Déplacement d'équilibre : prévoir le sens

Au lycée, tu as appris qu'un système chimique peut atteindre un état d'équilibre où la réaction directe et la réaction inverse se compensent, et que cet état est caractérisé par une constante d'équilibre $K°$. La question qui reste, et que cette leçon traite, est celle de l'industriel : si je chauffe, si je comprime, si j'ajoute un réactif, l'équilibre se déplace-t-il, et dans quel sens ?

L'outil unique : le quotient réactionnel. Pour une réaction d'équation générale $\alpha\,\mathrm{A} + \beta\,\mathrm{B} = \gamma\,\mathrm{C} + \delta\,\mathrm{D}$, on définit à tout instant, à l'équilibre comme hors équilibre,

où $a(\mathrm{X})$ est l'activité de l'espèce X. Trois conventions, à appliquer sans hésiter :

Les activités sont sans unité : $Q_r$ et $K°$ le sont donc aussi. Retiens la troisième ligne — un solide pur n'apparaît pas dans le quotient, ce qui explique qu'ajouter du carbonate de calcium solide à un équilibre de décomposition ne le déplace pas d'un iota.

Le critère d'évolution. Comparé à la constante $K°$ à la température de travail, le quotient dit dans quel sens le système évolue :

• $Q_r < K°$ : le système évolue dans le sens direct (de gauche à droite), $Q_r$ augmente jusqu'à $K°$ ;
• $Q_r > K°$ : le système évolue dans le sens inverse, $Q_r$ diminue jusqu'à $K°$ ;
• $Q_r = K°$ : le système est à l'équilibre, il n'évolue plus.

Ce critère est la clef de toute la leçon. Une perturbation ne peut agir que de deux manières : soit elle change $Q_r$ sans toucher à $K°$, soit elle change $K°$. Il n'y a pas de troisième possibilité — et c'est cette dichotomie qui organise tout le bloc suivant.

Déplacer un équilibre, ce n'est presque jamais changer $K°$. C'est la confusion la plus coûteuse du chapitre.

$K°$ ne dépend QUE de la température. Ni de la pression, ni de la composition, ni de la présence d'un catalyseur.

Ajouter un réactif, comprimer un mélange gazeux, introduire un catalyseur : toutes ces actions modifient $Q_r$, ou la vitesse, ou rien du tout — mais aucune ne modifie $K°$. Seul un changement de température le fait. On dira donc « l'équilibre s'est déplacé » pour parler d'un changement de composition à $K°$ constante, et on réservera « $K°$ a changé » au seul cas thermique.

La loi de modération, ou principe de Le Chatelier.

Un système à l'équilibre soumis à une perturbation évolue dans le sens qui s'oppose à cette perturbation, en en modérant l'effet.

On le comprime : il évolue de manière à diminuer la pression, donc vers le côté qui contient le moins de molécules gazeuses. On le chauffe : il évolue dans le sens qui absorbe de la chaleur, c'est-à-dire le sens endothermique. On ajoute un réactif : il évolue de manière à en consommer une partie. C'est un principe qualitatif et un excellent moyen de contrôler un résultat — mais il ne remplace jamais le calcul de $Q_r$ ou l'application de la relation de van 't Hoff, et il connaît des exceptions que le bloc suivant nomme explicitement.

1. La température — la seule perturbation qui change $K°$. La dépendance de la constante en fonction de la température est donnée par la relation de van 't Hoff, ici sous sa forme intégrée, valable si l'on suppose $\Delta_r H°$ indépendante de la température sur l'intervalle considéré. Elle est TOUJOURS donnée dans un énoncé à ce niveau :

avec $R = 8{,}314$ $\mathrm{J\cdot K^{-1}\cdot mol^{-1}}$ et les températures en kelvins. Sa lecture qualitative tient en deux lignes :

C'est exactement la loi de modération : chauffer favorise le sens qui consomme de la chaleur. Et l'ampleur de l'effet est gouvernée par $\lvert\Delta_r H°\rvert$ — une réaction d'enthalpie standard voisine de zéro voit sa constante presque insensible à la température, ce qui est le cas de la synthèse de l'iodure d'hydrogène ($\Delta_r H° = -9{,}4$ $\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}$), alors qu'une réaction à $+57$ ou $-92$ $\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}$ y est très sensible.

2. La pression — et seulement si le nombre de moles de gaz varie. Comprimer un mélange à température constante augmente toutes les pressions partielles, et donc $Q_r$ — mais pas forcément dans un sens qui déplace quoi que ce soit. Tout dépend de

• $\Delta\nu_{\text{gaz}} \ne 0$ : une compression déplace l'équilibre vers le côté qui compte le moins de molécules gazeuses ; une détente, vers celui qui en compte le plus.
• $\Delta\nu_{\text{gaz}} = 0$ : la compression ne déplace rien. $Q_r$ est inchangé, parce que le facteur de pression apparaît autant de fois au numérateur qu'au dénominateur et se simplifie.

Trois exemples fixent la règle. Pour $\mathrm{N_2O_4} = 2\,\mathrm{NO_2}$, $\Delta\nu_{\text{gaz}} = 2 - 1 = +1$ : comprimer favorise la recombinaison, et le mélange, brun à cause de $\mathrm{NO_2}$, pâlit — l'effet est visible à l'œil. Pour $\mathrm{N_2} + 3\,\mathrm{H_2} = 2\,\mathrm{NH_3}$, $\Delta\nu_{\text{gaz}} = 2 - 4 = -2$ : comprimer favorise l'ammoniac, et c'est la raison d'être des hautes pressions industrielles. Pour $\mathrm{H_2} + \mathrm{I_2} = 2\,\mathrm{HI}$, $\Delta\nu_{\text{gaz}} = 2 - 2 = 0$ : comprimer, même d'un facteur dix, ne change rien à la composition.

3. La composition — ajouter ou retirer une espèce. Ajouter un réactif à volume et température constants augmente son activité, donc diminue $Q_r$ : le système évolue dans le sens direct et en consomme une partie. Retirer un produit au fur et à mesure de sa formation diminue également $Q_r$ et pousse la réaction en avant — c'est le principe de la distillation en cours d'estérification, ou de la condensation de l'ammoniac dans le procédé industriel. Attention à deux exceptions qui tombent souvent : ajouter un solide pur ou du solvant pur ne change pas $Q_r$, puisque leur activité vaut $1$ quelle que soit la quantité présente.

4. Le gaz inerte — deux cas, deux réponses opposées. Un gaz qui ne participe pas à la réaction ne figure pas dans $Q_r$. Mais il occupe du volume, et le résultat dépend de ce qu'on maintient constant.

• À volume et température constants : les pressions partielles des espèces réactives sont inchangées (chacune ne dépend que de sa propre quantité et du volume). $Q_r$ est inchangé : aucun déplacement.
• À pression totale et température constantes : ajouter un inerte oblige le volume à augmenter, donc dilue les espèces réactives et abaisse leurs pressions partielles. L'effet est celui d'une détente : l'équilibre se déplace vers le côté qui compte le plus de molécules gazeuses.

C'est le seul endroit du chapitre où deux énoncés presque identiques appellent deux réponses contraires. Lis toujours ce qui est maintenu constant avant de répondre.

5. Le catalyseur — le piège du chapitre.

Un catalyseur ne déplace jamais un équilibre. Il ne change ni $K°$, ni $Q_r$, ni la composition finale.

Il accélère la réaction directe et la réaction inverse dans le même rapport, et fait donc atteindre plus vite exactement le même état d'équilibre. Confondre « atteindre plus vite » et « atteindre plus loin », c'est confondre cinétique et thermodynamique : deux questions indépendantes.

L'application : le procédé Haber-Bosch. La synthèse de l'ammoniac, $\mathrm{N_2} + 3\,\mathrm{H_2} = 2\,\mathrm{NH_3}$, réunit toutes les tensions du chapitre. Elle est exothermique ($\Delta_r H° = -92$ $\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}$) : la thermodynamique voudrait qu'on travaille froid, pour une constante plus grande. Mais à froid, la réaction est désespérément lente — la cinétique voudrait qu'on chauffe. Le compromis industriel se situe vers $400$ à $500$ °C, avec un catalyseur au fer qui restaure une vitesse acceptable sans rien changer à l'équilibre. La pression, elle, ne fait l'objet d'aucun compromis : $\Delta\nu_{\text{gaz}} = -2$, comprimer favorise l'ammoniac ET accélère la réaction, d'où les $150$ à $300$ bar employés — seul le coût des installations limite. Enfin, l'ammoniac est retiré par condensation au fur et à mesure, ce qui abaisse $Q_r$ et relance la réaction. Quatre leviers, quatre raisons distinctes : c'est le meilleur résumé du chapitre.

Énoncé. On étudie l'équilibre de dissociation du tétraoxyde de diazote,

On donne $R = 8{,}314$ $\mathrm{J\cdot K^{-1}\cdot mol^{-1}}$, $p° = 1$ bar, et la relation de van 't Hoff intégrée.

1. Dans un récipient à $298$ K, on introduit du $\mathrm{N_2O_4}$ et du $\mathrm{NO_2}$ de sorte que $p(\mathrm{N_2O_4}) = 5{,}0$ bar et $p(\mathrm{NO_2}) = 2{,}0$ bar. Le système est-il à l'équilibre ? Sinon, dans quel sens évolue-t-il ?
2. Calculer la constante d'équilibre à $350$ K.
3. On comprime le mélange à l'équilibre, à température constante. Que devient la couleur brune due au $\mathrm{NO_2}$ ?
4. On introduit du diazote, gaz inerte, à température et pression totale constantes. Que se passe-t-il ?

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1. Sens d'évolution à 298 K. Le quotient réactionnel s'écrit, avec les activités des gaz rapportées à $p° = 1$ bar :

Notons l'exposant $2$ : il vient du coefficient stœchiométrique de $\mathrm{NO_2}$, et l'oublier donnerait ici $2{,}0/5{,}0 = 0{,}40$, soit la moitié de la bonne valeur.

Comparaison : $Q_r = 0{,}80$ et $K° = 0{,}15$, donc

Le système n'est pas à l'équilibre ; il évolue dans le sens inverse, celui de la recombinaison de $\mathrm{NO_2}$ en $\mathrm{N_2O_4}$, jusqu'à ce que $Q_r$ redescende à $0{,}15$. Concrètement, $p(\mathrm{NO_2})$ diminue et $p(\mathrm{N_2O_4})$ augmente — et le mélange pâlit.

2. La constante à 350 K. On applique la relation donnée, avec $T_1 = 298$ K, $T_2 = 350$ K et $\Delta_r H° = +57\times10^{3}$ $\mathrm{J\cdot mol^{-1}}$ (attention à la conversion des kilojoules) :

Calculons pas à pas.

La différence vaut $2{,}857\times10^{-3} - 3{,}356\times10^{-3} = -4{,}986\times10^{-4}$ $\mathrm{K^{-1}}$ — négative, puisque $T_2 > T_1$. Donc

Le rapport des constantes vaut $e^{3{,}42} = 30{,}6$, d'où

Contrôle de signe, avant tout calcul numérique. La réaction est endothermique, donc chauffer doit augmenter $K°$ : on attendait un résultat supérieur à $0{,}15$, et l'on trouve $4{,}6$, trente fois plus grand. $\checkmark$ Si tu avais trouvé une constante plus petite, une erreur de signe se serait cachée dans la parenthèse ou dans le facteur $-\Delta_r H°/R$.

Contrôle d'ordre de grandeur. Un exposant de $3{,}4$ correspond à un facteur d'une trentaine : cohérent avec une enthalpie de réaction de plusieurs dizaines de kilojoules par mole et un écart de $52$ K. À $350$ K, la dissociation est donc largement favorisée — le mélange est nettement plus brun.

3. La compression. À température constante, $K°$ est inchangée : $0{,}15$. On compte les molécules gazeuses de chaque côté :

Le côté droit compte plus de molécules gazeuses que le côté gauche. Par la loi de modération, la compression déplace l'équilibre vers le côté qui en compte le moins, c'est-à-dire le sens inverse : $\mathrm{NO_2}$ se recombine en $\mathrm{N_2O_4}$.

Attention à l'observation, qui est en deux temps et que les copies confondent. À l'instant de la compression, la quantité de $\mathrm{NO_2}$ n'a pas encore bougé mais le volume a diminué : la couleur fonce brutalement. Puis l'équilibre se déplace et consomme du $\mathrm{NO_2}$ : la couleur pâlit progressivement, sans revenir tout à fait à sa teinte initiale. C'est exactement ce que dit le mot « modération » : le système s'oppose à la perturbation, il ne l'annule pas.

4. Le gaz inerte à pression totale constante. Le diazote ne figure pas dans $Q_r$. Mais à pression totale constante, l'introduire oblige le volume à augmenter, ce qui abaisse les pressions partielles de $\mathrm{N_2O_4}$ et de $\mathrm{NO_2}$. L'effet est celui d'une détente, et l'on applique la règle en sens contraire du point 3 : puisque $\Delta\nu_{\text{gaz}} > 0$, l'équilibre se déplace vers le côté qui compte le plus de molécules gazeuses, c'est-à-dire le sens direct. Il se forme davantage de $\mathrm{NO_2}$.

La comparaison qui fixe le point. Si l'on avait introduit ce même diazote à volume constant, les pressions partielles de $\mathrm{N_2O_4}$ et de $\mathrm{NO_2}$ n'auraient pas bougé — chacune ne dépend que de sa propre quantité et du volume — donc $Q_r$ serait resté égal à $K°$ et rien ne se serait passé. Deux énoncés voisins, deux réponses opposées : la question n'est pas « ajoute-t-on un inerte ? » mais « qu'est-ce qui reste constant ? ».

Contrôle général. Quatre réflexes. (a) Écrire $Q_r$ avec les bons exposants et sans les solides ni les solvants purs. (b) Avant tout calcul de van 't Hoff, prévoir le sens de variation de $K°$ à partir du signe de $\Delta_r H°$ : c'est un contrôle gratuit. (c) Pour la pression, calculer $\Delta\nu_{\text{gaz}}$ AVANT de conclure — s'il est nul, la réponse est « aucun déplacement ». (d) Pour un gaz inerte, repérer d'abord ce qui est maintenu constant.

Figure (fig.chemistry.le-chatelier, SVG programmatique à produire) : trois panneaux, le critère, la table des perturbations, et le cas industriel.

• Panneau 1 — l'axe du critère. Un axe horizontal gradué en $Q_r$, avec le point $K°$ marqué au centre par un trait vertical épais étiqueté « $Q_r = K°$ : équilibre ». À gauche de ce trait, une zone étiquetée « $Q_r < K°$ » surmontée d'une flèche épaisse pointant vers la droite, légendée « évolution dans le sens direct ». À droite, une zone « $Q_r > K°$ » avec une flèche pointant vers la gauche, légendée « sens inverse ». Sous l'axe, deux points reportés et cotés : celui de l'exemple guidé, $Q_r = 0{,}80$ à droite de $K° = 0{,}15$, et celui du bloc de vérification, $Q_r = 16$ à gauche de $K° = 54$ (sur un axe logarithmique séparé, pour la lisibilité). Les zones sont distinguées par des hachures d'orientations différentes, jamais par la seule couleur.
• Panneau 2 — la table des perturbations. Un tableau à deux colonnes très visuellement séparées : à gauche, sous le titre « change $K°$ », une seule ligne, « température », avec le sens indiqué selon le signe de $\Delta_r H°$. À droite, sous le titre « ne change PAS $K°$ », quatre lignes : « pression / volume — seulement si $\Delta\nu_{\text{gaz}} \ne 0$ », « ajout ou retrait d'une espèce active », « gaz inerte — à $p$ constante seulement », « catalyseur — aucun déplacement, jamais ». Trois pictogrammes barrés soulignent les non-effets : le catalyseur, le gaz inerte à volume constant, et la compression d'un système à $\Delta\nu_{\text{gaz}} = 0$.
• Panneau 3 — le compromis industriel. Deux courbes schématiques en fonction de la température, sur un même axe : le rendement à l'équilibre de la synthèse de l'ammoniac, qui décroît (réaction exothermique), et la vitesse de réaction, qui croît. Une bande verticale grisée à leur intersection utile, étiquetée « $400$–$500$ °C : le compromis ». À côté, trois étiquettes : « pression $150$–$300$ bar : $\Delta\nu_{\text{gaz}} = -2$ », « catalyseur au fer : la vitesse, pas l'équilibre », « ammoniac retiré : $Q_r$ abaissé ».

Ce qu'il faut lire. Le panneau 1 dit que tout se ramène à une comparaison de deux nombres sans unité, et que le sens d'évolution est celui qui rapproche $Q_r$ de $K°$. Le panneau 2 est la carte du chapitre : une seule perturbation touche $K°$, toutes les autres ne touchent que la composition — et trois d'entre elles ne touchent parfois à rien. Le panneau 3 montre que dans un procédé réel, ce n'est jamais la thermodynamique seule qui décide : elle fixe le possible, la cinétique fixe le praticable, et l'ingénieur arbitre.

La figure en détail : la figure comprend trois parties. La première est un axe gradué sur lequel est marquée la constante d'équilibre : lorsque le quotient réactionnel se trouve à gauche de cette marque, une flèche indique que le système évolue dans le sens direct ; lorsqu'il se trouve à droite, la flèche pointe en sens inverse ; et la marque elle-même correspond à l'équilibre, où le système n'évolue plus. Deux exemples chiffrés y sont reportés. La deuxième partie est un tableau qui sépare nettement la seule perturbation capable de modifier la constante d'équilibre, à savoir la température, de toutes celles qui ne modifient que la composition : la pression, mais seulement si le nombre de molécules gazeuses varie entre réactifs et produits ; l'ajout ou le retrait d'une espèce active ; le gaz inerte, dont l'effet n'existe qu'à pression totale constante ; et le catalyseur, qui ne déplace jamais rien. La troisième partie superpose, en fonction de la température, le rendement à l'équilibre de la synthèse de l'ammoniac, qui diminue parce que la réaction est exothermique, et la vitesse de la réaction, qui augmente : leur zone de compromis, entre quatre cents et cinq cents degrés Celsius, est mise en évidence, à côté des trois autres leviers du procédé — la haute pression, le catalyseur au fer et le retrait continu de l'ammoniac.

Les unités. $Q_r$ et $K°$ sont sans unité, parce que les activités le sont ; une constante d'équilibre affublée de $\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ signale des activités mal formées. Dans van 't Hoff, $\Delta_r H°$ doit être en $\mathrm{J\cdot mol^{-1}}$ — la conversion des kilojoules est l'erreur numérique la plus fréquente — et les températures en kelvins, jamais en degrés Celsius, puisque la relation fait intervenir $1/T$. La constante des gaz parfaits vaut $R = 8{,}314$ $\mathrm{J\cdot K^{-1}\cdot mol^{-1}}$.

Ce qui est donné, ce qui est su. Sont donnés dans un énoncé de ce niveau : $K°$ à une température de référence, $\Delta_r H°$, la valeur de $R$, la relation de van 't Hoff intégrée, et les conventions $p° = 1$ bar et $c° = 1\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. Sont sus : l'écriture du quotient réactionnel, le critère de comparaison à $K°$, la loi de modération, et le fait que $K°$ ne dépend que de $T$.

Ce qui n'est pas dans cette leçon. L'enthalpie libre, le potentiel chimique et l'affinité chimique, qui fondent tous ces résultats et permettent d'ÉTABLIR la relation de van 't Hoff au lieu de l'admettre ; les calculs d'avancement à l'équilibre au-delà du cas qui se ramène à une équation du premier degré ; et toute la cinétique — cette leçon dit vers où un système évolue, jamais en combien de temps.

1. Croire qu'un catalyseur déplace l'équilibre. Il accélère les deux sens dans le même rapport : le système atteint plus vite exactement le même état final. Composition finale, $K°$, rendement : rien ne change. Confondre « plus vite » et « plus loin », c'est confondre cinétique et thermodynamique.
2. Appliquer l'effet de la pression à un équilibre sans variation du nombre de moles gazeuses. Si $\Delta\nu_{\text{gaz}} = 0$ — comme pour $\mathrm{H_2} + \mathrm{I_2} = 2\,\mathrm{HI}$ — comprimer d'un facteur dix ne déplace rien : le facteur de pression se simplifie dans $Q_r$. Compte les moles gazeuses avant de répondre, toujours.
3. Confondre déplacement d'équilibre et modification de $K°$. Seule la température change $K°$. Une compression, un ajout de réactif, un catalyseur modifient (ou non) la composition, jamais la constante. Dire « la pression augmente $K°$ » est une faute de cours, pas une approximation.
4. Se tromper de signe dans van 't Hoff. Il y a deux sources de signe : le facteur $-\Delta_r H°/R$ et la parenthèse $\left(\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\right)$, qui est négative quand on chauffe. Prévois d'abord le sens attendu — endothermique et chauffage donnent $K°$ plus grande — puis vérifie que le calcul y mène.
5. Oublier de convertir $\Delta_r H°$ en joules par mole. Une enthalpie de $57$ $\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}$ utilisée telle quelle avec $R = 8{,}314$ donne un exposant mille fois trop petit, donc un rapport de constantes égal à $1$ — et la conclusion « la température n'a aucun effet », qui est fausse et invérifiable à l'œil.
6. Utiliser des degrés Celsius dans van 't Hoff. La relation fait intervenir $1/T$ : elle exige des kelvins. À $25$ °C, écrire $T = 25$ au lieu de $298$ change le résultat de plusieurs ordres de grandeur.
7. Faire figurer un solide pur ou le solvant dans $Q_r$. Leur activité vaut $1$ : ils n'apparaissent pas. Conséquence pratique : ajouter du carbonate de calcium solide à son équilibre de décomposition ne déplace absolument rien, et ce contre-exemple est un classique d'oral.
8. Oublier les exposants stœchiométriques. Dans $\mathrm{N_2O_4} = 2\,\mathrm{NO_2}$, l'activité de $\mathrm{NO_2}$ est au carré : avec $p(\mathrm{NO_2}) = 2{,}0$ bar et $p(\mathrm{N_2O_4}) = 5{,}0$ bar, le quotient vaut $0{,}80$, et non $0{,}40$ comme le donnerait l'oubli de l'exposant. L'erreur peut même retourner la conclusion quand $Q_r$ tombe de part et d'autre de $K°$. Relis l'équation avant d'écrire le quotient.
9. Traiter le gaz inerte sans regarder ce qui est constant. À volume constant : aucun effet. À pression totale constante : effet de dilution, donc déplacement vers le côté le plus riche en gaz. Deux énoncés presque identiques, deux réponses opposées.
10. Croire que le système annule la perturbation. La loi de modération dit qu'il s'y oppose partiellement. Après compression, le mélange de $\mathrm{NO_2}$ reste plus foncé qu'avant ; après chauffage d'une réaction endothermique, la température finale reste supérieure à l'initiale. Un système ne revient jamais à son état de départ.

Le modèle d'entraînement. L'exercice associé à cette leçon tire un système dans une banque de réactions dont les constantes et les enthalpies standard sont sourcées, puis l'une de ces questions : le quotient réactionnel d'un état initial, avec les conventions $p° = 1$ bar ou $c° = 1\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, le corrigé concluant sur le sens d'évolution ; la constante à une autre température, ou la température qui donne une constante visée, par la relation de van 't Hoff intégrée toujours fournie ; ou l'avancement à l'équilibre, dans le seul cas qui se ramène au premier degré. Un modèle voisin, à choix multiples, demande le verdict d'une perturbation tirée — chauffage, compression d'un facteur donné, catalyseur, gaz inerte à volume ou à pression constants — et pose séparément la question « $K°$ change-t-elle ? », avec quatre réponses possibles : augmente, diminue, ne change pas, n'est plus définie.

Énoncé type. À $700$ K, on étudie l'équilibre

Dans un réacteur maintenu à cette température, on relève $p(\mathrm{H_2}) = 2{,}0$ bar, $p(\mathrm{I_2}) = 0{,}50$ bar et $p(\mathrm{HI}) = 4{,}0$ bar. Calculer le quotient réactionnel, puis indiquer le sens d'évolution du système. On donne $p° = 1$ bar.

Corrigé complet.

1. Écrire le quotient réactionnel. Les trois espèces sont gazeuses ; leur activité est le rapport de leur pression partielle à $p° = 1$ bar. Le coefficient stœchiométrique de $\mathrm{HI}$ vaut $2$, d'où un exposant $2$ au numérateur :

2. Remplacer par les valeurs. Comme $p° = 1$ bar, les rapports valent numériquement les pressions exprimées en bar :

Le résultat est sans unité, comme il se doit.

3. Comparer à la constante.

4. Conclure. Puisque $Q_r < K°$, le système évolue dans le sens direct : $\mathrm{H_2}$ et $\mathrm{I_2}$ sont consommés, $\mathrm{HI}$ se forme, et $Q_r$ augmente jusqu'à atteindre $54$.

Réponse : $Q_r = 16$, inférieur à $K° = 54$ ; le système évolue dans le sens direct, celui de la formation de l'iodure d'hydrogène.

5. Deux contrôles. Cohérence du sens. Former du $\mathrm{HI}$ augmente le numérateur et diminue le dénominateur : $Q_r$ croît bien vers $K°$, l'évolution est cohérente. $\checkmark$ Ce qui ne marcherait pas. Comprimer ce mélange ne changerait rien à $Q_r$ : ici $\Delta\nu_{\text{gaz}} = 2 - (1+1) = 0$, et le facteur de pression se simplifie exactement. C'est le piège n° 2, et cette réaction en est l'exemple type.

Auto-contrôle. Ai-je mis l'exposant $2$ sur l'activité de $\mathrm{HI}$ ? Mon quotient est-il sans unité ? Ai-je comparé à $K°$ à la bonne température — ici $700$ K, celle de l'énoncé ? Et ai-je énoncé le sens en toutes lettres, plutôt que de m'arrêter au nombre ?