Équilibre chimique
Ce que tu vas travailler
Prévoir un équilibre et résoudre des problèmes acido-basiques ou rédox.
Prérequis : Mole, concentrations et équilibrage des équations.
Lis les explications, refais les exemples sur papier, puis cherche les exercices avant d’ouvrir leur correction. La fiche de synthèse, lorsqu’elle est disponible, sert à réviser après le cours.
L'hémoglobine capte l'oxygène dans les poumons et le relâche dans les muscles. Même molécule, même réaction — deux sens opposés selon les conditions. C'est un équilibre chimique, et c'est le principe du transport de l'oxygène dans ton sang.
Retiens l'idée-force : à l'équilibre, rien ne s'arrête. Les deux sens continuent, exactement à la même vitesse.
Sommaire du cours
1Réactions totales ou équilibres ?
Jusqu'ici tu as surtout vu des réactions totales : les réactifs se transforment intégralement en produits, la flèche va dans un seul sens (→) et la réaction s'arrête quand un réactif est épuisé. La combustion du méthane, la précipitation d'un sel insoluble, une réaction acide fort–base forte : ce sont des réactions qui « vont jusqu'au bout ». On les note avec une simple flèche.
Mais énormément de réactions sont réversibles : à mesure que les produits se forment, ils peuvent à leur tour redonner les réactifs. La réaction directe et la réaction inverse se déroulent en même temps. On note ce double sens par une double flèche ⇌. Le système finit par atteindre un état où réactifs et produits coexistent en proportions fixes : c'est l'équilibre chimique. Attention : équilibre ne veut pas dire « moitié-moitié », ni « réaction terminée ». Il veut dire que les quantités ne varient plus, alors même que la réaction continue de tourner dans les deux sens.
C'est le point crucial : l'équilibre est dynamique, pas statique. À l'échelle macroscopique tout semble figé (les concentrations sont constantes, la couleur ne change plus), mais à l'échelle moléculaire ça s'agite : des molécules de réactif se transforment en produit et, exactement au même rythme, des produits redonnent des réactifs. Les deux flux se compensent. Imagine un escalator sur lequel tu montes à la vitesse où il descend : tu restes à la même hauteur, mais rien n'est immobile.
L'analogie des deux robinets
Représente-toi une baignoire avec un robinet qui remplit et une bonde qui vide. Quand le débit d'entrée égale le débit de sortie, le niveau d'eau reste constant — mais l'eau circule sans arrêt. L'équilibre chimique, c'est ce niveau stable : les concentrations ne bougent plus parce que les deux « débits » (formation et destruction) se sont égalisés, pas parce que tout s'est arrêté.
🧩 On écrit N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃. Que signifie précisément la double flèche, et l'équilibre correspond-il forcément à autant de réactifs que de produits ?
Facile🧩 À l'équilibre, un chimiste observe que la couleur du mélange ne change plus. Un camarade en conclut que « la réaction s'est arrêtée ». Que lui réponds-tu ?
Intermédiaire2Le quotient de réaction Q et la constante K
Pour décrire quantitativement un équilibre, on construit une expression à partir des concentrations. Pour une réaction générale a A + b B ⇌ c C + d D, on définit le quotient de réaction Q : le produit des concentrations des produits sur celui des réactifs, chacune élevée à son coefficient stœchiométrique.
Q se calcule à n'importe quel instant, avec les concentrations que le mélange a à ce moment-là. Sa valeur évolue au fil de la réaction. Mais lorsque le système atteint l'équilibre, ce quotient prend une valeur particulière, notée K, la constante d'équilibre. Autrement dit, K est simplement la valeur de Q à l'équilibre : mêmes concentrations, même formule, mais figée à l'état stable.
Deux règles d'écriture à ne jamais oublier. Premièrement, les solides purs et le solvant (l'eau liquide) n'apparaissent pas dans l'expression : leur « concentration » est constante, on la fond dans la valeur de K. On n'écrit que les espèces en solution (aqueuses) et les gaz. Deuxièmement, K ne dépend que de la température : ni des concentrations initiales, ni de la présence d'un catalyseur, ni de la pression. Change les quantités de départ, K reste identique tant que la température ne bouge pas.
| Grandeur | Quand on la calcule | Ce dont elle dépend |
|---|---|---|
| --- | --- | --- |
| Q (quotient) | à tout instant | des concentrations du moment |
| K (constante) | uniquement à l'équilibre | de la température seule |
Le solide ne compte pas
Dans CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g), seul le gaz CO₂ apparaît : K = [CO₂]. Les deux solides purs sont absents de l'expression. Mettre leur concentration dans la formule est une erreur classique qui coûte tout le point.
🧩 Écris l'expression de K pour la réaction 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g).
Facile🧩 À l'équilibre d'une réaction A ⇌ B, on mesure [A] = 0,20 mol/L et [B] = 0,80 mol/L. Calcule K, puis dis si l'on obtiendrait le même K en partant de concentrations initiales différentes (même température).
Intermédiaire- 1Produits au numérateur, réactifs au dénominateur. Toujours dans ce sens.
- 2Chaque concentration est élevée à la puissance de son coefficient dans l'équation équilibrée.
- 3On n'écrit ni les solides ni le solvant dans l'expression : leur concentration ne varie pas.
3Interpréter la valeur de K
La constante K est une véritable « boussole » : sa valeur numérique te dit d'avance vers quoi penche la réaction, sans que tu aies besoin de suivre les concentrations. C'est un réflexe à automatiser pour le concours.
Si K est très grand (K ≫ 1, par exemple 10⁶), le numérateur écrase le dénominateur : à l'équilibre il y a beaucoup de produits et peu de réactifs. La réaction est quasi totale, elle « penche fortement à droite ». À l'inverse, si K est très petit (K ≪ 1, par exemple 10⁻⁵), c'est le dénominateur qui domine : il reste surtout des réactifs, la réaction se produit à peine, elle « penche à gauche ». Entre les deux, quand K est de l'ordre de 1, réactifs et produits coexistent en proportions comparables : c'est un vrai équilibre « au milieu ».
Attention à ne pas confondre deux notions distinctes. K te renseigne sur la position de l'équilibre (jusqu'où va la réaction), pas sur sa vitesse (combien de temps elle met). Une réaction peut avoir un K énorme et pourtant être extrêmement lente : le diamant qui se transforme en graphite a un K favorable, mais il faut des millions d'années. K est une grandeur thermodynamique, la vitesse est une grandeur cinétique — deux mondes qu'on ne mélange pas.
| Valeur de K | Position de l'équilibre | Interprétation |
|---|---|---|
| --- | --- | --- |
| K ≫ 1 | vers les produits (droite) | réaction quasi totale |
| K ≈ 1 | intermédiaire | réactifs et produits coexistent |
| K ≪ 1 | vers les réactifs (gauche) | réaction très limitée |
K et la réaction inverse
La constante de la réaction inverse est l'inverse de celle du sens direct : si K vaut 100 dans un sens, elle vaut 1/100 = 0,01 dans l'autre. Logique : ce qui est « quasi total » dans un sens est « quasi impossible » dans l'autre.
🧩 Une réaction a K = 3×10⁸ à 25 °C, une autre K = 2×10⁻⁶. Laquelle transforme quasiment tous ses réactifs en produits ?
Facile🧩 Pour A ⇌ B, K = 50. On donne à un étudiant un flacon où [A] = 0,10 mol/L et [B] = 0,10 mol/L, et il affirme « c'est l'équilibre ». A-t-il raison ?
Intermédiaire4Comparer Q et K : dans quel sens ça évolue ?
Voici l'outil le plus puissant du chapitre. Tu prends les concentrations du moment (état initial quelconque), tu calcules Q, et tu le compares à K. Le système évolue toujours dans le sens qui rapproche Q de K. Trois cas, à connaître par cœur.
Si Q < K, le quotient est trop petit : il manque des produits par rapport à l'équilibre. Le système fabrique donc des produits pour faire monter Q jusqu'à K : il évolue vers la droite (sens direct). Si Q > K, il y a trop de produits : le système en consomme et refabrique des réactifs, Q diminue, il évolue vers la gauche (sens inverse). Enfin si Q = K, il n'y a rien à corriger : le système est déjà à l'équilibre et n'évolue plus globalement.
Le truc mental : Q veut toujours « rejoindre » K. S'il est en dessous, il monte (on forme des produits, qui sont au numérateur). S'il est au-dessus, il descend (on forme des réactifs, au dénominateur). Une fois ce réflexe acquis, tu prédis le sens de n'importe quelle réaction sans hésiter — c'est exactement ce que le jury attend.
La méthode en trois temps
1) Écris l'expression de Q (produits au numérateur, coefficients en exposants). 2) Remplace par les concentrations actuelles et calcule Q. 3) Compare à K : plus petit → à droite, plus grand → à gauche. Trois lignes, zéro piège.
🧩 Pour A ⇌ 2 B, K = 4,0. À un instant donné, [A] = 2,0 mol/L et [B] = 2,0 mol/L. Dans quel sens le système évolue-t-il ?
Intermédiaire🧩 Pour H₂ + I₂ ⇌ 2 HI, K = 49 à 450 °C. On mélange [H₂] = 0,50 mol/L, [I₂] = 0,50 mol/L et [HI] = 3,5 mol/L. Le mélange est-il à l'équilibre ? Sinon, dans quel sens évolue-t-il ?
Concours- 1Calcule Q avec les concentrations de l'instant, puis compare-le à K.
- 2Q < K → il manque des produits : la réaction va vers la droite.
- 3Q > K → trop de produits : elle repart vers la gauche. Q = K → rien ne bouge.
5La loi de Le Chatelier
On sait maintenant décrire un équilibre ; reste à savoir ce qui se passe quand on le dérange. C'est l'objet de la loi de Le Chatelier, l'une des idées les plus élégantes de la chimie : *si l'on perturbe un système à l'équilibre, il évolue dans le sens qui s'oppose à la perturbation et en atténue les effets*. Le système « résiste au changement » — un peu comme un ressort qu'on comprime repousse la main.
Concrètement, si tu ajoutes quelque chose, l'équilibre se déplace dans le sens qui en consomme. Si tu en retires, il se déplace dans le sens qui en refabrique. Si tu chauffes, il se déplace dans le sens qui absorbe cette chaleur. Le système ne peut jamais annuler complètement la perturbation, mais il en réduit toujours l'ampleur. C'est un principe qualitatif extrêmement rentable : il permet de prédire le déplacement sans le moindre calcul.
Manipule les curseurs du widget pour voir l'équilibre se déplacer quand tu ajoutes un réactif, comprimes le mélange ou changes la température :
🔧 Perturbe un équilibre : il réagit toujours pour contrer la perturbation.
L'équilibre se déplace vers les produits (droite)
On ajoute un réactif : le système consomme cet excès en avançant.
La bonne question à se poser
Face à une perturbation, demande-toi simplement : « le système, pour la contrer, doit-il aller vers la droite ou vers la gauche ? » Ajout de réactif → il faut le consommer → vers la droite. Retrait de produit → il faut le remplacer → vers la droite aussi. Le raisonnement est toujours le même : le système fait le contraire de ce qu'on lui impose.
🧩 Dans N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃, on ajoute du N₂. Dans quel sens l'équilibre se déplace-t-il, et pourquoi ?
Facile🧩 Dans le même équilibre N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃, on **retire** au fur et à mesure le NH₃ formé. Dans quel sens l'équilibre se déplace-t-il ?
Intermédiaire6Concentration, pression et température
Détaillons maintenant les trois grandes perturbations, car chacune obéit à Le Chatelier avec ses propres subtilités.
La concentration. Ajouter un réactif déplace l'équilibre vers les produits (le système consomme l'excédent) ; retirer un produit fait de même. Inversement, ajouter un produit ou retirer un réactif déplace vers la gauche. En termes de Q : ajouter un réactif fait chuter Q en dessous de K, donc le système repart vers la droite pour rétablir Q = K. Concentration et quotient racontent la même histoire.
La pression (uniquement pour les gaz). Comprimer un mélange gazeux (augmenter la pression, diminuer le volume) déplace l'équilibre du côté qui compte le moins de molécules de gaz — c'est le seul moyen pour le système de réduire la pression qu'on lui impose. Compte donc les coefficients des gaz de chaque côté. Dans N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃, il y a 4 moles de gaz à gauche et 2 à droite : comprimer déplace vers la droite (le côté à 2 moles). Si les deux côtés ont autant de molécules gazeuses, la pression n'a aucun effet.
La température, cas à part car elle change la valeur de K elle-même (les deux autres facteurs ne font que déplacer l'équilibre à K constant). Il faut regarder si la réaction est exothermique (libère de la chaleur, ΔH < 0) ou endothermique (absorbe de la chaleur, ΔH > 0). On traite la chaleur comme un « produit » (exo) ou un « réactif » (endo) et on applique Le Chatelier. Chauffer une réaction exothermique déplace l'équilibre vers les réactifs (K diminue) ; chauffer une endothermique le déplace vers les produits (K augmente).
| Perturbation | Effet | Modifie K ? |
|---|---|---|
| --- | --- | --- |
| Ajout d'un réactif | déplacement vers les produits (droite) | non |
| Ajout d'un produit | déplacement vers les réactifs (gauche) | non |
| Augmentation de pression (gaz) | vers le côté avec le moins de moles de gaz | non |
| Chauffage si exothermique | vers les réactifs (gauche) | oui, K ↓ |
| Chauffage si endothermique | vers les produits (droite) | oui, K ↑ |
| Ajout d'un catalyseur | aucun déplacement (accélère les deux sens) | non |
Le catalyseur ne déplace rien
Piège classique du concours : un catalyseur n'a aucun effet sur la position de l'équilibre. Il accélère également les deux sens, donc l'équilibre est atteint plus vite, mais aux mêmes concentrations. Il ne change ni K, ni le rendement. Écrire « le catalyseur déplace l'équilibre » est faux.
🧩 La synthèse 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g) est exothermique. Prédis l'effet (a) d'une augmentation de pression, (b) d'une hausse de température.
Intermédiaire🧩 Pour la réaction endothermique CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g), explique l'effet (a) d'un chauffage, (b) d'un pompage du CO₂ formé.
ConcoursVu au concoursLe Chatelier appliqué
Le système s'oppose toujours à ce qu'on lui impose. On ajoute un réactif → il le consomme (vers la droite). On augmente la pression → il se déplace vers le côté qui compte le moins de moles de gaz. Ce raisonnement suffit à répondre.
7Application industrielle : la synthèse de l'ammoniac
Le procédé Haber-Bosch, qui produit l'ammoniac NH₃ à la base de tous les engrais azotés, est le cas d'école de l'équilibre appliqué. Sa réaction, N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃, est exothermique et passe de 4 moles de gaz (réactifs) à 2 moles (produit). Les industriels veulent un maximum de NH₃ : comment déplacer l'équilibre à droite ?
La thermodynamique de Le Chatelier donne deux leviers clairs. La pression : comprimer favorise le côté à moins de moles de gaz, donc la droite. On travaille sous très haute pression (≈ 200 bar) pour pousser vers NH₃. La température : la réaction étant exothermique, une basse température déplacerait l'équilibre vers la droite et augmenterait K. On devrait donc refroidir au maximum.
Mais surgit un compromis typiquement chimique : à basse température, la réaction devient désespérément lente (souviens-toi, K et vitesse sont deux choses différentes). Un excellent rendement inatteignable en un siècle n'a aucun intérêt industriel. On choisit donc une température intermédiaire (≈ 450 °C) — assez chaude pour que la réaction soit rapide, pas trop pour ne pas trop dégrader le rendement — et l'on ajoute un catalyseur (fer) pour accélérer encore sans déplacer l'équilibre. On retire enfin le NH₃ liquéfié au fur et à mesure (retrait d'un produit → déplacement vers la droite). Ce mariage entre thermodynamique (position) et cinétique (vitesse) est exactement la logique que le concours aime tester.
Pour le futur médecin
Ton sang maintient un pH remarquablement stable à 7,4 grâce à un équilibre tampon : CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻ (ion bicarbonate). Applique Le Chatelier et tu comprends toute la physiologie acido-basique. Si tu hyperventiles, tu expulses trop de CO₂ : retirer ce réactif déplace l'équilibre vers la gauche, [H⁺] chute, le pH monte — c'est l'alcalose respiratoire. À l'inverse, une insuffisance respiratoire fait s'accumuler le CO₂ : l'équilibre part vers la droite, [H⁺] augmente, le pH baisse — acidose respiratoire. Le rein ajuste lentement le HCO₃⁻ pour compenser. Même logique pour l'hémoglobine : Hb + O₂ ⇌ HbO₂. Dans les poumons, l'O₂ abondant déplace l'équilibre vers HbO₂ (fixation) ; dans les tissus pauvres en O₂ et riches en CO₂, il repart vers la gauche (libération). Le corps entier fonctionne en déplaçant des équilibres.
🧩 Un patient en crise d'angoisse hyperventile et expulse trop de CO₂. En te servant de l'équilibre CO₂ + H₂O ⇌ H⁺ + HCO₃⁻, explique pourquoi son sang devient trop basique (pH > 7,4).
ConcoursLes erreurs qui coûtent des points
Croire que l'équilibre est « moitié-moitié »
il signifie seulement que les concentrations ne varient plus ; les proportions dépendent de K.
Mettre les solides ou l'eau dans K
seuls les gaz et les espèces en solution figurent dans l'expression.
Oublier les coefficients en exposants
2 B donne [B]², pas [B] ; c'est l'erreur la plus fréquente.
Confondre K (position) et vitesse
K dit jusqu'où va la réaction, pas combien de temps elle met.
Penser qu'un catalyseur déplace l'équilibre
il n'accélère que l'atteinte de l'équilibre, sans changer K ni le rendement.
Croire que la pression change toujours l'équilibre
sans effet si les deux côtés ont le même nombre de moles de gaz.
Se tromper sur la température
seule elle modifie K ; chauffer favorise le sens endothermique.
Points clés à retenir
- Une réaction réversible (⇌) tend vers un équilibre **dynamique** : concentrations fixes, réactions dans les deux sens.
- K = [produits]/[réactifs], coefficients en exposants ; solides purs et solvant exclus.
- K ne dépend que de la **température** : ni des quantités initiales, ni du catalyseur, ni de la pression.
- K ≫ 1 → produits favorisés ; K ≪ 1 → réactifs favorisés ; K ne dit rien de la vitesse.
- Comparer Q à K donne le sens : Q < K → droite, Q > K → gauche, Q = K → équilibre.
- Le Chatelier : perturbé, le système évolue dans le sens qui **atténue** la perturbation.
- Pression → côté à moins de moles de gaz ; température → seule à modifier K ; catalyseur → aucun déplacement.
- En médecine : l'équilibre CO₂/bicarbonate fixe le pH sanguin à 7,4 ; l'hémoglobine déplace Hb + O₂ ⇌ HbO₂ entre poumons et tissus.
Le chapitre en 8 points
01 / 08
Double flèche
Un équilibre est réversible (⇌) : les deux sens coexistent, la réaction n'est jamais « finie ».
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