Différence entre l'équilibre et l'état d'équilibre

Différence principale - équilibre vs état stable

L'équilibre et l'état d'équilibre sont deux termes utilisés en chimie physique pour désigner les réactions chimiques qui se produisent dans un système. Habituellement, dans une réaction chimique, les réactifs sont transformés en produits. Dans certaines réactions, les réactifs sont complètement convertis en produits, mais dans d'autres réactions, les réactifs sont partiellement convertis en produits. Ces deux termes décrivent une étape d'une réaction chimique particulière où les concentrations des composants dans le mélange réactionnel restent constantes. Mais l'équilibre d'une réaction est différent de l'état d'équilibre pour plusieurs raisons. La principale différence entre l’équilibre et l’état d’équilibre est que l'équilibre est un état dans lequel la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction arrière alors que l'état d'équilibre est le stade d'une réaction chimique ayant une concentration constante d'un intermédiaire.

Zones clés couvertes

1. Qu'est-ce que l'équilibre
      - Définition, principe, facteurs influant sur l'équilibre
2. Quel est l'état stable
      - Définition, principe, facteurs influant sur l'état d'équilibre
3. Quelle est la différence entre l'équilibre et l'état d'équilibre
      - Comparaison des différences clés

Termes clés: équilibre, constante d’équilibre, principe de Le Châtelier, produits, réactifs, vitesse de réaction, état d’équilibre

Qu'est-ce que l'équilibre

L'équilibre est un état dans lequel la vitesse de la réaction en avant est égale à la vitesse de la réaction en arrière. Bien que certaines réactions chimiques soient terminées, d'autres ne se produisent pas complètement. Par exemple, les acides faibles et les bases faibles dans les solutions aqueuses se dissocient partiellement en ions. Ensuite, nous pouvons observer qu’il existe des ions et des molécules dans cette solution. On peut donc dire qu’il existe un équilibre entre molécules et ions (ex: acide et sa base conjuguée). Cela est dû au fait que le taux de dissociation de l'acide ou de la base est égal au taux de formation d'acide ou de base à partir de ses ions.

Lorsqu'un mélange réactionnel est à l'équilibre, il n'y a pas de changement net dans les concentrations de réactifs et de produits. Prenons un exemple pour comprendre ce concept.

Figure 1: L'équilibre entre l'acide acétique et sa base conjuguée

L'image ci-dessus montre l'équilibre entre l'acide acétique et sa base conjuguée. Ici, la réaction directe est la dissociation de la molécule d'acide acétique, tandis que la réaction inverse est la formation de molécules d'acide acétique. Pour comprendre le comportement d'un système d'équilibre, on peut utiliser le principe de Le Châtelier.

Selon le Principe de Le Châtelier, lorsque l'équilibre d'un système est perturbé, il tend à retrouver un état d'équilibre en modifiant certaines de ses conditions. En d’autres termes, le système tend à se réajuster si l’équilibre est perturbé.

Par exemple, dans l'équilibre ci-dessus, si nous ajoutons plus d'acide acétique à la solution, la quantité d'acide acétique est augmentée dans ce système. Ensuite, afin d’obtenir l’équilibre, certaines molécules d’acide acétique vont se dissocier pour former la base conjuguée et le système retrouvera l’équilibre. En d’autres termes, la réaction directe aura lieu afin de réajuster le système.

Pour les systèmes avec un équilibre, on peut définir un constante d'équilibre. Cette constante dépend des changements de température de ce système. A une température constante, la constante d'équilibre a toujours une valeur fixe pour un certain mélange réactionnel.

Quel est l'état stable

L'état d'équilibre d'une réaction chimique est le stade qui a une concentration constante d'un intermédiaire. Si une certaine réaction chimique se produit en plusieurs étapes (étapes élémentaires), la vitesse de la réaction sera déterminée par l'étape déterminant la vitesse. C'est l'étape la plus lente parmi d'autres. Ensuite, la vitesse de la réaction est donnée pour cette étape la plus lente. Mais lorsque les étapes de la réaction ne sont pas reconnaissables, l'étape la plus lente ne peut pas être identifiée afin de déterminer la vitesse de la réaction. Dans de telles situations, on peut considérer le produit intermédiaire qui a une concentration constante pendant une courte période. 

Les étapes élémentaires de la réaction forment des molécules intermédiaires. Les intermédiaires sont des molécules qui ne sont ni des réactifs ni des produits, mais des molécules formées au cours de la progression d'une réaction chimique. Lorsque le pas le plus lent n'est pas reconnaissable, nous pouvons utiliser la concentration de l'intermédiaire pour le calcul du taux de réaction. Cet intermédiaire de courte durée est formé dans l'état d'équilibre de la réaction.

Différence entre l'équilibre et l'état d'équilibre

Définition

Équilibre: L'équilibre est un état dans lequel la vitesse de la réaction en avant est égale à la vitesse de la réaction en arrière.

Régime permanent: L'état d'équilibre d'une réaction chimique est le stade qui a une concentration constante d'un intermédiaire.

Des concentrations

Équilibre:  A l'équilibre, les concentrations en réactifs et produits sont constantes.

Régime permanent: En régime établi, seule la concentration du produit intermédiaire est constante.

Réactifs et produits

Équilibre:  A l'équilibre, la concentration en réactifs et produits est constante.

Régime permanent: À l'état d'équilibre, la concentration de réactifs et de produits change.

Type de réaction

Équilibre:  Les équilibres ont des réactions à la fois en amont et en aval.

Régime permanent:  L'état d'équilibre est utile lorsque le pas déterminant du taux n'est pas reconnaissable.

Conclusion

Les termes équilibre et état stable sont utiles pour prédire la vitesse d’une réaction chimique. Bien que les applications de ces termes soient différentes, l'équilibre et l'état d'équilibre expliquent tous deux le comportement d'un mélange réactionnel. La principale différence entre l’équilibre et l’état d’équilibre réside dans le fait que l’équilibre est un état dans lequel la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction arrière, tandis que l’état stable est l’étape d’une réaction chimique qui a une concentration constante d’intermédiaire..

Références:

1. “Steady-State Approximation.” Chimie, Textes Libres, Libretexts, 20 avril 2016, disponible ici. Consulté le 2 oct. 2017.
2. «Principles of Chemical Equilibrium». Chimie, textes libres, Libretexts, 21 juillet 2016, disponible ici. Consulté le 2 oct. 2017.

Courtoisie d'image:

1. “Acetic-acid-dissociation-2D” de Ben Mills - Travail personnel (domaine public) via Commons Wikimedia