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Déplacement d'équilibre

Exemple

Équilibre initial

Dans un récipient fermé, à une température donnée, considérons l'équilibre: $N_2O_4(g)$ $2NO_2(g)$ Supposons que les pressions partielles à l'équilibre valent: $p_{N_2O_4}$ $=$ $1\;atm $ et $p_{NO_2}$ $=$ $1\;atm$ La pression totale vaut alors $2$ atm et la constante d'équilibre $K_p$ $=$ $\frac{p_{NO_2}^2}{p_{N_2O_4}}$ $=$ $\frac{1^2}{1}$ $=$ $1\;atm$

Modification

Doublons la pression totale à $4$ atm en comprimant le mélange gazeux

Équilibre final

Un nouvel équilibre s'établit, mais la constante $K_p$ reste inchangée (même température!). Calculons les pressions partielles des deux gaz dans ce nouvel équilibre: $p_{NO_2}$ $=$ $x\;atm$ et $p_{N_2O_4}$ $=$ $4-x\;atm$ $K_p$ $=$ $\frac{p_{NO_2}^2}{p_{N_2O_4}}$ $1=\frac{x^2}{4-x}$ $x=1,56$ atm. L'autre racine est à écarter, car négative. Dans le nouvel équilibre, les deux pressions partielles ne sont plus égales: $p_{NO_2}$ $=$ $1,56\;atm$ et $p_{N_2O_4}$ $=$ $4-1,56=2,44\;atm$

Conclusion

En augmentant la pression totale, l'équilibre s'est déplacé vers la gauche, c.à.d. vers le côté où le volume se contracte: (2 moles $NO_2$ occupent un volume plus grand qu'une mole $N_2O_4$ !)