Effets de divers facteurs sur l'équilibre

Pour qu'un système chimique soit en équilibre, il faut que la réaction réversible se passe en milieu fermé, c'est-à-dire un milieu d'où aucune substance ne puisse s'échapper et qui ne subit aucun changement de température ou de pression. En pratique, sauf s'il y a dégagement de gaz, on considère qu'un bécher ou un tube à essai sont des milieux fermés, du moins pour un moment (peu d'évaporation, ...).

Dans un tel système, il y a équilibre quand la vitesse de la réaction directe est égale à celle de la réaction inverse. Si nous pouvons faire varier la vitesse d'une de ces réactions sans modifier celle de l'autre, la position de l'équilibre sera modifiée.

Variation de la concentration

Quand du sulfure d'hydrogène passe dans une solution de sulfate de fer(II), un précipité noir de sulfure de fer(II) se forme :

FeSO_{4
(aq)} + H₂S_(aq)

FeS_(s) + H₂SO_{4 (aq)}

Si l'on ajoute de l'acide sulfurique dilué au mélange, la concentration d'un des facteurs de droite augmente et la réaction inverse devient plus vive :

FeSO_{4
(aq)} + H₂S_(aq)

FeS_(s) + H₂SO_{4 (aq)}

Dans ce cas, l'équilibre a été déplacé vers la gauche, en faveur de la réaction inverse qui fait disparaître le précipité et qui donne de l'acide sulfhydrique.

La réaction inverse sera prédominante jusqu'à ce que le système arrive à un nouvel état d'équilibre :

FeSO_{4
(aq)} + H₂S_(aq)

FeS_(s) + H₂SO_{4 (aq)}

Variation de la température

Quand on chauffe du chlorure d'ammonium, de l'ammoniac et du chlorure d'hydrogène sont produits :

NH₄CL_(s)

NH_{3 (g)} + HCl_(g)

Si on laisse ces deux gaz se refroidir au contact l'un de l'autre, la réaction inverse s'intensifie et des cristaux de chlorure d'ammonium se reforment :

NH₄CL_(s)

NH_{3 (g)} + HCl_(g)

Jusqu'à ce qu'on obtienne un nouvel état d'équilibre :

NH₄CL_(s)

NH_{3 (g)} + HCl_(g)

Variation de la pression

Comme on peut s'en douter, la pression affecte surtout les réactions impliquant des gaz.

Une augmentation de pression favorise la réaction vers le côté où il y a le moins de molécules. Par exemple, l'ammoniac est produit sous fortes pressions :

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)}

2NH_{3 (g)}

Une diminution de pression favorise la réaction vers le côté où il y a le plus de molécules :

N_{2 (g)} + 3H_{2 (g)}

2NH_{3 (g)}

La pression n'aura pas d'influence sur l'équilibre quand il y a autant de molécules à gauche qu'à droite de la double flèche :

H_{2 (g)} + I_{2 (g)}

2HI_(g)

En conclusion, on peut dire que l'équilibre est un compromis entre un niveau minimum d'énergie et un niveau maximum de désordre.

Il est vrai que ce principe peut s'appliquer aussi à beaucoup d'entre nous, comme dirait le Professeur Mokeur !

En 1888, un chimiste français, Henry Le Châtelier a exprimé ainsi la loi générale qui porte à présent le nom de "principe de Le Châtelier" :

Si on modifie les conditions imposées à un système initialement en équilibre, ce dernier réagit de manière à favoriser la réaction qui s'oppose à ces modifications.