle souvent utilisées par approximation.

Stœchiométrie, avancement de réaction

Considérons un équilibre chimique réalisé à température et pression constantes dont l'équation bilan est la suivante :

(1) Réaction chimique :

Les constituants du membre de gauche sont les réactifs, au nombre de  ; les constituants du membre de droite sont les produits, au nombre de  :

  • réactif ;
  • produit.

Les coefficients et sont les coefficients de stœchiométrie de l'équation bilan. Considérons une petite progression de la réaction à l'instant et appelons les variations élémentaires du nombre de moles de chaque constituant à ce stade de la réaction. La réaction progresse en respectant la stœchiométrie de l'équation bilan, aussi si la quantité du réactif varie de  :

  • la quantité de tout réactif varie de :  ;
  • la quantité de tout produit varie de :  ;

ce qui implique que tous les rapports sont égaux au signe près :

Le paramètre est appelé avancement de réaction de la réaction, il est donc défini sur l'un quelconque des constituants et il existe une relation entre et chaque constituant. La connaissance de permet de connaître la composition du système : c'est une variable de composition extensive (si l'on double la quantité de chacun des réactifs et produits, l'avancement de réaction double également). Au début de la réaction, au moment de l'introduction des constituants dans le réacteur, par définition l'avancement est nul : . Puis la valeur de l'avancement évolue selon le sens de déplacement de la réaction.

Lorsque la réaction progresse :

  • les réactifs disparaissent :  ;
  • les produits apparaissent :  ;
  • l'avancement de réaction augmente :  ;
  • la réaction directe l'emporte sur la réaction inverse : et  ;
  • l'équilibre se déplace de la gauche (réactifs) vers la droite (produits).

À l'inverse, lorsque la réaction régresse :

  • les réactifs apparaissent :  ;
  • les produits disparaissent :  ;
  • l'avancement de réaction diminue :  ;
  • la réaction directe est dominée par la réaction inverse : et  ;
  • l'équilibre se déplace de la droite (produits) vers la gauche (réactifs).

L'avancement de réaction peut donc indifféremment augmenter ou diminuer. Puisque l'avancement est nul au début de la réaction, il peut prendre aussi bien une valeur positive (la réaction a progressé par rapport à l'état initial) qu'une valeur négative (la réaction a régressé par rapport à l'état initial).

La convention stœchiométrique communément admise afin de simplifier les expressions dans les démonstrations qui suivent est de représenter l'équilibre sous la forme[15] :

(2) Réaction chimique :

Cette équation (2) implique les mêmes constituants et que l'expression de l'équilibre (1), mais ils sont cette fois notés , au nombre de , en attribuant une valeur négative aux coefficients stœchiométriques des réactifs, et positive à ceux des produits :

  • pour un réactif ;
  • pour un produit ;
  • pour un inerte.

Ceci permet d'écrire indifféremment pour un réactif ou un produit :

Avancement de réaction : pour tout


À tout instant au cours de la réaction, l'intégration de ces relations permet de calculer la quantité d'un réactif ou d'un produit quelconque, selon :

avec :

  • la quantité de constituant à l'instant initial  ;
  • la quantité de constituant à l'instant  ;
  • l'avancement de réaction à l'instant  ; rappelons qu'à l'instant initial, par définition, .

Pour un inerte, constituant n'intervenant pas dans la réaction, , la quantité ne varie pas au cours de la réaction : on a à tout instant.

La vitesse de déplacement de l'équilibre est égale à la dérivée de l'avancement de réaction par rapport au temps [16],[17] :

Vitesse de réaction :

La vitesse de réaction peut prendre aussi bien une valeur positive lorsque la réaction progresse (l'avancement de réaction croît) que négative lorsque la réaction régresse (l'avancement de réaction décroît) ; à l'équilibre . Pour tout constituant (réactif, produit ou inerte), la vitesse d'apparition est égale à[16],[17] :

Vitesse d'apparition du constituant  :

Comme la vitesse de réaction, la vitesse d'apparition d'un constituant peut être positive (le constituant apparait) ou négative (le constituant disparait).

Affinité chimique, condition d'évolution spontanée et condition d'équilibre

L'affinité chimique est une fonction d'état définie à partir des potentiels chimiques [18] :

Affinité chimique :

Considérant la relation pour tout constituant :

on a la relation :

Le deuxième principe de la thermodynamique implique que l'évolution spontanée d'une réaction chimique ne peut se faire que si[19] :

Condition d'évolution spontanée :

et ne peuvent donc être que de même signe[19] :

  • une progression est associée à un signe positif : et , la réaction progresse ;
  • une régression est associée à un signe négatif : et , la réaction régresse.

Un système fermé est à l'équilibre lorsque les variables intensives qui le décrivent (température, pression et potentiels chimiques des réactifs et des produits) sont homogènes dans tout le système et restent constantes au cours du temps. L'équilibre est atteint lorsque l'affinité est nulle[19] :

Condition d'équilibre :

En termes de potentiel thermodynamique, ces relations dépendent des conditions opératoires maintenues constantes en cours de réaction :

  • pour une réaction chimique effectuée à et constantes : ,
    Condition d'évolution spontanée de tout système chimique à et constantes :
    • lorsque ne varie plus, est nulle[20], la fonction est minimale. Cela signifie que le système réactionnel est à l'équilibre :
    À l'équilibre :
  • pour une réaction chimique effectuée à et constants : ,
    • la fonction énergie libre ne peut que décroître :
    Condition d'évolution spontanée de tout système chimique à et constants :
    • lorsque ne varie plus, est nulle, la fonction est minimale. Cela signifie que le système réactionnel est à l'équilibre :
À l'équilibre :

Les relations suivantes définissent également l'affinité chimique :

Affinité chimique :

Équilibres hétérogènes, rupture d'équilibre

Un équilibre homogène est un équilibre dans lequel l'ensemble des réactifs et des produits se situent dans la même phase ; par exemple :

  • l'équilibre du dioxyde et du trioxyde de soufre en phase gaz :  ;
  • l'autoprotolyse de l'eau en phase aqueuse :  ;
  • l'estérification en phase aqueuse : .

Un équilibre hétérogène est un équilibre dans lequel l'un au moins des réactifs ou produits se situe dans une phase différente des autres constituants du milieu réactionnel ; par exemple :

  • la précipitation ou dissolution du chlorure de sodium en phases aqueuse et solide :  ;
  • la dissolution du dioxyde de carbone en phases gaz et aqueuse :  ;
  • la réduction de l'oxyde de zinc en phases solide et gaz :  ;
  • l'équilibre des formes allotropiques du carbone diamant et graphite : , chacun des deux solides constituant une phase à lui seul ;
  • la nitration aromatique et la sulfonation aromatique faisant intervenir une phase organique liquide et une phase minérale acide liquide, les deux liquides n'étant pas miscibles.

Dans le cas des équilibres hétérogènes, si l'une des phases disparait au cours de la réaction l'état obtenu en fin de réaction n'est pas un état d'équilibre chimique : il y a rupture d'équilibre[21],[22]. D'une façon générale, tout système en équilibre chimique présentant une variance faible (1 le plus souvent) présente des ruptures d'équilibre si l'opérateur impose plus de paramètres que ne le permet la variance. Par exemple, pour un équilibre de variance 1 l'opérateur peut fixer la température mais subit la concentration. Si l'opérateur impose une concentration autre que celle dictée par l'équilibre, alors le système réactionnel, à la température fixée, est hors équilibre : il y a rupture d'équilibre. Une rupture d'équilibre peut permettre d'obtenir une réaction totale, par épuisement de l'un des réactifs[23].

Réaction à pression et température constantes

Les démonstrations qui suivent sont valables pour une réaction ayant lieu à et constantes, en se basant sur l'enthalpie libre .

Enthalpie libre de réaction

L'enthalpie libre de réaction est définie par :

avec l'enthalpie libre molaire partielle ou potentiel chimique du constituant .

La différentielle de l'enthalpie libre est égale à :

d'où, à et constantes :

Cette grandeur est également notée avec l'opérateur de Lewis :

L'enthalpie libre de réaction et l'affinité chimique sont donc définies par[18],[19] :

Enthalpie libre de réaction :

et à pression et température constantes on a[19] :

À et constantes :

Enthalpie libre standard de réaction et quotient de réaction

Le potentiel chimique de chaque constituant dans le mélange réactionnel peut être exprimé en fonction du potentiel chimique de ce constituant dans un état standard à la même température que le mélange réactionnel et de l'activité du constituant selon la relation[25] :

Potentiel chimique :

L'état standard peut être à une autre pression, une autre composition et dans un autre état que le mélange réactionnel réel, néanmoins il est obligatoirement à la même température que celui-ci.

L'expression de l'enthalpie libre de réaction est développée selon :

Les termes standards sont regroupés dans une grandeur appelée enthalpie libre standard de réaction :

Enthalpie libre standard de réaction :

Les termes correspondant aux activités sont regroupés dans le quotient de réaction[25],[26] :

Quotient de réaction :

En conséquence l'enthalpie libre de réaction s'écrit[25] :

Enthalpie libre de réaction :

Constante d'équilibre

La constante d'équilibre , qui est toujours positive, est définie par la relation avec l'enthalpie standard de réaction[27] :

Constante d'équilibre :

La constante d'équilibre peut être déterminée expérimentalement ou calculée à partir des seules propriétés des réactifs et produits à l'état standard[27],[28],[29],[30]. Les propriétés dans l'état standard ne dépendant que de la température, la constante d'équilibre ne dépend elle-même que de la température. L'état standard est choisi à la même température que le mélange réactionnel réel (mais la pression et la composition peuvent être différentes).

L'enthalpie libre standard de réaction est liée à l'enthalpie standard de réaction et à l'entropie standard de réaction par la relation :

Lorsque et sont de même signe, peut être négative (, progression de la réaction favorisée) ou positive (, régression favorisée) : la réaction produit un équilibre d'autant plus déplacé vers la droite (vers les produits) que décroît et augmente. Nous retrouvons ici les principes de Berthelot et Matignon selon lesquels la réaction est favorisée si et  : si tel est le cas, et , la réaction est totale. À contrario, la réaction est impossible si et , auquel cas et [31]. Il est considéré en pratique qu'une réaction est totale pour et impossible pour [32]. La température à laquelle et est appelée température d'inversion[33],[34] :

Température d'inversion :

Elle correspond à la limite à partir de laquelle la réaction directe est favorisée ou non : pour une réaction exothermique () il vaut mieux travailler à une température inférieure à , pour une réaction endothermique () il vaut mieux travailler à une température supérieure[35].

Les relations de Kirchhoff permettent d'établir une expression rigoureuse de la constante d'équilibre :

avec :

  • l'enthalpie standard de réaction à  ;
  • l'enthalpie molaire standard du constituant à  ;
  • l'entropie standard de réaction à  ;
  • l'entropie molaire standard du constituant à  ;
  • la capacité thermique isobare standard de réaction, dépendante de  ;
  • la capacité thermique isobare molaire standard du constituant , dépendante de  ;
  • la température de référence.

Sur des plages de température réduites l'enthalpie standard de réaction et l'entropie standard de réaction peuvent être considérées comme des constantes selon l'approximation d'Ellingham, ce qui revient à considérer que [36]. Aussi, en introduisant deux constantes et telles que :

on obtient[36] :

La constante d'équilibre peut être trouvée dans la littérature pour de nombreux équilibres sous la forme :

Cette expression est la plus courante, il est nécessaire de vérifier son domaine de validité en température qui est souvent assez réduit. Puisque et sont le plus souvent de même signe dans une réaction équilibrée, les constantes et sont le plus souvent de même signe.

D'autre part, la relation de Gibbs-Helmholtz permettant d'écrire, à pression constante[27] :

on obtient la relation de van 't Hoff qui définit l'évolution de la constante d'équilibre en fonction de la température[27] :

Relation de van 't Hoff :

En intégrant cette relation, en supposant que l'enthalpie standard de réaction ne varie pas avec la température, on obtient :

Si l'on connait les valeurs de la constante d'équilibre et de l'enthalpie standard de réaction à la température , il est ainsi possible de déterminer la valeur de la constante d'équilibre à la température . Sous cette forme, les deux constantes et définies précédemment valent :

  •  ;
  • .

On a donc, finalement :

En conséquence l'enthalpie libre de réaction s'écrit :

Enthalpie libre de réaction :

Sens de déplacement d'un équilibre, condition d'équilibre

Évolution d'un équilibre chimique à pression et température constantes selon le signe de l'enthalpie libre de réaction .
La réaction progresse lorsque . La réaction régresse lorsque . L'équilibre est atteint lorsque .

Étant donné la condition d'évolution spontanée de toute réaction et la définition de l'enthalpie libre de réaction :

on a la condition d'évolution spontanée à pression et température constantes[38] :

Condition d'évolution spontanée à et constantes :

Ainsi, à pression et température constantes, et ne peuvent être que de signes contraires[19] :

  • et , la réaction progresse : l'équilibre se déplace de la gauche vers la droite, des réactifs sont consommés et des produits apparaissent ;
  • et , la réaction régresse : l'équilibre se déplace de la droite vers la gauche, des produits sont consommés et des réactifs apparaissent.

À l'équilibre l'enthalpie libre ne varie pas, [20], d'où deux cas possibles :

  • et , la réaction pourrait avoir lieu car le potentiel de réaction est non nul, mais l'avancement de réaction ne varie pas ; les causes de ce défaut de réaction peuvent être :
    • une cinétique extrêmement lente (la vitesse de réaction ), l'équilibre est dit instable, c'est le cas de la transformation du diamant en graphite[alpha 6] ;
    • ou l'absence d'un facteur déclenchant (énergie, étincelle, catalyseur, site de nucléation, circuit de pile électrique non fermé…), l'équilibre est dit métastable[alpha 7] ;
  • et , la réaction a eu lieu, le potentiel de réaction est désormais nul ; l'équilibre est dit stable ; nous ne nous intéresserons par la suite qu'à ce cas de figure.
À l'équilibre :

L'enthalpie libre de réaction étant liée aux enthalpie et entropie de réaction par la relation , l'état d'équilibre correspond à l'égalité , soit l'équilibre entre le facteur énergie et le facteur désordre.

Loi d'action de masse

En considérant la définition de l'enthalpie libre de réaction et la condition d'évolution spontanée à pression et température constantes :

hors équilibre nous avons :

  • si alors , d'où  : la réaction progresse ;
  • si alors , d'où  : la réaction régresse.

Lorsque la fonction est minimale, le système réactionnel est à l'équilibre ; dans ces conditions . On obtient , soit la loi d'action de masse :

Loi d'action de masse : à l'équilibre.

Puisque par définition et que à l'équilibre, la loi d'action de masse est vraie quelles que soient les conditions de déroulement de la réaction (pression, volume, entropie ou température constants).

Les activités chimiques qui interviennent dans le quotient de réaction dépendent de la pression , de la température et de la composition du mélange réactionnel, c'est-à-dire des quantités des réactifs et produits de réaction, mais aussi des inertes :

.

La pression et la température , ainsi que les quantités des constituants dans le mélange réactionnel à l'instant initial (au temps ) sont des données du problème. La réaction est menée à pression et température constantes. Les quantités des constituants évoluent au cours de la réaction, hormis celles des inertes. L'équation comporte par conséquent autant d'inconnues qu'il y a de réactifs et de produits. Pour tout constituant intervenant dans la réaction, la quantité varie au cours du temps selon :

avec :

  • la quantité du constituant à l'instant initial  ;
  • la quantité du constituant à l'instant  ;
  • l'avancement de réaction à l'instant  ; rappelons qu'à l'instant initial, par définition, .

On peut donc remplacer dans l'expression des activités les par . Les pression, température et composition initiale étant données, le quotient de réaction devient alors à tout instant (y compris hors équilibre) une fonction de la seule variable avancement de réaction . L'équilibre est donc atteint pour l'avancement tel que :

À l'équilibre :

La quantité de chaque réactif et produit à l'équilibre est à postériori calculée par . L'équation n'a pas forcément une solution unique en . Il est entendu que sont écartées d'office les solutions mathématiques induisant des quantités de constituants négatives (rappelons toutefois que l'avancement de réaction , lui, peut être négatif). Si plusieurs solutions sont trouvées, il est nécessaire de déterminer laquelle est la bonne, ou du moins laquelle est la plus réaliste du point de vue de la thermodynamique : celle qui minimise la fonction .

Condition de stabilité d'un équilibre

Condition de stabilité d'un équilibre chimique en fonction du signe de .
L'équilibre n'est stable que lorsque . De plus l'équilibre réel est celui pour lequel l'enthalpie libre a atteint le minimum global sur l'ensemble des valeurs possibles de l'avancement de réaction .

D'un point de vue mathématique, un minimum de est atteint si, en plus de l'annulation de sa dérivée première, sa dérivée seconde est positive strictement, soit, à l'équilibre[40],[41] :

À l'équilibre

, condition d'équilibre
, condition de stabilité

C'est à cette seconde condition seulement que l'équilibre pourra être qualifié de stable.

Il est impossible que à l'équilibre, ce qui supposerait un maximum de la fonction , et donc que a crû. Si cette solution est mathématiquement possible, elle est irréaliste du point de vue de la thermodynamique et doit donc être écartée ; mathématiquement, il s'agit d'un équilibre instable. Il est possible en revanche qu'à l'équilibre la dérivée seconde et la dérivée troisième  : l'enthalpie libre a atteint un point d'inflexion et l'équilibre est un équilibre métastable, la moindre perturbation relancera la réaction jusqu'à ce qu'elle atteigne un équilibre stable. La situation est possible du point de vue de la thermodynamique. Si les dérivées seconde et troisième de l'enthalpie libre sont nulles à l'équilibre, la stabilité de l'équilibre doit être recherchée en étudiant les dérivées d'ordre supérieur. Si la première dérivée non nulle est d'ordre impair, alors l'équilibre est métastable, quel que soit son signe[alpha 8] ; si l'ordre est pair, l'équilibre est stable si cette dérivée est positive, il est instable autrement[alpha 9]. La condition de stabilité s'écrit donc de façon plus générale[40] :

Condition de stabilité
Il existe entier naturel non nul tel que ,
toutes les dérivées d'ordre inférieur étant nulles.

Il est nécessaire aussi de vérifier que le minimum atteint n'est pas un minimum local, c'est-à-dire un minimum auquel la réaction revient si elle subit de petites perturbations, mais dont la réaction s'éloigne définitivement sous des perturbations plus importantes, conduisant à un autre minimum de . L'équilibre chimique à un minimum local de est un équilibre stable, néanmoins il ne s'agit pas de celui dans lequel l'enthalpie libre est minimale dans les conditions de la réaction. L'enthalpie libre peut présenter plusieurs minimums locaux. L'équilibre chimique réel est celui pour lequel l'enthalpie libre atteint le minimum global sur l'ensemble des valeurs possibles de l'avancement de réaction [alpha 10].

Les situations d'équilibre métastable ou de minimum local ne sont que rarement observées expérimentalement, mais elles peuvent être obtenues lors de simulations numériques d'équilibres. Les dérivées première et seconde de ainsi que la possibilité d'un minimum local doivent être impérativement vérifiées pour garantir le résultat. Insistons également sur le fait que les modèles d'activité chimique ou les équations d'état utilisés dans les calculs thermodynamiques restent basés sur un certain nombre d'hypothèses pouvant conduire à des résultats numériquement corrects, mais néanmoins totalement irréalistes, surtout lorsque ces modèles sont employés en dehors de leur domaine de validité.

Pour vérifier la condition de stabilité :

la constante d'équilibre ne dépendant que de la température, d'où :

Le quotient de réaction est toujours positif par définition. Pour vérifier que à l'équilibre, il faut donc vérifier que :

Condition de stabilité de l'équilibre :

Loi d'Arrhenius

Reprenons la convention d'écriture d'un équilibre chimique dans laquelle les coefficients stœchiométriques sont tous positifs :

On écrit, si les deux réactions sont des réactions élémentaires :

  • la vitesse de la réaction directe :  ;
  • la vitesse de la réaction inverse :  ;

avec :

  • l'activité du constituant  ;
  • la constante de vitesse de la réaction directe exprimée selon la loi d'Arrhenius ;
  • la constante de vitesse de la réaction inverse ;
  • et étant les énergies d'activation respectives ;
  • et étant les facteurs de fréquence respectifs.

À l'équilibre, l'égalité des vitesses des deux réactions , en notant l'activité du constituant à l'équilibre, conduit à :

Nous retrouvons ainsi le quotient de réaction à l'équilibre, noté selon la convention stœchiométrique avec les coefficients de stœchiométrie des réactifs négatifs :

Nous pouvons en conséquence à l'équilibre écrire, en considérant la loi d'action de masse établie précédemment :

d'où les relations entre loi d'Arrhenius, constante d'équilibre et enthalpie libre standard de réaction :

soit donc pour des réactions élémentaires[42],[43],[44] :

Enthalpie standard de réaction :
Entropie standard de réaction :

Récapitulatif

De façon générale, à l'équilibre et hors équilibre[45] :

  • à et constantes, l'évolution spontanée de la réaction est dictée par le second principe de la thermodynamique :
  • enthalpie libre de réaction :
  • potentiels chimiques :
  • enthalpie libre standard de réaction, potentiels chimiques à l'état standard et constante d'équilibre :
  • quotient de réaction et activités :

Avec les relations :

L'enthalpie libre standard de réaction , liée à la constante d'équilibre , ne permet de définir que l'équilibre du système réactionnel. Le système réactionnel hors équilibre est étudié à l'aide de l'enthalpie libre de réaction . En effet, hors équilibre nous avons[45] :

  • si , alors et  : la réaction progresse ;
  • si , alors et  : la réaction régresse ;

et à l'équilibre[45] :

À l'équilibre : , soit (loi d'action de masse)

La constante d'équilibre peut être :

  • calculée à partir des propriétés des réactifs et des produits dans leur état standard ;
  • calculée à l'aide des paramètres de la loi d'Arrhenius des constantes dans l'expression des vitesses des réactions directe et inverse ;
  • déterminée expérimentalement ;
  • trouvée dans la littérature pour de nombreux équilibres.

Lors d'un calcul d'équilibre, il convient également de vérifier que la solution obtenue correspond bien à un minimum de la fonction selon la condition de stabilité :

Condition de stabilité de l'équilibre : , soit

Ces inégalités sont des inégalités strictes. Si la dérivée seconde de l'enthalpie libre est négative ou nulle, l'équilibre n'est pas stable et la réaction reprendra à la moindre perturbation pour atteindre un autre équilibre plus stable.

Déplacement d'un équilibre chimique

Principe de modération de Le Chatelier

Soit un milieu réactionnel à l'équilibre. On modifie l'une des conditions de cet équilibre : température, pression, volume ou concentration de l'un des constituants. La réaction tend à rétablir l'équilibre, pour peu que les nouvelles conditions opératoires le permettent (pour peu que l'on ne soit pas en conditions de rupture d'équilibre). À la fin du XIXe siècle Le Chatelier (en 1884, généralisant la loi concernant la température publiée auparavant par van 't Hoff la même année) et Braun (en 1887) énoncèrent indépendamment l'un de l'autre un principe régissant ces déplacements d'équilibre[6]. Ce principe est connu sous le nom de principe de modération, ou principe de Le Chatelier ou principe de Le Chatelier-Braun, il dit que :

« Principe de modération de Le Chatelier (1884)[46],[47],[48]
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. »

Le principe de Le Chatelier n'est cependant vrai que pour les modifications des paramètres intensifs qui conditionnent l'équilibre[6],[49] :

  • une augmentation de température déplace l'équilibre dans le sens qui absorbe de la chaleur (endothermique) et donc qui diminue la température (loi de van 't Hoff) ;
  • une augmentation de pression déplace l'équilibre dans le sens qui diminue le nombre de constituants dans le mélange et donc qui diminue la pression (loi de Le Chatelier) ;
  • l'augmentation du potentiel chimique d'un constituant (par augmentation de la quantité de ce constituant - réactif, produit, inerte) déplace l'équilibre dans le sens qui diminue ce potentiel chimique.

Une augmentation du volume, qui est un paramètre extensif, induit un déplacement dans le sens de l'augmentation du volume du milieu réactionnel, et non de sa diminution. Toutefois, le principe de Le Chatelier est respecté si l'on considère la pression de ce système, qui est diminuée par l'augmentation du volume et augmentée par la réaction[6].

Pour un équilibre dans lequel on modifie la composition par ajout ou extraction d'un constituant (réactif, produit, inerte), le principe de Le Chatelier peut ne pas être respecté si l'on considère la quantité de ce constituant, qui est un paramètre extensif. Il existe en effet des contre-exemples dans lesquels, sous certaines conditions, la réaction régresse lors d'un ajout de réactif, au lieu de progresser : la réaction augmente la quantité du réactif ajouté au lieu de la diminuer[4],[5]. Toutefois, le principe de Le Chatelier est respecté si l'on considère le potentiel chimique de ce constituant, qui est augmenté par l'ajout du constituant et diminué par la réaction[6].

Principe général d'étude du déplacement d'un équilibre chimique

Soit un milieu réactionnel à l'équilibre. Son affinité chimique initiale est donc nulle :

équilibre initial :

On modifie l'une des conditions opératoires (par exemple la pression, la température ou la quantité de l'un des constituants).

Dans un premier temps, on considère que le milieu réactionnel est modifié en l'absence de réaction, il se trouve donc hors équilibre chimique après modification de . Cette condition devient , les autres conditions opératoires restant constantes. L'affinité chimique varie de :

et devient :

après modification, avant réaction :

On considère ensuite que la réaction débute seulement après cette modification. Le deuxième principe de la thermodynamique induit que la réaction se déplace dans le sens tel que[50],[51] :

condition d'évolution spontanée :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction[52] :

Condition de déplacement de l'équilibre :

À constantes, on modifie la valeur de , soit . Si , l'affinité chimique est modifiée et n'est plus nulle ; le système se trouve hors équilibre et la réaction se déplace pour retrouver l'équilibre, soit . L'étude du déplacement de la réaction consiste donc :

  1. à établir, dans les conditions de l'équilibre initial, l'expression de et son signe ;
  2. à modifier la condition opératoire , ce qui revient à imposer le signe de  ;
  3. à déduire le signe de de la condition d'évolution spontanée, et donc le sens de déplacement de la réaction.

Si et sont de même signe, alors ne peut être que positif et la réaction ne peut que progresser. Inversement, s'ils sont de signes opposés alors la réaction ne peut que régresser.

Si on étudie les différentielles d'ordres supérieurs. Le développement en série de Taylor donne :

avec la différentielle d'ordre de à constantes. On étudie le premier ordre auquel à l'équilibre. On a alors :

d'où la condition de déplacement de l'équilibre :

Condition de déplacement de l'équilibre :
avec et pour tout .

Il se peut que n'existe pas, autrement dit que quel que soit on ait  : dans ce cas l'équilibre est neutre, totalement insensible à la modification de . Par exemple, l'ajout ou l'extraction du composant de la phase hétérogène d'un équilibre n'a aucune influence sur l'équilibre. De même, un équilibre est insensible à l'ajout ou l'extraction d'un inerte à volume et température constants. Si est impair, alors le signe de dépend du signe de  : l'augmentation et la diminution de ont des conséquences inverses sur la réaction. Par exemple, l'augmentation et la diminution de la température, ou de la pression, déplacent l'équilibre dans des sens opposés. Si est pair, alors le signe de ne dépend pas du signe de  : la réaction se déplace dans le même sens quelle que soit la modification de . Par exemple, dans certaines conditions de composition et de stœchiométrie, à pression et température constantes, la réaction régresse que l'on ajoute ou extraie l'un des réactifs.

Principes généraux de déplacement de l'équilibre

Selon les conditions opératoires, on considère le potentiel thermodynamique , fonction des variables , tel que :

Soit la variable conjuguée de  :

Variable conjuguée de  :

Le théorème de Schwarz donne :

On note la variation de due à la réaction dans les conditions constantes :

La condition de déplacement de l'équilibre devient finalement :

Condition de déplacement de l'équilibre :

On en déduit que :

Une augmentation de déplace la réaction dans le sens impliquant la diminution de sa variable conjuguée . Une diminution de déplace la réaction dans le sens impliquant l'augmentation de sa variable conjuguée .

Note - La « variable conjuguée » s'entend ici au sens de dérivée partielle du potentiel thermodynamique par rapport à la variable , ce qui implique de tenir compte de son signe. Ainsi, au sens de l'enthalpie libre , la variable conjuguée de la pression est le volume, . Mais au sens de l'énergie libre , la variable conjuguée du volume est l'opposé de la pression, .

On note la variation de en l'absence de réaction, dans les conditions constantes :

La variable conjuguée varie en fonction de selon[alpha 11] :

Si est intensive, alors .
Si est extensive, alors .

En l'absence de réaction, l'augmentation d'une variable intensive fait diminuer sa variable conjuguée extensive, et l'augmentation d'une variable extensive fait augmenter sa variable conjuguée intensive.

Le milieu réactionnel évolue à la fois par la modification externe de et par le déplacement interne de l'équilibre, ces deux évolutions pouvant aller dans le même sens ou s'opposer. On peut alors comparer les évolutions globales de en l'absence et en présence de la réaction :

Sans la réaction : .
Avec la réaction : .

On en déduit que :

  • si est intensive, sa variable conjuguée est extensive :
    • une augmentation de , soit , induit que et  ;
    • une diminution de , soit , induit que et  ;
    • la variation de est plus importante avec la réaction que sans la réaction :  ;
  • si est extensive, sa variable conjuguée est intensive :
    • une augmentation de , soit , induit que et  ;
    • une diminution de , soit , induit que et  ;
    • la variation de est moins importante avec la réaction que sans la réaction : .

En conséquence, le milieu réactionnel évolue selon les principes généraux suivants[6],[53],[54] :

La modification d'une variable intensive induit une variation de sa variable conjuguée extensive
plus grande avec la réaction que sans la réaction.
Autrement dit, la modification de déplace l'équilibre dans le sens qui amplifie la modification de .
La modification d'une variable extensive induit une variation de sa variable conjuguée intensive
plus petite avec la réaction que sans la réaction.
Autrement dit, la modification de déplace l'équilibre dans le sens qui s'oppose à la modification de .

Le tableau suivant résume les modifications de conditions opératoires les plus courantes d'un équilibre chimique[55].

Conditions d'évolution d'un système sans et avec la réaction.
Modification Conditions
opératoires
constantes
Évolution
Condition
opératoire
Opération Potentiel
thermodynamique
Variable
conjuguée
Sans la réaction Avec la réaction
augmentation diminue diminue plus
diminution augmente augmente plus
augmentation diminue diminue plus
diminution augmente augmente plus
augmentation diminue diminue plus
diminution augmente augmente plus
augmentation augmente augmente moins
diminution diminue diminue moins
augmentation et augmente augmente moins
diminution diminue diminue moins
augmentation et augmente augmente moins
diminution diminue diminue moins

Avec :

  • l'énergie libre ;
  • l'enthalpie libre ;
  • la quantité du constituant (réactif, produit, inerte) ;
  • la pression ;
  • la température ;
  • l'entropie du milieu réactionnel ;
  • le volume du milieu réactionnel ;
  • le potentiel chimique du constituant (réactif, produit ou inerte).

Condition d'évolution spontanée par modification de la température

Supposons un équilibre chimique à une condition (volume ou pression) et à température . La température est modifiée à , la condition restant constante. On a la variation d'affinité chimique[6],[49] :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction par modification de la température :

Condition d'évolution spontanée par modification de la température :

avec l'entropie du milieu réactionnel.

Cas de la modification de la température à pression constante

À pression constante on a la variation d'affinité chimique[56],[57] :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction par modification de la température à pression constante :

Condition d'évolution spontanée par modification de la température à pression constante :

avec :

  • l'enthalpie de réaction ;
  • l'enthalpie molaire partielle du constituant .

Il vient cinq cas de figure[56],[57],[58] :

  • , la réaction est athermique[59], elle ne dégage ni n'absorbe aucune chaleur, d'où  ; l'affinité chimique n'est pas modifiée par la modification de la température, elle reste donc nulle : l'équilibre est insensible à la température et ne se déplace pas ;
  • , la réaction est exothermique[60], la réaction dégage de la chaleur en progressant :
    • on augmente la température : , d'où , la réaction régresse ;
    • on diminue la température : , d'où , la réaction progresse ;
  • , la réaction est endothermique[61], la réaction absorbe de la chaleur en progressant :
    • on augmente la température : , d'où , la réaction progresse ;
    • on diminue la température : , d'où , la réaction régresse.

Cas de la modification de la température à volume constant

À volume constant on a la variation d'affinité chimique[6],[49] :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction par modification de la température à volume constant :

Condition d'évolution spontanée par modification de la température à volume constant :

avec :

  • le coefficient de dilatation isotherme du milieu réactionnel, donné par la première relation de Clapeyron ;
  • l'enthalpie de réaction ;
  • l'enthalpie molaire partielle du constituant  ;
  • le volume de réaction ;
  • le volume molaire partiel du constituant .

Il vient cinq cas de figure[6],[49] :

  • , la réaction est athermique[59], elle ne dégage ni n'absorbe aucune chaleur, d'où  ; l'affinité chimique n'est pas modifiée par la modification de la température, elle reste donc nulle : l'équilibre est insensible à la température et ne se déplace pas ;
  • , la réaction est exothermique[60], la réaction dégage de la chaleur en progressant :
    • on augmente la température : , d'où , la réaction régresse ;
    • on diminue la température : , d'où , la réaction progresse ;
  • , la réaction est endothermique[61], la réaction absorbe de la chaleur en progressant :
    • on augmente la température : , d'où , la réaction progresse ;
    • on diminue la température : , d'où , la réaction régresse.

Cas général pour la modification de la température, loi de van 't Hoff

Les deux cas sont résumés par la loi de van 't Hoff, qui la découvrit expérimentalement :

Loi de van 't Hoff : une augmentation de température à pression ou volume constant déplace l'équilibre dans le sens endothermique[41],[63]. Inversement, une diminution de température à pression ou volume constant déplace l'équilibre dans le sens exothermique.

Afin de comprendre en quoi le principe de Le Chatelier est respecté, imaginons un réacteur à la température auquel on communique une certaine chaleur. En l'absence de réaction on obtiendrait une température . Cependant la réaction se déplace et, puisque la température a augmenté, elle absorbe de la chaleur (déplacement dans le sens endothermique) ; lorsque l'équilibre se stabilise on obtient une température . Pour une même chaleur fournie au système, en l'absence de réaction toute la chaleur sert à chauffer le milieu réactionnel, tandis que la réaction absorbe une partie de cette chaleur, qui n'est donc pas transmise en totalité au milieu. La température en l'absence de réaction est donc supérieure à la température avec la réaction : . On obtient finalement une température plus faible que prévu : la réaction s'est opposée à l'augmentation de la température.

Condition d'évolution spontanée par modification de la pression

Supposons un équilibre chimique à pression et température . La pression est modifiée à , la température restant constante. On a la variation d'affinité chimique[41],[57] :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction par modification de la pression :

Condition d'évolution spontanée par modification de la pression :

avec :

  • le volume de réaction ;
  • le volume molaire partiel du constituant .
Cas général pour la modification de la pression
Soit un milieu réactionnel dans un piston isotherme.
Modification de la pression par les poids posés sur le piston. Si l'on augmente la pression, le volume diminue plus avec la réaction que sans la réaction. Pour obtenir un certain volume, il faut donc appliquer une pression moins forte avec la réaction que sans la réaction.

Il vient cinq cas de figure[41] :

  • , la réaction ne modifie pas le volume du milieu réactionnel, d'où  ; l'affinité chimique n'est pas modifiée par la modification de la pression, elle reste donc nulle : l'équilibre est insensible à la pression et ne se déplace pas ;
  • , le volume du milieu réactionnel diminue lorsque la réaction progresse :
    • on augmente la pression : , d'où , la réaction progresse ;
    • on diminue la pression : , d'où , la réaction régresse ;
  • , le volume du milieu réactionnel augmente lorsque la réaction progresse :
    • on augmente la pression : , d'où , la réaction régresse ;
    • on diminue la pression : , d'où , la réaction progresse.

Pour résumer :

Une augmentation de pression à température constante déplace l'équilibre dans le sens dans lequel le volume du milieu réactionnel diminue[41]. Inversement, une diminution de pression à température constante déplace l'équilibre dans le sens dans lequel le volume du milieu réactionnel augmente.

Afin de comprendre en quoi le principe de Le Chatelier est respecté, imaginons un mélange réactionnel gazeux dans un piston. Soit la pression initiale. Pour modifier la pression, on pose des poids sur le piston. Soit le volume que l'on atteindrait en l'absence de réaction chimique, avec la pression . Cependant la réaction se déplace et, puisque la pression a augmenté, tend à diminuer le volume. Soit le volume que l'on atteint avec la réaction chimique. On a par conséquent à . On obtient finalement un volume plus faible que prévu : la réaction a amplifié la diminution du volume.

Si, plutôt que de modifier la pression, on modifie le volume du piston, on impose , auquel on souhaiterait obtenir la pression en l'absence de réaction. On obtient, avec la réaction, une pression à . On obtient finalement une pression plus faible que prévu : la réaction s'est opposée à l'augmentation de la pression.

Cas des gaz parfaits pour la modification de la pression, loi de Le Chatelier

Pour les gaz parfaits on a la variation d'affinité chimique[67] :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction par modification de la pression :

Condition d'évolution spontanée par modification de la pression :

avec la somme des coefficients stœchiométriques de la réaction, notés selon la convention stœchiométrique (coefficients des réactifs négatifs).

Il vient cinq cas de figure[67] :

  • , la réaction ne modifie pas la quantité totale de constituants (réactifs et produits), d'où  ; l'affinité chimique n'est pas modifiée par la modification de la pression, elle reste donc nulle : l'équilibre est insensible à la pression et ne se déplace pas ;
  • , la quantité totale de constituants (réactifs et produits) diminue lorsque la réaction progresse :
    • on augmente la pression : , d'où , la réaction progresse ;
    • on diminue la pression : , d'où , la réaction régresse ;
  • , la quantité totale de constituants (réactifs et produits) augmente lorsque la réaction progresse :
    • on augmente la pression : , d'où , la réaction régresse ;
    • on diminue la pression : , d'où , la réaction progresse.

Ces relations sont résumées par la loi de Le Chatelier, qui la découvrit expérimentalement :

Loi de Le Chatelier : une augmentation de pression à température constante déplace l'équilibre dans le sens qui diminue la quantité totale de constituants (réactifs et produits) dans le mélange[41]. Inversement, une diminution de pression à température constante déplace l'équilibre dans le sens qui augmente la quantité totale de constituants (réactifs et produits) dans le mélange.

En augmentant la pression la réaction diminue la quantité de constituants, ce qui tend à diminuer la pression : la réaction s'oppose donc à la modification de pression.

Condition d'évolution spontanée par modification du volume

Supposons un équilibre chimique à volume et température . Le volume est modifié à , la température restant constante. On a la variation d'affinité chimique :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction par modification du volume :

Condition d'évolution spontanée par modification du volume :

avec :

  • le volume de réaction ;
  • le volume molaire partiel du constituant  ;
  • le coefficient de compressibilité isotherme.
Cas général pour la modification du volume
Soit un milieu réactionnel dans un piston isotherme.
Modification du volume par déplacement du piston. Si l'on diminue le volume, la pression augmente moins avec la réaction que sans la réaction. Pour obtenir une certaine pression, il faut donc diminuer plus fortement le volume avec la réaction que sans la réaction.

Le deuxième principe de la thermodynamique implique qu'un système thermodynamique ne peut être stable que si son volume diminue lorsque la pression augmente, soit pour le coefficient de compressibilité isotherme (voir l'article Compressibilité) :

On a par ailleurs, à température et composition constantes :

On retrouve la condition d'évolution spontanée par modification de la pression :

Condition d'évolution spontanée par modification de la pression :

En conséquence, si l'on diminue le volume du milieu réactionnel, soit , l'équilibre se déplace dans le sens déterminé par une augmentation de pression, soit , c'est-à-dire le sens dans lequel le volume du milieu réactionnel diminue (voir paragraphe Cas général pour la modification de la pression). Ainsi, contrairement à ce que prédit le principe de Le Chatelier, la réaction ne se déplace pas dans le sens qui s'oppose à la diminution du volume, au contraire, elle accompagne ce changement de volume. En revanche, elle s'oppose à l'augmentation de la pression[6],[68].

Le déplacement de l'équilibre est conforme au principe de Le Chatelier au regard de la pression.

Une augmentation de volume à température constante déplace l'équilibre dans le sens qui augmente la pression. Inversement, une diminution de volume à température constante déplace l'équilibre dans le sens qui diminue la pression.

Au regard du volume, les conclusions sont donc l'inverse de celles du principe de Le Chatelier : la réaction accompagne la modification du volume.

Afin de comprendre en quoi le principe de Le Chatelier est respecté, imaginons un mélange réactionnel gazeux dans un piston. Soit le volume initial. Pour modifier le volume, on déplace le piston. Soit la pression que l'on atteindrait en l'absence de réaction chimique, avec le volume . Cependant la réaction se déplace et, puisque le volume a diminué, tend à diminuer la pression. Soit la pression que l'on atteint avec la réaction chimique. On a par conséquent à . On obtient finalement une pression plus faible que prévu : la réaction s'est opposé à l'augmentation de pression.

Si, plutôt que de modifier le volume, on modifie la pression en posant des poids sur le piston, on impose , à laquelle on souhaiterait obtenir le volume en l'absence de réaction. On obtient, avec la réaction, un volume à . On obtient finalement un volume plus faible que prévu : la réaction a amplifié la diminution du volume.

Cas des gaz parfaits pour la modification du volume

Pour les gaz parfaits on a la variation d'affinité chimique :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction par modification du volume :

Condition d'évolution spontanée par modification du volume :

avec la somme des coefficients stœchiométriques de la réaction, notés selon la convention stœchiométrique (coefficients des réactifs négatifs).

Il vient cinq cas de figure[68] :

  • , la réaction ne modifie pas la quantité totale de constituants (réactifs et produits), d'où  ; l'affinité chimique n'est pas modifiée par la modification de volume, elle reste donc nulle : l'équilibre est insensible au volume et ne se déplace pas ;
  • , la quantité totale de constituants (réactifs et produits) diminue lorsque la réaction progresse :
    • on augmente le volume : , d'où , la réaction régresse ;
    • on diminue le volume : , d'où , la réaction progresse ;
  • , la quantité totale de constituants (réactifs et produits) augmente lorsque la réaction progresse :
    • on augmente le volume : , d'où , la réaction progresse ;
    • on diminue le volume : , d'où , la réaction régresse.

Pour résumer :

Une augmentation du volume à température constante déplace l'équilibre dans le sens qui augmente la quantité totale de constituants (réactifs et produits) dans le mélange[68]. Inversement, une diminution du volume à température constante déplace l'équilibre dans le sens qui diminue la quantité totale de constituants (réactifs et produits) dans le mélange.

Condition d'évolution spontanée par modification de la composition

Supposons un équilibre chimique à une condition (volume ou pression) et à température . La quantité du constituant (réactif, produit, inerte) est modifiée à , la condition et la température restant constantes. On a par définition l'affinité chimique :

et par conséquent sa variation[69] :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction par modification de la composition :

Condition d'évolution spontanée par modification de la composition :

avec :

  • la quantité du constituant (réactif, produit, inerte) ;
  • la pression ou le volume ;
  • le potentiel chimique du constituant .

Une étude plus fine est complexe. Elle nécessite de connaitre l'évolution des potentiels chimiques en fonction de la composition du milieu réactionnel, ce qui requiert l'utilisation d'un modèle d'activité chimique. La relation (voir le paragraphe Constante d'équilibre) :

avec :

donne :

Condition d'évolution spontanée par modification de la composition

Cette étude peut être simplifiée dans le cas des solutions idéales, incluant les mélanges de gaz parfaits.

Cas général pour la modification de composition, respect du principe de Le Chatelier

On note de façon générique un potentiel thermodynamique . Si la condition est le volume , il s'agit de l'énergie libre . Si la condition est la pression , il s'agit de l'enthalpie libre . On a les relations avec l'affinité chimique et le potentiel chimique :

En application du théorème de Schwarz :

La condition d'évolution spontanée par modification de la composition peut donc également s'écrire :

On note la variation du potentiel chimique du constituant due à la réaction dans les conditions et constantes :

On obtient finalement[6] :

avec la réaction :

Il vient trois cas de figure :

  • , la réaction ne modifie pas le potentiel chimique du constituant  : l'équilibre est insensible à la quantité de et ne se déplace pas que l'on ajoute ou extraie ce constituant ;
  • on ajoute le constituant  : , d'où , la réaction diminue son potentiel chimique ;
  • on extrait le constituant  : , d'où , la réaction augmente son potentiel chimique.

Pour résumer :

Une augmentation de la quantité d'un constituant (réactif, produit, inerte) déplace l'équilibre dans le sens qui diminue le potentiel chimique de ce constituant. Inversement, une diminution de la quantité d'un constituant (réactif, produit, inerte) déplace l'équilibre dans le sens qui augmente le potentiel chimique de ce constituant.

On n'en tire aucune conclusion quant au sens de déplacement de la réaction (le signe de ), qui peut donc aussi bien progresser que régresser pour atteindre ce résultat. Le principe de modération voudrait que d'une façon générale l'ajout d'un réactif (ou l'extraction d'un produit) déplace l'équilibre dans le sens de la consommation du réactif (respectivement de l'apparition du produit), donc que la réaction progresse en diminuant la quantité du réactif ajouté (en augmentant la quantité du produit extrait). À contrario, l'extraction d'un réactif ou l'ajout d'un produit devrait avoir pour conséquence une régression de la réaction. Il n'en va pas toujours ainsi dans les faits. Il existe des cas où il ne se passe rien et des cas où l'effet inverse se produit, par exemple où l'ajout d'un réactif induit la régression de la réaction, et non sa progression : la réaction augmente la quantité du réactif ajouté. Ceci se démontre dans le cas des équilibres hétérogènes et dans le cas des équilibres en solution idéale. Ainsi, au regard de la quantité du constituant, le principe de Le Chatelier n'est pas toujours observé lors de l'ajout ou de l'extraction de l'un des constituants du mélange réactionnel[4],[5].

Le principe de Le Chatelier est toutefois respecté si l'on considère non pas la quantité du constituant que l'on ajoute ou extrait, mais son potentiel chimique. Le deuxième principe de la thermodynamique induit en effet que le mélange de constituants, en l'absence de réaction, ne peut être stable que si[6] :

De façon générale, quel que soit le signe de la modification , on a donc :

On note la variation du potentiel chimique due à la modification de la quantité du constituant (réactif, produit, inerte) en maintenant , et les quantités des autres constituants constantes (en l'absence de réaction)[6] :

On obtient finalement :

en l'absence de réaction :

Par conséquent, dans les conditions et constantes et en l'absence de réaction :

  • on ajoute le constituant  : , d'où , son potentiel chimique augmente ;
  • on extrait le constituant  : , d'où , son potentiel chimique diminue.

Ainsi, si l'on augmente la quantité du constituant , soit , on a et . L'ajout du constituant augmente son potentiel chimique, tandis que la réaction le diminue. Inversement, l'extraction du constituant diminue son potentiel chimique, tandis que la réaction l'augmente. Le principe de Le Chatelier est donc respecté au regard du potentiel chimique du constituant dont on modifie la quantité, et non au regard de cette quantité : la réaction s'oppose à la modification des potentiels chimiques des constituants du milieu réactionnel, y compris les inertes[6].

Cas des équilibres hétérogènes

On considère un équilibre hétérogène dont la réaction chimique a lieu dans une phase et implique une espèce pure dans une phase (par exemple, dans une réaction de précipitation, un solide produit par une réaction en phase liquide) :

L'affinité chimique vaut :

On modifie la quantité d'un constituant quelconque à pression et température constantes, d'où :

Si le constituant est l'espèce , celle-ci étant pure dans la phase , son potentiel chimique ne dépend pas de la composition ; on a par conséquent, à pression et température constantes :

La quantité de l'espèce en phase n'intervient pas dans les expressions des potentiels chimiques des autres espèces dans le milieu réactionnel , ces potentiels ne dépendant que de la pression, de la température et de la composition de la phase . On a par conséquent, à pression et température constantes :

Aussi, à pression et température constantes, si l'on fait varier la quantité de l'espèce dans la phase , l'affinité chimique ne varie pas[69] :

En conclusion :

À pression et température constantes un équilibre hétérogène est insensible à l'ajout ou l'extraction de la phase hétérogène au milieu réactionnel[69],[70].


Cas des solutions idéales à pression constante

Ce chapitre détaille l'évolution d'un équilibre chimique dont le milieu réactionnel se comporte comme une solution idéale. Ceci concerne donc aussi bien les solutions idéales liquides ou solides que les mélanges de gaz parfaits.

Condition d'évolution spontanée à pression constante

Supposons un équilibre chimique à pression et à température . La quantité du constituant (réactif, produit, inerte) est modifiée à , la pression et la température restant constantes. On a la variation d'affinité chimique[72],[69] :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction par modification de la composition :

Condition d'évolution spontanée par modification de la composition à pression constante

avec :

  • la fraction molaire du constituant dans l'équilibre initial ;
  • le coefficient stœchiométrique du constituant  ;
  • la somme des coefficients stœchiométriques de la réaction.

Les coefficients stœchiométriques sont notés selon la convention stœchiométrique (coefficients des réactifs négatifs).

Dans le cas particulier où , soit , la condition devient :

Condition d'évolution spontanée par modification de la composition à pression constante
si , alors

Puisque , ce cas ne peut apparaitre que si .

Pour les solutions idéales, y compris les mélanges de gaz parfaits, dont on modifie la composition à pression et température constantes, le principe de Le Chatelier est respecté si l'on considère la fraction molaire du constituant dont on modifie la quantité : si l'on augmente la fraction molaire d'un constituant, la réaction tend à la diminuer[51],[49].

Ajout ou extraction d'un réactif ou d'un produit à pression constante

Dans le cas de l'ajout ou de l'extraction d'un réactif ou d'un produit, c'est-à-dire d'un constituant intervenant dans la réaction, , à pression et température constantes il vient six cas de figure[72],[69] :

  •  :
    • on ajoute le constituant  : , d'où , la réaction progresse ;
    • on extrait le constituant  : , d'où , la réaction régresse ;
  •  :
    • on ajoute le constituant  : , d'où , la réaction régresse ;
    • on extrait le constituant  : , d'où , la réaction progresse ;
  •  :
    • est un réactif : , d'où , la réaction régresse que l'on ajoute ou extraie  ;
    • est un produit : , d'où , la réaction progresse que l'on ajoute ou extraie .

Ceci se résume en termes de fraction molaire du constituant ajouté :

L'ajout d'un réactif ou d'un produit à pression et température constantes déplace l'équilibre dans le sens qui diminue la fraction molaire de ce constituant[51],[49]. Inversement, l'extraction d'un réactif ou d'un produit à pression et température constantes déplace l'équilibre dans le sens qui augmente la fraction molaire de ce constituant.

Si le principe de Le Chatelier est toujours respecté : l'ajout d'un réactif () ou l'extraction d'un produit () fait progresser la réaction ; à contrario l'extraction d'un réactif ou l'ajout d'un produit fait régresser la réaction.

Si , pour tout constituant (réactif ou produit) pour lequel , le sens de déplacement de la réaction dépend du positionnement de par rapport à . En conséquence, selon la composition du mélange dans l'équilibre initial, l'ajout d'un constituant pourra déplacer l'équilibre dans un sens ou dans l'autre. Le principe de Le Chatelier peut ne pas être respecté au regard de la quantité du constituant ajouté. Par exemple, l'ajout d'un réactif peut déplacer l'équilibre dans le sens de la régression de la réaction (production du réactif ajouté), et non de sa progression (consommation du réactif ajouté) comme le voudrait le principe de modération. La réaction s'oppose néanmoins à l'augmentation de la fraction molaire de ce constituant. Cette fraction a pour expression . La réaction modifie à la fois la quantité du constituant et la quantité de matière totale , celles-ci pouvant varier dans le même sens ou en sens opposés. La réaction se déplace dans le sens qui diminue la fraction , quitte à ce que la quantité augmente du moment que la quantité totale augmente suffisamment pour que diminue. Le déplacement d'équilibre respecte le principe de Le Chatelier au regard de la fraction molaire et non de la quantité du constituant modifié.

Ajout ou extraction d'un inerte à pression constante

Dans le cas de l'ajout ou de l'extraction d'un constituant inerte, c'est-à-dire d'un constituant qui n'intervient pas dans la réaction, , à pression et température constantes, on a la variation d'affinité chimique[72],[75] :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction par modification de la composition :

Condition d'évolution spontanée par modification de la quantité d'un inerte à pression constante

avec la quantité de matière totale du mélange réactionnel (réactifs, produits et inertes).

Il vient cinq cas de figure[72],[75] :

  • , la réaction ne modifie pas la quantité totale de constituants (réactifs et produits, hors inertes), d'où  ; l'affinité chimique n'est pas modifiée par la modification de la quantité d'inerte, elle reste donc nulle : l'équilibre est insensible à la quantité d'inerte et ne se déplace pas ;
  • , le nombre total de constituants (réactifs et produits, hors inertes) diminue lorsque l'équilibre se déplace de la gauche vers la droite :
    • on ajoute de l'inerte  : , d'où , la réaction régresse ;
    • on extrait de l'inerte  : , d'où , la réaction progresse ;
  • , le nombre total de constituants (réactifs et produits, hors inertes) augmente lorsque l'équilibre se déplace de la gauche vers la droite :
    • on ajoute de l'inerte  : , d'où , la réaction progresse ;
    • on extrait de l'inerte  : , d'où , la réaction régresse.

Pour résumer :

L'ajout d'un inerte à pression et température constantes déplace l'équilibre dans le sens qui augmente la quantité totale de constituants (réactifs et produits) dans le mélange[72],[75]. Inversement, l'extraction d'un inerte à pression et température constantes déplace l'équilibre dans le sens qui diminue la quantité totale de constituants (réactifs et produits) dans le mélange.

Ce résultat peut sembler paradoxal : on pourrait s'attendre à ce que l'ajout d'un inerte déplace l'équilibre dans le sens d'une diminution de la quantité globale de réactifs et de produits, et non à une augmentation. Or la réaction, dans les conditions de pression et température constantes, doit tendre à diminuer la fraction molaire du constituant ajouté. Cette fraction a pour expression . La réaction n'ayant aucun impact sur la quantité d'un inerte, par définition, elle ne peut diminuer sa fraction molaire qu'en faisant augmenter la quantité de matière totale . Dans le cas particulier où , la réaction ne modifie pas la quantité de matière totale  : l'ajout ou l'extraction d'inerte est sans effet sur l'équilibre.

Récapitulatif pour la modification de composition à pression constante

Le tableau suivant récapitule les divers cas de figure de déplacement de l'équilibre chimique en solution idéale, y compris les mélanges de gaz parfaits, par modification de la composition à pression et température constantes. On note :

  • la fraction molaire du constituant dans le mélange réactionnel à l'équilibre avant modification de la composition ;
  • le coefficient stœchiométrique du constituant  ;
  • la somme des coefficients stœchiométriques de la réaction.

Les coefficients stœchiométriques sont notés selon la convention stœchiométrique (coefficient d'un réactif négatif).

Déplacement d'un équilibre chimique
en solution idéale
par modification de la composition
à pression et température constantes.
Critères stœchiométriques Opération Déplacement

réactif
ajout progression
extraction régression
ajout régression
extraction régression
ajout régression
extraction progression

produit
ajout progression
extraction régression
ajout progression
extraction progression
ajout régression
extraction progression

inerte
ajout régression
extraction progression
ajout sans effet
extraction sans effet
ajout progression
extraction régression

De façon générale, l'ajout d'un constituant (réactif, produit, inerte) en solution idéale, y compris dans les mélanges de gaz parfaits, à pression et température constantes, déplace l'équilibre dans le sens qui diminue la fraction molaire de ce constituant[51],[49].

Cas des gaz parfaits à volume constant

Ce chapitre détaille l'évolution d'un équilibre chimique dont le milieu réactionnel est un mélange de gaz parfaits. Concernant les phases condensées (liquides en particulier), il est en pratique impossible d'ajouter ou d'extraire un composant sans faire varier le volume du milieu réactionnel.

Condition d'évolution spontanée à volume constant

Supposons un équilibre chimique au volume et à température . La quantité du constituant (réactif, produit, inerte) est modifiée à , le volume et la température restant constants. On a la variation d'affinité chimique[74] :

On obtient la relation qui détermine le sens de déplacement de la réaction par modification de la composition[74] :

Condition d'évolution spontanée par modification de la composition à volume constant

avec le coefficient stœchiométrique du constituant noté selon la convention stœchiométrique (coefficients des réactifs négatifs).

Pour les mélanges de gaz parfaits dont on modifie la composition à volume et température constants, le principe de Le Chatelier est respecté si l'on considère la quantité du constituant que l'on modifie : si l'on augmente la quantité d'un constituant, la réaction tend à la diminuer.

Ajout ou extraction d'un réactif ou d'un produit à volume constant

Dans le cas de l'ajout ou de l'extraction d'un réactif ou d'un produit, c'est-à-dire d'un constituant intervenant dans la réaction, , à volume et température constants il vient quatre cas de figure[74] :

  •  :
    • on ajoute le réactif  : , d'où , la réaction progresse ;
    • on extrait le réactif  : , d'où , la réaction régresse ;
  •  :
    • on ajoute le produit  : , d'où , la réaction régresse ;
    • on extrait le produit  : , d'où , la réaction progresse.

Pour résumer :

À volume et température constants l'ajout d'un réactif ou d'un produit déplace l'équilibre dans le sens de la consommation de ce constituant[74]. Inversement, à volume et température constants l'extraction d'un réactif ou d'un produit déplace l'équilibre dans le sens de la production de ce constituant.

Le principe de Le Chatelier est toujours respecté.

Ajout ou extraction d'un inerte à volume constant

Dans le cas d'un constituant inerte, c'est-à-dire d'un constituant qui n'intervient pas dans la réaction, , à volume et température constants, on a la variation d'affinité chimique[67] :

L'affinité chimique n'est pas modifiée par la modification de la quantité d'inerte, elle reste donc nulle ; l'équilibre est insensible à la quantité d'inerte et ne se déplace pas[67] :

À volume et température constants l'ajout ou l'extraction d'un inerte est sans effet sur l'équilibre[67].

Ce résultat peut sembler paradoxal : on pourrait s'attendre à ce que l'ajout d'un inerte déplace l'équilibre dans le sens d'une diminution de la quantité globale de réactifs et de produits. Or la réaction, dans les conditions de volume et température constants, doit tendre à diminuer la quantité du constituant ajouté. La réaction n'ayant aucun impact sur la quantité d'un inerte, par définition, la modification de celle-ci n'a aucune influence sur l'équilibre.

Récapitulatif pour la modification de composition à volume constant

Le tableau suivant récapitule les divers cas de figure de déplacement de l'équilibre chimique dans un mélange de gaz parfaits par modification de la composition à volume et température constants.

Déplacement d'un équilibre chimique
dans un mélange de gaz parfaits
par modification de la composition
à volume et température constants.
Constituant Opération Déplacement

réactif
ajout progression
extraction régression

produit
ajout régression
extraction progression

inerte
ajout sans effet
extraction sans effet

De façon générale, l'ajout d'un constituant dans les mélanges de gaz parfaits, à volume et température constants, déplace l'équilibre dans le sens qui diminue la quantité de ce constituant. La réaction n'ayant aucun effet sur la quantité d'un inerte, cette modification est sans effet.

Emploi d'un catalyseur

Évolution des vitesses des réactions dans un équilibre chimique avec et sans catalyseur.
Un catalyseur augmente la vitesse des réactions en abaissant leur énergie d'activation. Un catalyseur permet d'atteindre plus vite l'équilibre.
Évolution des concentrations des réactifs et produits dans un équilibre chimique avec et sans catalyseur.
Les concentrations finales sont identiques avec ou sans catalyseur. Un catalyseur ne permet pas de déplacer un équilibre.

Un catalyseur augmente la vitesse des réactions en abaissant leur énergie d'activation ; il permet donc d'atteindre plus vite l'équilibre[77],[78]. Un catalyseur agit cependant de façon identique sur la réaction directe et la réaction inverse. Autrement dit, si l'énergie d'activation de la réaction directe varie de par l'effet du catalyseur, devenant , alors l'énergie d'activation de la réaction inverse devient . L'enthalpie standard de réaction (voir le paragraphe Loi d'Arrhenius) n'est donc pas modifiée, puisque avant ajout du catalyseur on a :

et après ajout du catalyseur on a :

L'entropie standard de réaction n'étant pas non plus modifiée par le catalyseur, l'enthalpie libre standard de réaction et par conséquent la constante d'équilibre ne sont donc également pas modifiées par le catalyseur :

En conclusion l'emploi d'un catalyseur ne permet pas de déplacer un équilibre. Il ne permet pas non plus de rendre possible une réaction thermodynamiquement impossible[77].

Un catalyseur permet d'atteindre plus rapidement l'équilibre,
mais il ne permet pas de le déplacer[77],[78].

Le raisonnement est le même pour un inhibiteur qui ralentit la réaction en augmentant son énergie d'activation (soit ) : l'équilibre est atteint plus lentement, mais il n'est pas déplacé.

Équilibres chimiques simultanés

Stœchiométrie, avancements de réaction

Soit un milieu réactionnel siège de réactions simultanées impliquant constituants , on note les diverses réactions selon[15],[79] :

réaction  :
réaction  :
réaction  :

On note :

  • l'indice des réactions,  ;
  • l'indice des constituants,  ;
  • le coefficient stœchiométrique du constituant dans la réaction , tel que :
    • pour un réactif ;
    • pour un produit ;
    • si le constituant n'intervient pas dans la réaction .

Soit la variation de quantité du constituant due à la réaction . On a si , c'est-à-dire si le constituant n'intervient pas dans la réaction . Pour chacun des constituants, on a la variation globale de quantité dans le mélange réactionnel  :

Pour chacune des réactions, on définit un avancement de réaction tel que pour chacun des constituants :

On a donc pour tout constituant , réactif, produit ou inerte[79] :

ou, en intégrant entre l'instant initial et un instant quelconque[15],[79] :

avec :

  • la quantité du constituant à l'instant initial  ;
  • la quantité du constituant à l'instant  ;
  • l'avancement de réaction à l'instant  ; rappelons qu'à l'instant initial, par définition, .

La vitesse de la réaction est donnée par la dérivée de l'avancement de cette réaction par rapport au temps [16] :

Vitesse de la réaction  :

En conséquence pour chaque constituant la quantité varie par rapport au temps selon[16],[80] :

Vitesse d'apparition du constituant  :

Enthalpies libres de réaction

Le potentiel chimique de chacun des constituants est défini sur l'ensemble du mélange réactionnel. La variation à pression et température constantes de l'enthalpie libre globale du système réactionnel vaut alors[81],[82] :

avec l'enthalpie libre de réaction de la réaction . On a par conséquent :

Variation de l'enthalpie libre globale du système réactionnel à et constantes :

Les potentiels chimiques sont des fonctions de l'ensemble des quantités des constituants du mélange réactionnel : . Chacune des enthalpies libres de réaction est donc fonction de l'ensemble des avancements de réaction :

Constantes d'équilibre, quotients de réaction

Pour chacun des constituants, on choisit un état standard unique, valable pour l'ensemble des réactions. Le potentiel chimique du constituant dans le mélange réactionnel est lié au potentiel du constituant dans son état standard par une activité chimique telle que :

L'activité du constituant est donc également unique et valable pour l'ensemble des réactions du mélange réactionnel. Pour chacune des réactions simultanées, on peut définir une constante d'équilibre et un quotient de réaction  :

Ainsi pour toute réaction peut-on écrire :

Condition d'évolution spontanée, couplage chimique

Le deuxième principe de la thermodynamique induit que, à pression et température constantes, l'enthalpie libre globale du système réactionnel ne peut que décroître, soit[14],[82] :

Condition d'évolution spontanée de tout système chimique à et constantes :

Ceci implique que, contrairement au cas d'une réaction seule, une réaction (ou plusieurs réactions) du système réactionnel peut évoluer selon , c'est-à-dire avec et de même signe, du moment que les autres réactions compensent cette augmentation et que décroît. Autrement dit, cette réaction seule diminue l'entropie, mais les autres réactions l'augmentent suffisamment pour que le bilan entropique global du système réactionnel soit positif : le deuxième principe de la thermodynamique est donc respecté. Ainsi, une réaction qui, seule, ne pourrait être spontanée peut être provoquée dans un milieu réactionnel siège de plusieurs réactions dans les mêmes conditions, ce phénomène est appelé couplage chimique[14].

Une réaction exergonique est une réaction qui dégage de l'énergie en progressant : à pression et température constantes la variation d'enthalpie libre engendrée est négative, soit avec et  ; elle est spontanée. Une réaction endergonique est une réaction qui a besoin d'un apport d'énergie pour progresser et ne peut donc être spontanée : à pression et température constantes la variation d'enthalpie libre engendrée est positive, soit avec et  ; c'est la réaction inverse () qui est spontanée. Un couplage chimique nécessite deux conditions[83] :

1. deux réactions chimiques dans lesquelles un produit de l'une est un réactif de l'autre ; par exemple :
  • réaction 1 :  ;
  • réaction 2 :  ;
2. que l'une des réactions soit fortement exergonique, soit , et l'autre endergonique, soit , la combinaison des deux réactions étant une réaction exergonique : .

La progression de la réaction 1 est spontanée car avec  ; celle de la réaction 2 ne l'est pas car avec . Le couplage chimique permet la progression de la réaction 2 : on peut obtenir avec si . La réaction 2 qui n'est pas spontanée peut ainsi être provoquée.

Condition d'équilibre

L'équilibre correspond au minimum de la fonction , soit :

À l'équilibre :

Ceci implique que l'enthalpie libre de réaction de chacune des réactions est nulle. On obtient ainsi un ensemble de équations à inconnues (les avancements )[14],[82] :

pour tout

À l'équilibre, on a donc pour chacune des réactions une loi d'action de masse :

Lois d'action de masse : pour tout

On note à l'aide de l'opérateur nabla le gradient de la fonction  :

Il s'agit d'un ensemble de fonctions des avancements de réaction . L'équilibre est donc atteint lorsque le gradient est nul :

Condition d'équilibre :

Condition de stabilité

Comme pour une réaction seule, la solution mathématique de pour un ensemble de réactions simultanées n'est pas forcément unique. Il convient donc également, lors d'une simulation numérique d'un système réactionnel à réactions simultanées, de vérifier qu'une solution obtenue en annulant les enthalpies libres de réaction est bien un minimum stable de la fonction globale du système réactionnel. Pour cela on définit la matrice hessienne de la fonction  :

Matrice hessienne de  :

Cette matrice est carrée (de dimension ) et, en vertu du théorème de Schwarz, symétrique (pour deux réactions et quelconques : ). D'autre part, pour tous et  :

La dérivée se fait à température constante, et les constantes d'équilibre ne dépendent que de la température, d'où :

La condition de stabilité des équilibres chimiques simultanés est vérifiée si la matrice hessienne est définie positive pour la solution de  :

Condition de stabilité de l'équilibre : à l'équilibre la matrice hessienne est définie positive.

Autrement dit, au point d'équilibre tel que , pour tout vecteur de variations élémentaires :

avec son vecteur transposé, l'équilibre est stable si :

soit, en application du théorème de Schwarz :

Si la matrice est définie négative, soit , alors a atteint un maximum, l'équilibre est instable. Si la matrice n'est pas définie, soit , l'équilibre est métastable. Comme pour la réaction seule, le système peut avoir atteint un minimum local, il est nécessaire de rechercher le minimum global de la fonction .

Plutôt que de résoudre d'abord le système de équations à inconnues et de tester à postériori la stabilité des diverses solutions, il est préférable de rechercher la meilleure solution directement à l'aide d'un algorithme de minimisation sous contrainte (par exemple la méthode des multiplicateurs de Lagrange) appliqué à la fonction globale, les contraintes étant que la quantité de chacun des constituants doit rester positive et que la masse globale du système réactionnel est conservée.

Notes et références

Notes

  1. Le terme de réaction réversible peut porter à confusion, il ne s'agit pas en effet d'une transformation réversible, ne créant pas d'entropie. De même, le terme de réaction partielle ou incomplète peut s'appliquer à une réaction totale dont les réactifs n'ont pas été introduits en stœchiométrie, par exemple une combustion en défaut d'air. Il est donc préférable d'employer le terme de réaction inversible, cf. portail Dunod de la chimie organique.
  2. Raymond Defay (1897-1987), physicien et chimiste belge, professeur à l'Université Libre de Bruxelles, cf. IdRef.
  3. Voir l'article Entropie d'un corps pur.
  4. Berthelot énonça son principe, fruit d'un immense travail d'expérimentation et de collecte de données, en 1879. Il espérait le hisser au rang des grandes lois universelles, au même titre que la loi de la gravité de Newton. En 1884, à peine cinq ans plus tard, la thèse soutenue par Duhem, qui introduisait en Europe le formalisme mathématique de l'Américain Gibbs, et notamment la fonction enthalpie libre , annihila tous les espoirs de Berthelot. La querelle qui s'ensuivit entre les deux hommes, mêlant science et politique, ruina la carrière de Duhem, cf. Vangelis Antzoulatos, Laboratoire SCité, Université Lille 1, « Prévoir les réactions chimiques : un problème controversé au XIXe siècle » [PDF] (consulté le ).
  5. Une réaction spontanée, dans laquelle décroît, est appelée réaction exergonique. À contrario une réaction provoquée, dans laquelle croît, est appelée réaction endergonique.
  6. Un équilibre instable est défini par des vitesses de réaction extrêmement faibles, conduisant à une variation de l'avancement de réaction quasi nulle, non mesurable. Ceci est exploité lors des opérations de trempe en métallurgie ou en verrerie. Le matériau est chauffé puis brutalement refroidi. L'état ainsi obtenu est un état hors équilibre, différent de celui obtenu par un refroidissement lent. Le matériau acquiert de cette façon des propriétés de résistance différentes du matériau obtenu ordinairement. En chimie la trempe (refroidissement brutal d'un milieu réactionnel) permet de ralentir les réactions et ainsi de figer la composition du milieu réactionnel hors équilibre.
  7. Un équilibre métastable est un équilibre dans lequel les réactions n'ont pas lieu faute d'un facteur déclenchant ; par exemple un mélange d'hydrogène et d'oxygène est métastable, il peut être conservé dans le temps sans variation de composition, mais une simple étincelle déclenche une réaction violente produisant de l'eau. Ce terme s'emploie également dans l'état de surfusion de l'eau.
  8. Par exemple, pour la fonction l'équilibre se trouve au point tel que , soit à . La première dérivée non nulle au point est d'ordre 5 : , de même que si , alors . Dans les deux cas l'équilibre est métastable.
  9. Par exemple, pour la fonction l'équilibre se trouve au point tel que , soit à . La première dérivée non nulle au point est d'ordre 4 : , l'équilibre est stable. Au contraire, si , alors , l'équilibre est instable.
  10. Par exemple, pour la fonction les extrémums se trouvent en tel que , soit , et . On a , d'où : est un minimum, est un maximum, est un minimum. Par conséquent est le minimum global car est un minimum local.
  11. Voir l'article Équilibre thermodynamique : les potentiels thermodynamiques sont concaves par rapport à leurs variables intensives et convexes par rapport à leurs variables intensives.
  12. En biochimie les conditions standards sont : une pression de 1 atm, une température de 25 °C, soit 298 K, une concentration des solutés de = 1 mol/l, un pH de 7, soit une concentration en ions = 10−7 mol/l, une concentration de l'eau de 55,5 mol/l, qui est considérée comme constante et n'apparait pas dans les constantes d'équilibre. L'enthalpie libre standard de réaction d'un système biologique est notée . Les activités des constituants sont écrites en fonction de leur concentration molaire (en mol/l) : (sans dimension). Puisque = 1 mol/l, par simplification on écrit . Ainsi l'enthalpie libre de réaction, notée , s'écrit-elle : . Voir Emmanuel Jaspard, université d'Angers - UFR Sciences, « Biochimie structurale et métabolique », sur biochimej.univ-angers.fr (consulté le ).

Références

  1. SABIX - Société des amis de la bibliothèque et de l'histoire de l'École polytechnique - Bulletin no 23 (avril 2000) - Biographie de Berthollet.
  2. SABIX - Société des amis de la bibliothèque et de l'histoire de l'École polytechnique - Bulletin no 24 (août 2000) - Berthollet et la théorie des affinités.
  3. Kostas Ganaras et Alain Dumon, « La construction du concept d’équilibre chimique », L'Actualité chimique, , p. 38-47 (lire en ligne [PDF], consulté le ).
  4. Jacques Schwartzentruber, École nationale supérieure des mines d'Albi-Carmaux, « Effet de la composition globale du système sur le déplacement de la réaction », sur nte.mines-albi.fr, (consulté le ).
  5. Corriou 1985, p. 20.
  6. (en) J. De Heer, « The Principle of Le Châtelier and Braun », Journal of Chemical Education, vol. 34, no 8, , p. 375-380 (DOI 10.1021/ed034p375).
  7. Encyclopædia universalis - affinité chimique.
  8. Jean Hertz, « Historique en grandes enjambées de la thermodynamique de l’équilibre », J. Phys. IV France, vol. 122, , p. 3-20 (DOI 10.1051/jp4:2004122001, lire en ligne [PDF], consulté le ).
  9. (en) Gilbert Newton Lewis et Merle Randall, Thermodynamics and the free energy of chemical substances, McGraw-Hill Book Company Inc., .
  10. Ilya Prigogine et Raymond Defay, Traité de thermodynamique, conformément aux méthodes de Gibbs et de Donder, Desoer, .
  11. Gilles Lefebvre, Notions de chimie du pétrole, Paris, Éditions Technip, coll. « École nationale supérieure du pétrole et des moteurs », , 123 p. (ISBN 2-7108-0512-X, lire en ligne), p. 96.
  12. Inaki de Aguirre et Marie-Anne Van de Wiel, Introduction à la chimie générale : Chimie minérale, t. 2, De Boeck Supérieur, , 518 p. (ISBN 2-8041-0720-5, lire en ligne), p. 26-29.
  13. Paul Depovere, Chimie générale, Bruxelles, De Boeck Université, , 112 p. (ISBN 2-8041-5029-1, lire en ligne), p. 50-52.
  14. Soustelle 2015, p. 32.
  15. Trambouze et al. 2002, p. 1-2.
  16. Soustelle 2015, p. 17.
  17. Trambouze et al. 2002, p. 11.
  18. Soustelle 2015, p. 21-22.
  19. Mesplède 2004, p. 45.
  20. Jacques Schwartzentruber, École nationale supérieure des mines d'Albi-Carmaux, « Caractérisation de l'équilibre chimique », sur nte.mines-albi.fr, (consulté le ).
  21. Alain Demolliens et Corinne Gauthier, Chimie générale : Tout le Cours - PC - PC*, Nathan, coll. « classe prépa », 275 p. (ISBN 978-2-09-812261-1, lire en ligne), p. 35.
  22. Mesplède 2004, p. 82.
  23. Bruno Fosset, Jean-Bernard Baudin et Frédéric Lahitète, Chimie tout-en-un PC-PC*, Dunod, , 3e éd., 1008 p. (ISBN 978-2-10-076866-0, lire en ligne), p. 124-125.
  24. Odile Durupthy, Alain Jaubert, André Durupthy et Jacques Estienne, Chimie 2e année MP-MP*/PT-PT* : Cours avec exercices corrigés, Hachette Éducation, coll. « H Prépa », , 256 p. (ISBN 978-2-01-181760-0, lire en ligne), p. 87-89.
  25. Soustelle 2015, p. 22.
  26. Mesplède 2004, p. 46.
  27. Mesplède 2004, p. 47.
  28. Jacques Schwartzentruber, École nationale supérieure des mines d'Albi-Carmaux, « Énoncé de la loi d'action de masse », sur nte.mines-albi.fr, (consulté le ).
  29. Université des sciences en ligne (Unisciel), « Calcul de l'enthalpie libre standard de réaction », sur uel.unisciel.fr (consulté le )
  30. Trambouze et al. 2002, p. 8.
  31. Claude Friedli, Chimie générale pour ingénieur, PPUR presses polytechniques, coll. « Cahiers de chimie », , 747 p. (ISBN 9782880744281, lire en ligne), p. 191.
  32. Anthony Bourgeais, chap.4 - Équilibres chimiques, Nathan (ISBN 9782098122222, lire en ligne), p. 100.
  33. Jean-Noël Foussard, Edmond Julien, Stéphane Mathé et Hubert Debellefontaine, Thermodynamique : Applications aux systèmes physicochimiques. Cours et exercices corrigés, Dunod, , 278 p. (ISBN 9782100728947, lire en ligne), p. 232.
  34. Richard Mauduit et Éric Wenner, Chimie générale en 30 fiches, Dunod, coll. « Express BTS », , 160 p. (ISBN 9782100539482, lire en ligne), p. 36.
  35. Henri Fauduet, Principes fondamentaux du génie des procédés et de la technologie chimique, Lavoisier, , 2e éd., 800 p. (ISBN 9782743064556, lire en ligne), p. 191.
  36. Mesplède 2004, p. 41.
  37. Infelta et al. 2006, p. 202-203 ; 375-377.
  38. Mesplède 2004, p. 41-42.
  39. Bruno Fosset, Jean-Bernard Baudin et Frédéric Lahitète, Chimie : Exercices et annales PC-PC*, Dunod, , 152 p. (ISBN 9782100753383, lire en ligne), p. 105-106;118.
  40. Soustelle 2015, p. 61-62.
  41. Corriou 1985, p. 19.
  42. Université du Québec à Chicoutimi (UQAC), « Cours de cinétique chimique : Chapitre I, Caractères généraux de la cinétique des réactions homogènes, Paragraphe 6, Influence de la température sur la vitesse de réaction », sur uqac.ca (consulté le ).
  43. Université du Québec à Chicoutimi (UQAC), « Cours de cinétique chimique : Chapitre II, Théorie des vitesses de réaction, Paragraphe 4, L'entropie de réaction », sur uqac.ca (consulté le ).
  44. Michel Soustelle, Cinétique chimique : éléments fondamentaux, Paris, Hermès Science Publications-Lavoisier, , 235 p. (ISBN 978-2-7462-3002-6, lire en ligne), p. 68.
  45. Mesplède 2004, p. 53-54.
  46. Article de Henry Le Chatelier commenté sur Bibnum : Henry Le Chatelier, « Sur un énoncé général des lois des équilibres chimiques », Comptes-rendus de l’Académie des sciences, vol. 99, , p. 786-789 (lire en ligne).
  47. Jacques Maddaluno, Véronique Bellosta, Isabelle Chataigner, François Couty, Anne Harrison-Marchand, Marie-Claire Lasne, Chrystel Lopin-Bon et Jacques Rouden, Chimie organique : Exercices et méthodes : Fiches de cours et 500 QCM et exercices d'entrainement corrigés, Dunod, , 354 p. (ISBN 978-2-10-076594-2, lire en ligne), p. 90.
  48. Corriou 1985, p. 18.
  49. Joan Josep Solaz-Portolés, Université de Valence, « Pourquoi continuer à apprendre le principe de Le Chatelier ? », Bulletin de l'union des physiciens, vol. 755, no 87, , p. 895-908 (lire en ligne [PDF], consulté le ).
  50. Soustelle 2015, p. 37.
  51. Fabien Caillez, Université Paris-Sud, « Cours de thermodynamique, électrochimie et thermodynamique hors équilibre » [PDF], sur hebergement.u-psud.fr (consulté le ), p. 22-23.
  52. Mesplède 2004, p. 87.
  53. Alfred-Marie Liénard, « Thermodynamique. Quelques particularités des déplacements de l’équilibre et stabilité », Annales de la faculté des sciences de Toulouse, 4e série, t. 8, , p. 1-58 (lire en ligne, consulté le ).
  54. (en) Herbert B. Callen, Thermodynamics and an Introduction to Thermostatistics, New York, John Wiley & Sons, , 2e éd., 512 p. (ISBN 978-0-471-86256-7 et 978-0-471-61056-4, OCLC 11916089, lire en ligne), p. 210-214.
  55. Liénard 1944, p. 45.
  56. Mesplède 2004, p. 89.
  57. Soustelle 2015, p. 38.
  58. Kévin Moris, Philippe Hermann et Yves Le Gal, Chimie PCSI, Dunod, coll. « Le compagnon », , 496 p. (ISBN 9782100568260, lire en ligne), p. 429.
  59. « athermique », dictionnaire Larousse.
  60. « exothermique », dictionnaire Larousse.
  61. « endothermique », dictionnaire Larousse.
  62. Geneviève M.L. Dumas et Roger I. Ben-Aïm, Thermodynamique chimique : les fondements, Bréal, coll. « L'indispensable », (ISBN 9782749522449, lire en ligne), « Fiche 18 - Chaleur de réaction », p. 68-71.
  63. Mesplède 2004, p. 88.
  64. Roger Lamartine et Jean-Pierre Scharff, Estérification, vol. J 5 800, Techniques de l'ingénieur, (lire en ligne), paragraphe 2.2 p. 5.
  65. Mesplède 2004, p. 85.
  66. Infelta et al. 2006, p. 205 ; 389-390.
  67. Mesplède 2004, p. 90.
  68. Infelta et al. 2006, p. 189-190.
  69. Soustelle 2015, p. 39-43.
  70. Jean-Claude Legrand, Thermodynamique chimique : les applications, Bréal, coll. « L'indispensable », (ISBN 978-2-7495-2241-8, lire en ligne), p. 88.
  71. Académie de Grenoble, « Le CO2 », sur ac-grenoble.fr (consulté le ).
  72. Mesplède 2004, p. 91.
  73. Grande Encyclopédie Larousse, « Équilibre chimique », sur Larousse.fr, 1971-1976 (consulté le ), p. 4925.
  74. Mesplède 2004, p. 92.
  75. Soustelle 2015, p. 43-44.
  76. Élisabeth Bardez, Chimie générale : Chimie des solutions, Dunod, coll. « Mini Manuel », , 3e éd., 272 p. (ISBN 9782100822706, lire en ligne), p. 17.
  77. Frédéric Ravomanana, PACES UE1 Chimie générale, Ediscience, , 5e éd., 224 p. (ISBN 978-2-10-078317-5, lire en ligne), p. 82.
  78. Richard Mauduit et Éric Wenner, Chimie générale en 30 fiches, Dunod, , 160 p. (ISBN 978-2-10-053948-2, lire en ligne), p. 156.
  79. Jean-Léon Houzelot, Réacteurs chimiques polyphasés, vol. J 4 012, Techniques de l'Ingénieur (lire en ligne), p. 6.
  80. Trambouze et al. 2002, p. 12.
  81. Soustelle 2015, p. 44-45.
  82. Infelta et al. 2006, p. 172.
  83. Peter H Raven, Georges B Johnson, Kenneth A Mason, Jonathan B Losos et Susan R Singer (trad. de l'anglais par Jules Bouharmont, Pierre L Masson, Charles Van Hove), Biologie Biology »], De Boeck Supérieur, , 4e éd., 1400 p. (ISBN 9782807330207, lire en ligne), II. Biologie cellulaire, chap. 6 (« Énergie et métabolisme »), p. 107-121.
  84. Donald Voet et Judith G. Voet (trad. de l'anglais par Lionel Domenjoud), Biochimie Biochemistry »], De Boeck Supérieur, , 3e éd., 1784 p. (ISBN 9782804171018, lire en ligne), p. 579.
  85. Kathleen M Botham, Anthony Weil, Victor W Rodwell, Peter J Kennelly et David A Bender (trad. de l'anglais par Lionel Domenjoud), Biochimie de Harper Harper's Illustrated Biochemistry »], De Boeck Supérieur, , 6e éd., 840 p. (ISBN 9782807307247, lire en ligne), p. 114.

Bibliographie

  • J. Willard Gibbs (trad. Henry Le Chatelier, accessible sur Gallica), Équilibre des systèmes chimiques, Paris, G. Carré et C. Naud, (lire en ligne).
  • Jean-Pierre Corriou, Thermodynamique chimique : Équilibres thermodynamiques, vol. J 1028, Techniques de l'ingénieur, coll. « base documentaire Thermodynamique et cinétique chimique, pack Opérations unitaires. Génie de la réaction chimique, univers Procédés chimie - bio - agro », (lire en ligne), p. 1-31.
  • P. Infelta et M. Graetzel, Thermodynamique : Principes et Applications, BrownWalker Press, , 484 p. (ISBN 978-1-58112-995-3, lire en ligne), chapitres 9 et 10.
  • J. Mesplède, Chimie PSI : Cours - Méthodes - Exercices résolus, Bréal, coll. « Les nouveaux précis Bréal », , 350 p. (ISBN 978-2-7495-2063-6, lire en ligne), partie I - Thermodynamique ; Chapitre 2 - Équilibres chimiques pp. 37-80 ; Chapitre 3 - Déplacement des équilibres pp. 81-116.
  • Michel Soustelle, Équilibres chimiques, vol. 4, Londres, ISTE Group, coll. « Génie des procédés / Thermodynamique chimique approfondie », , 196 p. (ISBN 978-1-78405-103-7, lire en ligne).
  • Pierre Trambouze et Jean-Paul Euzen, Les réacteurs chimiques : De la conception à la mise en œuvre, Éditions OPHRYS, coll. « Publications de l'Institut français du pétrole », (ISBN 2-7108-1121-9, lire en ligne).

Liens externes

Voir aussi

Exemples d'équilibres

Articles connexes

  • Portail de la physique
  • Portail de la chimie
Cet article est issu de Wikipedia. Le texte est sous licence Creative Commons - Attribution - Partage dans les Mêmes. Des conditions supplémentaires peuvent s'appliquer aux fichiers multimédias.