Comment fait-on pour qu'une réaction chimique se passe super lentement sans que la pression change dans tout le système ?
In thermodynamics, a quasi-static process, also known as a quasi-equilibrium process, is a thermodynamic process that happens slowly enough for the system to remain in internal physical thermodynamic equilibrium. An example of this is quasi-static expansion of a mixture of hydrogen and oxygen gas, where the volume of the system changes so slowly that the pressure remains uniform throughout the system at each instant of time during the process. Such an idealized process is a succession of physical equilibrium states, characterized by infinite slowness. Only in a quasi-static thermodynamic process can we exactly define intensive quantities of the system at any instant during the whole process; otherwise, since no internal equilibrium is established, different parts of the system would have different values of these quantities, so a single value per quantity may not be sufficient to represent the whole system. In other words, when an equation for a change in a state function contains P or T, it implies a quasi-static process.
**Introduction historique**

Le concept d'équilibre chimique a été développé en 1803, après que Berthollet ait découvert que certaines réactions chimiques sont réversibles. Pour qu'un mélange réactionnel atteigne l'équilibre, les vitesses des réactions directe et inverse (ou inverse) doivent être égales. Dans l'équation chimique suivante, les flèches pointent dans les deux sens pour indiquer l'équilibre. A et B sont les espèces chimiques réactives, S et T sont les espèces produits, et α, β, σ et τ sont les coefficients stœchiométriques des réactifs et des produits respectifs :

On dit que la position d'équilibre de la concentration d'une réaction se situe « bien à droite » si, à l'équilibre, presque tous les réactifs sont consommés. Inversement, on dit que la position d'équilibre se situe « bien à gauche » si pratiquement aucun produit n'est formé à partir des réactifs.

Guldberg et Waage (1865), s'appuyant sur les idées de Berthollet, ont proposé la loi d'action des masses :

où A, B, S et T sont les masses actives et k et k sont les constantes de vitesse. Puisque, à l'équilibre, les vitesses directe et inverse sont égales :

et que le rapport des constantes de vitesse est également une constante, désormais connue sous le nom de constante d'équilibre.

Par convention, les produits forment le numérateur. Cependant, la loi d'action des masses n'est valable que pour les réactions concertées en une seule étape qui se déroulent par un seul état de transition et n'est pas valable en général car les équations de vitesse ne suivent généralement pas la stœchiométrie de la réaction telle que proposée par Guldberg et Waage (voir, par exemple, la substitution aliphatique nucléophile par S 1 ou la réaction de l'hydrogène et du brome pour former du bromure d'hydrogène). L'égalité des vitesses de réaction directe et inverse est cependant une condition nécessaire à l'équilibre chimique, bien qu'elle ne soit pas suffisante pour expliquer pourquoi l'équilibre se produit.

Malgré les limites de cette dérivation, la constante d'équilibre pour une réaction est bel et bien une constante, indépendante des activités des différentes espèces impliquées, bien qu'elle dépende de la température, comme l'a observé l'équation de van 't Hoff. L'ajout d'un catalyseur affectera à la fois la réaction directe et la réaction inverse de la même manière et n'aura pas d'effet sur la constante d'équilibre. Le catalyseur accélérera les deux réactions, augmentant ainsi la vitesse à laquelle l'équilibre est atteint.

Bien que les concentrations d'équilibre macroscopiques soient constantes dans le temps, des réactions se produisent au niveau moléculaire. Par exemple, dans le cas de l'acide acétique dissous dans l'eau et formant de l'acétate et des ions hydronium,

un proton peut passer d'une molécule d'acide acétique à une molécule d'eau puis à un anion acétate pour former une autre molécule d'acide acétique et laisser le nombre de molécules d'acide acétique inchangé. Il s'agit d'un exemple d'équilibre dynamique. Les équilibres, comme le reste de la thermodynamique, sont des phénomènes statistiques, des moyennes du comportement microscopique.

Le principe de Le Châtelier (1884) prédit le comportement d'un système à l'équilibre lorsque des modifications de ses conditions de réaction se produisent. Si un équilibre dynamique est perturbé par un changement de conditions, la position de l'équilibre se déplace pour inverser partiellement ce changement. Par exemple, l'ajout de plus de S (dans la réaction chimique ci-dessus) de l'extérieur provoquera un excès de produits, et le système essaiera de contrer cela en augmentant la réaction inverse et en déplaçant le point d'équilibre vers la gauche (bien que la constante d'équilibre reste la même).

Si un acide minéral est ajouté au mélange d'acide acétique, augmentant la concentration d'ions hydronium, la quantité de dissociation doit diminuer, la réaction étant entraînée vers la gauche conformément à ce principe. Cela peut également être déduit de l'expression de la constante d'équilibre pour la réaction :

Si [H₃O⁺] augmente, [CH₃COOH] doit augmenter et [CH₃COO⁻] doit diminuer. [H₂O] est omis, car il s'agit du solvant et sa concentration reste élevée et pratiquement constante.

Une version quantitative est donnée par le quotient réactionnel.

J. W. Gibbs a suggéré en 1873 que l'équilibre est atteint lorsque l'énergie libre de Gibbs du système est à sa valeur minimale (en supposant que la réaction est réalisée à température et pression constantes). Cela signifie que la dérivée de l'énergie libre de Gibbs par rapport à la coordonnée de réaction (une mesure de l'étendue de la réaction qui s'est produite, allant de zéro pour tous les réactifs à un maximum pour tous les produits) s'annule (car dG = 0), signalant un point stationnaire. Cette dérivée est appelée énergie libre de Gibbs de la réaction (ou variation d'énergie) et correspond à la différence entre les potentiels chimiques des réactifs et des produits à la composition du mélange réactionnel. Ce critère est à la fois nécessaire et suffisant. Si un mélange n'est pas à l'équilibre, la libération de l'énergie libre de Gibbs excédentaire (ou de l'énergie d'Helmholtz pour les réactions à volume constant) est la « force motrice » pour que la composition du mélange change jusqu'à ce que l'équilibre soit atteint. La constante d'équilibre peut être mise en relation avec la variation de l'énergie libre de Gibbs standard pour la réaction par l'équation :

où R est la constante universelle des gaz et T est la température.

Lorsque les réactifs sont dissous dans un milieu de force ionique élevée, le quotient des coefficients d'activité peut être considéré comme constant. Dans ce cas, le quotient de concentration, K,

où [A] est la concentration de A, etc., est indépendant de la concentration analytique des réactifs. Pour cette raison, les constantes d'équilibre pour les solutions sont généralement déterminées dans des milieux de force ionique élevée. K varie avec la force ionique, la température et la pression (ou le volume). De même, K pour les gaz dépend de la pression partielle. Ces constantes sont plus faciles à mesurer et sont rencontrées dans les cours de chimie au lycée.
### Query ###
Comment fait-on pour qu'une réaction chimique se passe super lentement sans que la pression change dans tout le système ?

### Main Text ###
In thermodynamics, a quasi-static process, also known as a quasi-equilibrium process, is a thermodynamic process that happens slowly enough for the system to remain in internal physical thermodynamic equilibrium. An example of this is quasi-static expansion of a mixture of hydrogen and oxygen gas, where the volume of the system changes so slowly that the pressure remains uniform throughout the system at each instant of time during the process. Such an idealized process is a succession of physical equilibrium states, characterized by infinite slowness. Only in a quasi-static thermodynamic process can we exactly define intensive quantities of the system at any instant during the whole process; otherwise, since no internal equilibrium is established, different parts of the system would have different values of these quantities, so a single value per quantity may not be sufficient to represent the whole system. In other words, when an equation for a change in a state function contains P or T, it implies a quasi-static process.

### Supplementary Text ###
**Introduction historique**

Le concept d'équilibre chimique a été développé en 1803, après que Berthollet ait découvert que certaines réactions chimiques sont réversibles. Pour qu'un mélange réactionnel atteigne l'équilibre, les vitesses des réactions directe et inverse (ou inverse) doivent être égales. Dans l'équation chimique suivante, les flèches pointent dans les deux sens pour indiquer l'équilibre. A et B sont les espèces chimiques réactives, S et T sont les espèces produits, et α, β, σ et τ sont les coefficients stœchiométriques des réactifs et des produits respectifs :

On dit que la position d'équilibre de la concentration d'une réaction se situe « bien à droite » si, à l'équilibre, presque tous les réactifs sont consommés. Inversement, on dit que la position d'équilibre se situe « bien à gauche » si pratiquement aucun produit n'est formé à partir des réactifs.

Guldberg et Waage (1865), s'appuyant sur les idées de Berthollet, ont proposé la loi d'action des masses :

où A, B, S et T sont les masses actives et k et k sont les constantes de vitesse. Puisque, à l'équilibre, les vitesses directe et inverse sont égales :

et que le rapport des constantes de vitesse est également une constante, désormais connue sous le nom de constante d'équilibre.

Par convention, les produits forment le numérateur. Cependant, la loi d'action des masses n'est valable que pour les réactions concertées en une seule étape qui se déroulent par un seul état de transition et n'est pas valable en général car les équations de vitesse ne suivent généralement pas la stœchiométrie de la réaction telle que proposée par Guldberg et Waage (voir, par exemple, la substitution aliphatique nucléophile par S 1 ou la réaction de l'hydrogène et du brome pour former du bromure d'hydrogène). L'égalité des vitesses de réaction directe et inverse est cependant une condition nécessaire à l'équilibre chimique, bien qu'elle ne soit pas suffisante pour expliquer pourquoi l'équilibre se produit.

Malgré les limites de cette dérivation, la constante d'équilibre pour une réaction est bel et bien une constante, indépendante des activités des différentes espèces impliquées, bien qu'elle dépende de la température, comme l'a observé l'équation de van 't Hoff. L'ajout d'un catalyseur affectera à la fois la réaction directe et la réaction inverse de la même manière et n'aura pas d'effet sur la constante d'équilibre. Le catalyseur accélérera les deux réactions, augmentant ainsi la vitesse à laquelle l'équilibre est atteint.

Bien que les concentrations d'équilibre macroscopiques soient constantes dans le temps, des réactions se produisent au niveau moléculaire. Par exemple, dans le cas de l'acide acétique dissous dans l'eau et formant de l'acétate et des ions hydronium,

un proton peut passer d'une molécule d'acide acétique à une molécule d'eau puis à un anion acétate pour former une autre molécule d'acide acétique et laisser le nombre de molécules d'acide acétique inchangé. Il s'agit d'un exemple d'équilibre dynamique. Les équilibres, comme le reste de la thermodynamique, sont des phénomènes statistiques, des moyennes du comportement microscopique.

Le principe de Le Châtelier (1884) prédit le comportement d'un système à l'équilibre lorsque des modifications de ses conditions de réaction se produisent. Si un équilibre dynamique est perturbé par un changement de conditions, la position de l'équilibre se déplace pour inverser partiellement ce changement. Par exemple, l'ajout de plus de S (dans la réaction chimique ci-dessus) de l'extérieur provoquera un excès de produits, et le système essaiera de contrer cela en augmentant la réaction inverse et en déplaçant le point d'équilibre vers la gauche (bien que la constante d'équilibre reste la même).

Si un acide minéral est ajouté au mélange d'acide acétique, augmentant la concentration d'ions hydronium, la quantité de dissociation doit diminuer, la réaction étant entraînée vers la gauche conformément à ce principe. Cela peut également être déduit de l'expression de la constante d'équilibre pour la réaction :

Si [H₃O⁺] augmente, [CH₃COOH] doit augmenter et [CH₃COO⁻] doit diminuer. [H₂O] est omis, car il s'agit du solvant et sa concentration reste élevée et pratiquement constante.

Une version quantitative est donnée par le quotient réactionnel.

J. W. Gibbs a suggéré en 1873 que l'équilibre est atteint lorsque l'énergie libre de Gibbs du système est à sa valeur minimale (en supposant que la réaction est réalisée à température et pression constantes). Cela signifie que la dérivée de l'énergie libre de Gibbs par rapport à la coordonnée de réaction (une mesure de l'étendue de la réaction qui s'est produite, allant de zéro pour tous les réactifs à un maximum pour tous les produits) s'annule (car dG = 0), signalant un point stationnaire. Cette dérivée est appelée énergie libre de Gibbs de la réaction (ou variation d'énergie) et correspond à la différence entre les potentiels chimiques des réactifs et des produits à la composition du mélange réactionnel. Ce critère est à la fois nécessaire et suffisant. Si un mélange n'est pas à l'équilibre, la libération de l'énergie libre de Gibbs excédentaire (ou de l'énergie d'Helmholtz pour les réactions à volume constant) est la « force motrice » pour que la composition du mélange change jusqu'à ce que l'équilibre soit atteint. La constante d'équilibre peut être mise en relation avec la variation de l'énergie libre de Gibbs standard pour la réaction par l'équation :

où R est la constante universelle des gaz et T est la température.

Lorsque les réactifs sont dissous dans un milieu de force ionique élevée, le quotient des coefficients d'activité peut être considéré comme constant. Dans ce cas, le quotient de concentration, K,

où [A] est la concentration de A, etc., est indépendant de la concentration analytique des réactifs. Pour cette raison, les constantes d'équilibre pour les solutions sont généralement déterminées dans des milieux de force ionique élevée. K varie avec la force ionique, la température et la pression (ou le volume). De même, K pour les gaz dépend de la pression partielle. Ces constantes sont plus faciles à mesurer et sont rencontrées dans les cours de chimie au lycée.

### Draft ###

### 1. Query Parsing

"Comment fait-on pour qu'une réaction chimique se passe super lentement" 
→ How to make chemical reaction proceed super slowly

"sans que la pression change dans tout le système"
→ without pressure changing throughout system

? Translation nuance: "super lentement" = extremely slow, not just slow
? Key constraint: uniform pressure = no volume gradients = quasi-static conditions

### 2. Constraint Analysis

Uniform pressure → no driving force for macroscopic motion
∴ Reaction must be slow enough that system remains locally equilibrated

Physical requirements:
- Reaction rate << diffusion rate
- Temperature gradients negligible  
- Concentration gradients uniform
- No spontaneous macroscopic mixing

### 3. Quasi-Static Framework

● High confidence: This is quasi-static thermodynamics

Conditions for quasi-static process:
- Infinite slowness
- Local equilibrium maintained
- State variables well-defined everywhere
- Process follows reversible path

⟨H≈0.4⟩ Think of crystal growth in supersaturated solution... or polymerization at very low temperatures... or electrochemical cells where current flow is controlled to near-zero...

### 4. Practical Mechanisms

Physical strategies:
1. **Temperature control**: Extremely low T → Arrhenius factor suppression
   - Example: T ≈ 1-10K for certain reactions
   - Rate ∝ exp(-Ea/RT)

2. **Diffusion barriers**: Compartmentalization
   - Separate reactants in isolated volumes
   - Microencapsulation techniques
   - Membrane barriers with slow permeation

3. **Catalyst inhibition**: Add reversible inhibitors
   - Competitive binding
   - Allosteric effects
   - Control reaction initiation only

### 5. Verification

☑ Quasi-static condition satisfied when:
- dP/dt ≈ 0 everywhere
- dρ/dt ≈ 0 everywhere  
- Local equilibrium: k_forward = k_reverse

☑ Pressure uniformity maintained by:
- Slow reaction rates
- Diffusion-controlled mixing
- Thermal equilibration

⚠ Potential confusion: "Slow" ≠ "quasi-static"
Slow reaction can still have pressure gradients if fast enough

### 6. Synthesis

The mechanism involves creating conditions where reaction kinetics are sufficiently slow that local equilibrium can be maintained throughout the system. This requires either extremely low temperatures, diffusion barriers, or carefully controlled catalyst inhibition.

Key insight: ! Quasi-static processes are inherently isochoric (constant volume) due to the time scale requirement, which naturally satisfies the uniform pressure constraint.

NB: This connects to broader concepts in kinetics, catalysis, and non-equilibrium thermodynamics. The French response correctly identifies the thermodynamic framework but could benefit from more concrete examples of practical implementation.

### Answer###
Pour réaliser une réaction chimique qui se déroule super lentement sans changer de pression dans tout le système, vous devez créer des conditions quasi-statiques. 

Une réaction quasi-statique est un processus thermodynamique qui se fait suffisamment lentement pour que le système reste en équilibre thermodynamique interne à chaque instant. Concrètement, cela signifie que la réaction doit être suffisamment lente pour que la pression reste uniforme partout dans le système à chaque instant pendant le processus.

Dans ces conditions idéales, le système suit une succession d'états d'équilibre physique caractérisés par une lenteur infinie. Cette lenteur extrême permet de définir précisément les quantités intensives du système à n'importe quel instant pendant tout le processus.

Cette approche repose sur le principe selon lequel, pour qu'un mélange réactionnel atteigne l'équilibre, les vitesses des réactions directe et inverse doivent être égales. En contrôlant cette vitesse de manière extrêmement lente, vous maintenez l'uniformité de pression et garantissez que le système reste en équilibre localisé tout au long de la réaction.