CHAPITRE 4 : Déplacement de l’équilibre chimique A) Introduction
L’ammoniac est un composé industriel de première importance. Il entre dans la fabrication de nombreux produits tels que les engrais, les fibres synthétiques, les explosifs,…
L’ammoniac est synthétisé à partir de diazote (présent dans l’air) et de dihydrogène (obtenu par hydrolyse de l’eau).L’étude expérimentale de la synthèse de l’ammoniac montre que la réaction est incomplète (Kc=3 à 300 °C)
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + 92 kJ Expression de Kc : Kc = [NH3]2 [N2] . [H2]3 Pour les industriels, il y a donc un manque à gagner : les réactifs ne réagissent pas
complètement et la masse de produit obtenu est plus petite que celle qu’on pourrait obtenir si la réaction était complète.
Il en va de même pour de nombreuses réactions aboutissant à un état d’équilibre.
Les scientifiques ont donc voulu améliorer le rendement de ces réactions.
N.B. : le rendement est le rapport, exprimé en pourcent, entre la masse de produit réellement obtenue et la masse théorique de produit (calculée à partir de l’équation stoechiométrique de la réaction).
A partir de nombreuses observations réalisées sur les modifications apportées aux systèmes à l’état d’équilibre, le chimiste français Henry Le Châtelier (1850-1936), constata que les facteurs pouvant modifier l’état d’équilibre sont la température, la concentration et la pression.
Les industriels ont utilisé ces facteurs capables de déplacer l'état d'équilibre des réactions incomplètes de manière à améliorer le rendement et d'obtenir ainsi une production maximale de produits.
Conclusion : Lorsque l’équilibre est déplacé, il y a modification du rendement en produit(s).
N.B. :
Dans la vie de tous les jours, de nombreuses réactions aboutissent aussi à un état d’équilibre (métabolisme des êtres vivants, oxygénation des cellules,..).
B) Enoncé du principe de Le Châtelier (1884)
«Si l'on tend à modifier les conditions d'un système en équilibre, il réagit de façon à s'opposer, en partie, aux changements qu'on lui impose, jusqu'à l'établissement d'un nouvel équilibre.»
ou
« Si on impose une modification (température, concentration ou pression) à un système chimique en équilibre, il s’ensuit la réaction chimique qui s’oppose en partie à la
modification imposée. Le système évolue vers un nouvel état d’équilibre.
C) Règles pratiques pour prévoir le sens du déplacement d’un équilibre
Lorsqu'un paramètre d'un système à l'état d'équilibre est modifié, l'équilibre se déplace dans le sens qui correspond à réduire la modification imposée.
Modification de la concentration :
- un composé ajouté est en partie consommé
- inversement, un composé enlevé est en partie reformé Modification de la température :
- une élévation de température favorise la réaction endothermique
- inversement, une diminution de température favorise la réaction exothermique
Modification de la pression : L’augmentation ou la diminution de pression agit seulement sur les gaz.
(Les liquides et les solides sont considérés comme incompressibles)
- une augmentation de pression favorise la réaction qui diminue le nombre de moles de gaz - inversement, une diminution de pression favorise la réaction qui augmente le nombre de
moles de gaz.
N.B. : On ne considèrera que les cas où le volume demeure constant ! La pression correspond aux forces exercées par les molécules de gaz entre elles.
Par conséquent, dans un système fermé, la pression dépend du nombre de moles de molécules de gaz présent.
réaction directe
Exemple : soit la réaction A (s) + B (g) + 50 kJ 2 C (g)
réaction inverse Kc = [C]2 [B]
Modification imposée
Réponse du système : il veut que ...
Le système favorise la réaction ...
L’équilibre est déplacé
vers...
Effet sur la concentration
en réactif [B]
Effet sur la concentration en produit [C]
[B] ↗ [B] ↘ directe la droite [B] ↘ [C] ↗
[B] ↘ [B] ↗ inverse la gauche [B] ↗ [C] ↘
[C] ↗ [C] ↘ inverse la gauche [B] ↗ [C] ↘
[C] ↘ [C] ↗ directe la droite [B] ↘ [C] ↗
T ↗ T ↘ endothermique la droite * [B] ↘ [C] ↗
T ↘ T ↗ exothermique la gauche* [B] ↗ [C] ↘
p ↗ p ↘ qui ↘ ngaz la gauche** [B] ↗ [C] ↘
p ↘ p ↗ qui ↗ ngaz la droite** [B] ↘ [C] ↗
*dans cet exemple, la réaction directe est endothermique car elle absorbe de l’énergie et la réaction inverse est exothermique car elle libère de l’énergie. **dans cet exemple, il y a 1 mol de gaz B du coté réactif et 2 mol de gaz C du coté produit
_
Exercices :
Ecris l’expression du Kc et complète le tableau pour les réactions suivantes :
1) 2 A (g) + B (g) C (g) + 40 kJ
Kc = Modification
imposée
Réponse du système : il veut que ...
Le système favorise la réaction ...
L’équilibre est déplacé
vers...
Effet sur la concentration
en réactif [B]
Effet sur la concentration en produit [C]
[A] ↗ [B] ↘ directe la droite [B] ↘ [C] ↗
[A] ↘ [B] ↗ inverse la gauche [B] ↗ [C] ↘
[C] ↗ [C] ↘ inverse la gauche [B] ↗ [C] ↘
[C] ↘ [C] ↗ directe la droite [B] ↘ [C] ↗
T ↗ T ↘ endothermique la droite * [B] ↘ [C] ↗
T ↘ T ↗ exothermique la gauche* [B] ↗ [C] ↘
p ↗ p ↘ qui ↘ ngaz la gauche** [B] ↗ [C] ↘
p ↘ p ↗ qui ↗ ngaz la droite** [B] ↘ [C] ↗
2) A (g) + B (g) + 60 kJ C (s) + 3D (g)
Kc = Modification
imposée
Réponse du système : il veut que ...
Le système favorise la réaction ...
L’équilibre est déplacé
vers...
Effet sur la concentration
en réactif [B]
Effet sur la concentration en produit [D]
[A] ↗ [B] ↘ directe la droite [B] ↘ [C] ↗
[A] ↘ [B] ↗ inverse la gauche [B] ↗ [C] ↘
[D] ↗ [C] ↘ inverse la gauche [B] ↗ [C] ↘
[D] ↘ [C] ↗ directe la droite [B] ↘ [C] ↗
T ↗ T ↘ endothermique la droite * [B] ↘ [C] ↗
T ↘ T ↗ exothermique la gauche* [B] ↗ [C] ↘
p ↗ p ↘ qui ↘ ngaz la gauche** [B] ↗ [C] ↘
p ↘ p ↗ qui ↗ ngaz la droite** [B] ↘ [C] ↗
D) Application à la synthèse de l’ammoniac
! Activité : Lorsqu’on fait réagir 1 mole de diazote et 3 moles de dihydrogène dans un volume d’un litre, à 300 °C, on obtient 1,26 moles d'ammoniac à l'état d'équilibre.
Calcule la masse théorique (on suppose la réaction complète) et la masse réelle d'ammoniac obtenu afin de connaître le rendement de cette réaction.
Calcul de la masse réelle de NH3 :
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3(g) ni
(en mol)
nr (en mol)
nf (en mol)
Calcul de la masse théorique de NH3 : N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3(g) ni
(en mol)
nr (en mol)
nf (en mol)
Calcul du rendement :
! Pour augmenter le rendement de la réaction et donc la quantité d’ammoniac obtenu lors de la réaction N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + 92 kJ, il faut :
1. augmenter la concentration d’un réactif En vertu du principe de Le Chatelier,
si on augmente la concentration de dihydrogène (ou de diazote), l’équilibre est
momentanément rompu. Le système va s'opposer, en partie, à la modification imposée : il va vouloir diminuer la concentration de H2 (ou de N2).
La réaction directe est par conséquent favorisée.
L'équilibre est déplacé vers la droite et un nouvel état d'équilibre est atteint.
Ce nouvel état d’équilibre est caractérisé par une concentration plus grande en produit NH3.
2. diminuer la température
En vertu du principe de Le Chatelier,
si on diminue la température du système, l’équilibre est momentanément rompu.
Le système va s'opposer, en partie, à la modification imposée : il va vouloir augmenter la température en favorisant la réaction qui libère de l’énergie (exothermique)
La réaction directe est par conséquent favorisée.
L'équilibre est déplacé vers la droite et un nouvel état d'équilibre est atteint.
Ce nouvel état d’équilibre est caractérisé par une concentration plus grande en produit NH3. 3. augmenter la pression
En vertu du principe de Le Chatelier,
si on augmente la pression, l’équilibre est momentanément rompu. Le système va s'opposer, en partie, à la modification imposée : il va vouloir diminuer la pression en favorisant la
réaction qui diminue le nombre de moles de molécules gazeuses La réaction directe est par conséquent favorisée.
L'équilibre est déplacé vers la droite et un nouvel état d'équilibre est atteint.
Ce nouvel état d’équilibre est caractérisé par une concentration plus grande en produit NH3.
E) Exercices (livre p.179 à 183) F) Exercices supplémentaires : Exercice 1 : Synthèse de l’ammoniac
Un système contient initialement 1 mole de diazote et 3 moles de dihydrogène dans un volume d’un litre, à 300 °C. L’équation de la réaction de synthèse de l’ammoniac qui s’y produit est : N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + 92 kJ
a) Calcul de la constante d’équilibre :
1°- Calcule la valeur de la constante d’équilibre si, à l’équilibre, [N2] = 0,37 mol/L V= 1L
300°C
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ni
(en mol)
nr (en mol)
nf (en mol)
[ ]
(en mol/L)
Kc =
2°- On impose une modification à ce système en équilibre en ajoutant 1 mole de N2. Le système retrouve un nouvel état d’équilibre dans lequel [N2] = 1,27 mol/L. Calcule Kc.
V= 1L 300°C
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + ajout
de N2
ni (en mol)
nr (en mol)
nf (en mol)
[ ]
(en mol/L)
Kc =
3°- On impose une modification (par rapport au cas 1°) en diminuant la température de 100 °C.
Le système retrouve un nouvel état d’équilibre dans lequel [N2] = 0,2 mol/L. Calcule Kc.
V= 1L 200°C
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
t° ↘ ni
(en mol)
nr (en mol)
nf (en mol)
[ ]
(en mol/L)
Kc =
b) Calcul du rendement de la réaction
Calcul le rendement de la réaction pour ces 3 cas.
c) Conclusion :
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Exercice 2 :
Un technicien de laboratoire réalise une série de réactions afin d’obtenir de l’iodure d’hydrogène. Lors de ces expériences, il introduit toujours le même nombre de mole de dihydrogène et de diiode mais il change à chaque fois la température. Il calcule pour chaque expérience le Kc de cette réaction qui aboutit à un état d’équilibre. Il obtient les résultats ci-contre :
T (°C) Kc 340 70,8 380 61,9 420 53,7 460 46,8 Ecris l’équation de cette réaction et détermine si la réaction directe est exothermique ou endothermique.
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