Certaines réactions peuvent être considérées comme totales et s’écrivent par exemple :
NaOH + HCl → NaCl + H2O
et d'autres ne le sont pas,
ce sont des réactions équilibrées.
Réaction totale = les réactifs disparaissent totalement (si l'on respecte la stœchiométrie)
La réaction équilibrée, par exemple, entre 1 mole de H2 et
1 mole de I2 à 350°C dans un
récipient hermétique, conduit à
l'apparition de HI suivant la réaction : H2 + I2
2 HI
On constate qu'au bout d'un certain temps le système ne semble plus évoluer et l'analyse montre que
H2 et I2 n'ont pas
disparu totalement. Cette réaction est limitée.
Deuxième expérience, on place 2 moles de HI dans le même récipient à 350°C, on constate
l'apparition de H2
et de I2,
cette réaction est l'inverse de la précédente.
L'analyse quantitative montre que les conditions finales sont les mêmes dans les deux cas.
Il s'agit d'une réaction réversible.
L'état final est défini comme l'état d'équilibre.
Définition : Un système est un état d'équilibre chimique si dans des conditions expérimentales
identiques, on peut aboutir au même état final par deux réactions réversibles (inverse l'une de
l'autre et limitées).
Remarque : dans ce document, le sens de lecture (de gauche à droite) est le sens 1 de la double
flèche de l’équilibre,
le sens inverse est le sens 2 (ce n'est pas une norme mais
cette écriture sera
systématiquement utilisée
dans ce document).
sens 1
Réactifs
Produits
sens 2