Deux tubes à essai renferment deux liquides non miscibles: L'eau (en haut) et le tétrachlorure de carbone ($CCl_4$, en bas). Il s'agit de deux phases liquides. Le système est hétérogène. Introduisons du (di)iode ($I_2$) et attendons l'établissement de l'équilibre. Voici le résultat:
Le rapport des intensités de coloration (donc des molarités de $I_2$) semble constant.
Appelons la phase aqueuse supérieure $C$ et la phase tétrachlorure inférieure $B$. À la limite entre ces phases: - L'iode passe de $C$ à $B$ d'autant plus rapidement que sa concentration en $C$ est grande: $v_{C \rightarrow B}$ $=$ $k_1 [I_2]_C $ (1) ($v_{C \rightarrow B}$ est la vitesse de passage de la phase $C$ vers la phase $B$, $[I_2]_C $ est la molarité de l'iode dans la phase $C$ et $k_1$ est une constante de vitesse qui ne dépend que de la température). L'iode passe de $B$ à $C$ d'autant plus rapidement que sa concentration en $B$ est grande: $v_{B \rightarrow C}$ = $k_2 [I_2]_B $ (2) ($v_{B \rightarrow C}$ est la vitesse de passage de la phase $B$ vers la phase $C$, $[I_2]_B $ est la molarité de l'iode dans la phase $B$ et $k_2$ est une constante de vitesse qui ne dépend que de la température. Au moment où les vitesses deviennent égales, il s'établit un équilibre: $v_{B \rightarrow C}$ = $v_{C \rightarrow B}$ $k_1 [I_2]_C$ $=$ $k_2[I_2]_B$ $\frac{[I_2]_C}{[I_2]_B}$ $=$ $\frac{k_2}{k_1} = K$ D'où le rapport constant des intensités de coloration (donc des molarités de $I_2$)!
Quand un soluté $X$ est en équilibre entre deux phases $C$ et $B$, on a: $\frac{[X]_C}{[X]_B}$ $=$ $K$ Le rapport des molarités entre les deux phases appelé "constante de partage" $K$ dépend uniquement de la température.