Application du Principe de Le Chatelier : L'Équilibre de l'Ammoniac
Contexte : Le procédé Haber-BoschProcédé industriel de synthèse de l'ammoniac (NH₃) à partir de diazote (N₂) et de dihydrogène (H₂). C'est l'un des processus les plus importants de l'industrie chimique..
La synthèse de l'ammoniac est une pierre angulaire de l'industrie chimique moderne, essentielle notamment pour la production d'engrais. Ce processus repose sur une réaction d'équilibre. L'objectif des ingénieurs est de manipuler les conditions de réaction (température, pression, concentrations) pour maximiser le rendement. Cet exercice explore comment le Principe de Le ChatelierSi une contrainte (changement de concentration, pression ou température) est appliquée à un système à l'équilibre, le système se déplace dans une direction qui tend à diminuer cette contrainte. nous permet de prédire les effets de ces changements.
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à analyser qualitativement et quantitativement un système chimique à l'équilibre et à appliquer le Principe de Le Chatelier, une compétence fondamentale en chimie générale et industrielle.
Objectifs Pédagogiques
- Comprendre et appliquer le principe de Le Chatelier.
- Prédire l'effet d'un changement de concentration, de pression et de température sur un système à l'équilibre.
- Calculer la constante d'équilibre \(K_c\).
- Analyser quantitativement le déplacement d'un équilibre.
Données de l'étude
Conditions Initiales à l'Équilibre
| Caractéristique | Valeur |
|---|---|
| Température du réacteur | 400 °C (673 K) |
| Volume du réacteur | 10,0 L |
| Enthalpie standard de réaction (\(\Delta H_r^\circ\)) | -92,2 kJ/mol |
Schéma du réacteur à l'équilibre
À l'équilibre, une analyse du contenu du réacteur révèle les quantités de matière suivantes :
| Espèce Chimique | Symbole | Quantité à l'équilibre (mol) |
|---|---|---|
| Diazote | \(n_{\text{N}_2}\) | 1,50 |
| Dihydrogène | \(n_{\text{H}_2}\) | 2,00 |
| Ammoniac | \(n_{\text{NH}_3}\) | 3,00 |
Questions à traiter
- Calculer les concentrations molaires de chaque espèce à l'équilibre, puis déterminer la valeur de la constante d'équilibre \(K_c\) à 400 °C.
- On perturbe l'équilibre en ajoutant 0,50 mol de diazote (\(N_2\)). Prédire qualitativement dans quel sens le système va évoluer pour atteindre un nouvel équilibre. Justifier.
- À partir de l'équilibre initial, on diminue le volume du réacteur à 5,0 L, ce qui augmente la pression totale. Prédire qualitativement le sens du déplacement de l'équilibre. Justifier.
- À partir de l'équilibre initial, on augmente la température à 500 °C. Prédire qualitativement le sens du déplacement de l'équilibre. Justifier.
- Suite à la perturbation de la question 2 (ajout de 0,50 mol de \(N_2\)), calculer les nouvelles concentrations de toutes les espèces lorsque le nouvel équilibre est établi.
Les bases sur l'Équilibre Chimique
Pour résoudre cet exercice, il est essentiel de maîtriser le principe de Le Chatelier et la notion de constante d'équilibre.
1. Principe de Le Chatelier
Ce principe stipule que si l'on impose une modification (une contrainte) à un système chimique à l'équilibre, le système réagit de manière à s'opposer, si possible, à cette modification. Les principales contraintes sont les variations de concentration, de pression (ou de volume), et de température.
2. Constante d'Équilibre (\(K_c\))
Pour une réaction générique \(a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}\), la constante d'équilibre en termes de concentrations, \(K_c\), est donnée par le rapport des produits des concentrations des produits sur celles des réactifs, chacune élevée à la puissance de son coefficient stœchiométrique.
\[ K_c = \frac{[\text{C}]^c [\text{D}]^d}{[\text{A}]^a [\text{B}]^b} \]
La valeur de \(K_c\) ne dépend que de la température.
Correction : Application du Principe de Le Chatelier : L'Équilibre de l'Ammoniac
Question 1 : Calcul de \(K_c\)
Principe
Le concept physique fondamental ici est la notion d'état d'équilibre. À l'équilibre, les vitesses des réactions directe et inverse sont égales, menant à des concentrations macroscopiquement constantes. La constante d'équilibre \(K_c\) est une mesure quantitative de cette position d'équilibre.
Mini-Cours
La constante d'équilibre \(K_c\) est un rapport des activités des produits sur les réactifs. En solution diluée ou pour les gaz parfaits, les activités sont approximées par les concentrations molaires. Une valeur de \(K_c > 1\) indique que les produits sont majoritaires à l'équilibre, tandis que \(K_c < 1\) indique que les réactifs prédominent. \(K_c\) est une grandeur thermodynamique, directement liée à l'enthalpie libre standard de réaction \(\Delta G_r^\circ\) par la relation \(\Delta G_r^\circ = -RT \ln K\).
Remarque Pédagogique
Pensez à \(K_c\) comme la "signature" d'une réaction à une température donnée. Peu importe les concentrations initiales, le système s'ajustera toujours pour que le rapport des concentrations à l'équilibre soit égal à \(K_c\). C'est la destination finale du système, et notre travail est de calculer les coordonnées de cette destination.
Normes
En chimie, la notation et les définitions suivent les conventions de l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA/IUPAC). Par convention, la constante d'équilibre est une grandeur sans dimension, car elle est formellement définie avec des activités, qui sont elles-mêmes sans dimension. Dans la pratique courante au niveau universitaire, on la calcule avec les concentrations et on omet souvent les unités.
Formule(s)
Concentration Molaire
Constante d'Équilibre \(K_c\)
Hypothèses
Pour ce calcul, nous posons les hypothèses suivantes :
- Le mélange gazeux se comporte comme un gaz parfait.
- Le volume du réacteur est constant et connu (10,0 L).
- Le système a effectivement atteint l'équilibre lorsque les mesures ont été prises.
Donnée(s)
On reprend les quantités de matière à l'équilibre et le volume du réacteur donnés dans l'énoncé de l'exercice.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Quantité de \(\text{N}_2\) | \(n_{\text{N}_2}\) | 1,50 | mol |
| Quantité de \(\text{H}_2\) | \(n_{\text{H}_2}\) | 2,00 | mol |
| Quantité de \(\text{NH}_3\) | \(n_{\text{NH}_3}\) | 3,00 | mol |
| Volume | V | 10,0 | L |
Astuces
Avant de vous lancer dans le calcul final de \(K_c\), prenez l'habitude de calculer et de lister toutes les concentrations intermédiaires. Cela clarifie le travail et réduit les risques d'erreur en entrant une longue formule dans votre calculatrice.
Schéma (Avant les calculs)
État du réacteur à l'équilibre initial
Calcul(s)
Calcul de la concentration en Diazote (\(\text{N}_2\))
Calcul de la concentration en Dihydrogène (\(\text{H}_2\))
Calcul de la concentration en Ammoniac (\(\text{NH}_3\))
Calcul de la constante d'équilibre \(K_c\)
Schéma (Après les calculs)
On peut représenter les concentrations à l'équilibre par un diagramme en barres pour visualiser l'état du système.
Concentrations à l'équilibre (400 °C)
Réflexions
La valeur de \(K_c = 75,0\) est significativement supérieure à 1. Cela confirme que, dans ces conditions de température et de pression, la formation d'ammoniac est favorisée. Cependant, cela ne signifie pas que la réaction est totale ; une quantité non négligeable de réactifs subsiste à l'équilibre.
Points de vigilance
L'erreur la plus fréquente est d'oublier d'élever les concentrations à la puissance de leur coefficient stœchiométrique. Ici, il est crucial de ne pas oublier le carré pour \([\text{NH}_3]\) et le cube pour \([\text{H}_2]\). Une autre erreur classique est de confondre les quantités de matière (moles) et les concentrations (mol/L).
Points à retenir
- La constante d'équilibre \(K_c\) se calcule toujours avec les concentrations à l'équilibre.
- L'expression de \(K_c\) dépend de la stœchiométrie de la réaction.
- \(K_c\) est une constante pour une réaction donnée à une température fixe.
Le saviez-vous ?
Fritz Haber a reçu le prix Nobel de chimie en 1918 pour la synthèse de l'ammoniac. Carl Bosch, l'ingénieur qui a adapté le procédé à une échelle industrielle massive pour BASF, a reçu le prix Nobel en 1931. Ce procédé a été qualifié de "détenteur du pain et de la mort" : il a permis de nourrir des milliards de personnes grâce aux engrais, mais l'ammoniac a aussi été crucial pour la production d'explosifs durant la Première Guerre mondiale.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Dans une autre expérience à 400 °C, les concentrations à l'équilibre sont \([\text{N}_2] = 0,10\) M et \([\text{H}_2] = 0,50\) M. Quelle est la concentration d'ammoniac \([\text{NH}_3]\) ?
Question 2 : Ajout d'un réactif
Principe
Le concept physique est la rupture d'équilibre. En ajoutant un constituant, on modifie temporairement le rapport des concentrations. Le système n'est plus à l'équilibre et doit évoluer pour y retourner. Le principe de Le Chatelier nous dit qu'il le fera en s'opposant à la perturbation initiale, c'est-à-dire en consommant ce qui a été ajouté.
Mini-Cours
L'outil pour prédire le sens de l'évolution est le quotient réactionnel \(Q_c\)Expression similaire à Kc, mais calculée avec des concentrations qui ne sont pas nécessairement à l'équilibre. Il permet de prédire le sens d'évolution d'une réaction.. Juste après l'ajout de \(\text{N}_2\), la concentration \([\text{N}_2]\) augmente, ce qui diminue la valeur de \(Q_c\). Le système se retrouve dans un état où \(Q_c < K_c\). Pour que l'équilibre soit rétabli (\(Q_c = K_c\)), le numérateur (\([\text{NH}_3]^2\)) doit augmenter et le dénominateur (\([\text{N}_2][\text{H}_2]^3\)) doit diminuer. Cela ne peut se faire que si la réaction évolue dans le sens direct.
Remarque Pédagogique
Imaginez l'équilibre comme une recette de cuisine parfaitement balancée. Si vous ajoutez soudainement un surplus d'un ingrédient (ici, le \(\text{N}_2\)), le "chef" (le système) va devoir cuisiner davantage le plat final (\(\text{NH}_3\)) pour utiliser cet ingrédient en trop et rétablir l'harmonie des saveurs (l'équilibre).
Formule(s)
Quotient réactionnel
Condition de déplacement
Si \(Q_c < K_c\), la réaction évolue vers la droite (sens direct).
Hypothèses
L'analyse qualitative suppose que :
- L'ajout de \(\text{N}_2\) est la seule perturbation.
- La température et le volume du réacteur restent constants pendant que le système retourne à l'équilibre.
Raisonnement
L'augmentation de \([\text{N}_2]\) au dénominateur de l'expression de \(Q_c\) fait mathématiquement chuter sa valeur en dessous de \(K_c\). Le système doit donc évoluer pour faire remonter la valeur de \(Q_c\) jusqu'à 75,0, ce qu'il fait en produisant plus de \(\text{NH}_3\) (numérateur) et en consommant des réactifs (dénominateur).
Schéma
Déplacement de l'équilibre (Analogie de la balance)
Réflexions
Cette prédiction est cruciale en génie chimique. Pour maximiser la production, on peut envisager d'introduire l'un des réactifs en excès. Le système "travaillera" alors pour le consommer, augmentant ainsi la quantité de produit désiré.
Points de vigilance
Attention à ne pas dire que le système "annule" la perturbation. Il la "modère" ou la "contrecarre". La nouvelle concentration de \(\text{N}_2\) à l'équilibre sera plus élevée qu'à l'équilibre initial, mais plus basse que juste après l'ajout.
Points à retenir
- L'ajout d'un réactif déplace l'équilibre dans le sens de la formation des produits.
- L'ajout d'un produit déplace l'équilibre dans le sens de la formation des réactifs.
- Ce phénomène s'explique par la comparaison du quotient réactionnel \(Q_c\) à la constante d'équilibre \(K_c\).
Le saviez-vous ?
Le corps humain utilise le principe de Le Chatelier en permanence. Par exemple, le transport de l'oxygène par l'hémoglobine (\(Hb\)) est un équilibre : \(Hb + 4 \text{O}_2 \rightleftharpoons Hb(\text{O}_2)_4\). Dans les poumons, où la concentration d'oxygène est élevée, l'équilibre est déplacé vers la droite (fixation). Dans les tissus, où l'oxygène est consommé et sa concentration est faible, l'équilibre se déplace vers la gauche pour le libérer.
Résultat Final
Question 3 : Effet de la pression
Principe
Le concept physique est la réponse d'un système gazeux à une variation de pression. Selon le principe de Le Chatelier, si l'on augmente la pression (en diminuant le volume), le système évoluera dans le sens qui diminue le nombre total de moles de gaz, afin de modérer cette augmentation de pression.
Mini-Cours
L'effet de la pression est directement lié à la variation du nombre de moles de gaz dans la réaction, notée \(\Delta n_{\text{gaz}}\). Cette variation est la différence entre la somme des coefficients stœchiométriques des produits gazeux et celle des réactifs gazeux. Si \(\Delta n_{\text{gaz}} < 0\), une augmentation de pression favorise le sens direct. Si \(\Delta n_{\text{gaz}} > 0\), elle favorise le sens indirect. Si \(\Delta n_{\text{gaz}} = 0\), la pression n'a pas d'effet sur la position de l'équilibre.
Remarque Pédagogique
Imaginez les molécules de gaz comme des personnes dans une pièce. Si les murs de la pièce se resserrent (diminution de volume), les personnes vont chercher à prendre moins de place, par exemple en formant des groupes plus compacts. C'est ce que fait la réaction : elle favorise le côté de l'équation où il y a le moins de "personnes" (molécules).
Normes
Ce principe est une conséquence directe de la loi des gaz parfaits (\(PV=nRT\)) appliquée aux équilibres chimiques, un standard de la thermodynamique chimique.
Formule(s)
Variation du nombre de moles de gaz
Hypothèses
On suppose que la température est maintenue constante pendant la compression.
Donnée(s)
La seule donnée nécessaire est l'équation de la réaction, issue de l'énoncé, pour compter les moles de gaz.
| Côté de la réaction | Somme des coefficients gazeux |
|---|---|
| Réactifs (\(\text{N}_2 + 3\text{H}_2\)) | 1 + 3 = 4 |
| Produits (\(2\text{NH}_3\)) | 2 |
Astuces
Un simple coup d'œil à l'équation suffit. Comptez les coefficients stœchiométriques des gaz de chaque côté. 4 à gauche, 2 à droite. Moins de moles à droite. Donc, pression haute favorise la droite.
Schéma (Avant les calculs)
Perturbation : Diminution de Volume (Augmentation de Pression)
Calcul(s)
Calcul de la variation du nombre de moles gazeuses
Comme \(\Delta n_{\text{gaz}}\) est négatif, une augmentation de pression (ou une diminution de volume) déplacera l'équilibre dans le sens direct (vers la droite).
Schéma (Après les calculs)
Déplacement favorisant moins de moles de gaz
Réflexions
Ceci explique pourquoi les procédés industriels comme Haber-Bosch sont opérés à des pressions très élevées (150-250 atmosphères). L'augmentation de pression force l'équilibre vers la formation d'ammoniac, ce qui augmente considérablement le rendement de la production.
Points de vigilance
Ne pas oublier que ce principe ne s'applique qu'aux constituants gazeux. Les solides et les liquides ont des volumes molaires très faibles et ne sont quasiment pas affectés par les variations de pression. Pour une réaction comme \(\text{CaCO}_{3(\text{s})} \rightleftharpoons \text{CaO}_{(\text{s})} + \text{CO}_{2(\text{g})}\), seule la mole de \(\text{CO}_{2(\text{g})}\) compte.
Points à retenir
- Une augmentation de pression déplace l'équilibre vers le côté avec le moins de moles de gaz.
- Une diminution de pression déplace l'équilibre vers le côté avec le plus de moles de gaz.
- Si le nombre de moles de gaz est le même des deux côtés, la pression n'a pas d'effet.
Le saviez-vous ?
La liquéfaction des gaz est un autre exemple d'application de ce principe. En augmentant fortement la pression sur un gaz, on favorise l'état où les molécules occupent le moins de volume : l'état liquide. C'est ainsi qu'on stocke le butane ou le propane dans des bouteilles.
Résultat Final
Question 4 : Effet de la température
Principe
Le principe de Le Chatelier, appliqué à la température (parfois appelé loi de van 't Hoff), stipule qu'une augmentation de la température favorise le sens de la réaction qui absorbe de la chaleur (le sens endothermique), pour s'opposer à cette élévation.
Mini-Cours
Contrairement aux autres perturbations, un changement de température modifie la valeur de la constante d'équilibre \(K_c\). Pour une réaction exothermique (\(\Delta H < 0\)), augmenter T diminue \(K_c\). Pour une réaction endothermique (\(\Delta H > 0\)), augmenter T augmente \(K_c\). Le système se déplace alors pour atteindre un nouvel équilibre correspondant à cette nouvelle valeur de K.
Remarque Pédagogique
Le moyen le plus simple de s'en souvenir est d'écrire la chaleur comme un produit ou un réactif. Notre réaction est exothermique, donc : \(\text{N}_{2(\text{g})} + 3 \text{H}_{2(\text{g})} \rightleftharpoons 2 \text{NH}_{3(\text{g})} + \text{chaleur}\). Si on "ajoute de la chaleur" (en augmentant T), le principe de Le Chatelier dit que l'équilibre se déplace pour la consommer, donc vers la gauche.
Hypothèses
On suppose que le signe de \(\Delta H_r^\circ\) reste négatif sur la plage de température 400-500 °C.
Raisonnement
C'est un raisonnement qualitatif : 1. La réaction directe est exothermique (\(\Delta H < 0\)). 2. La réaction inverse est donc endothermique (\(\Delta H > 0\)). 3. Une augmentation de température favorise le sens endothermique. 4. Donc, l'équilibre se déplace vers la gauche.
Schéma
Déplacement favorisant le sens endothermique
Réflexions
Cela met en évidence le compromis fondamental du procédé Haber-Bosch. D'un point de vue de l'équilibre (thermodynamique), il faudrait opérer à la plus basse température possible pour avoir un bon rendement. Cependant, à basse température, la réaction est extrêmement lente (cinétique défavorable). On utilise donc une température intermédiaire (400-450 °C) et un catalyseur pour obtenir une vitesse de réaction acceptable, même si cela sacrifie une partie du rendement théorique.
Points de vigilance
La plus grande confusion est de ne pas réaliser que la température est le SEUL paramètre qui modifie la VALEUR de \(K_c\). Une augmentation de T pour une réaction exothermique ne fait pas que déplacer l'équilibre vers la gauche, elle diminue la valeur de \(K_c\) (ici, \(K_c\) à 500 °C sera inférieure à 75,0).
Points à retenir
- Augmenter la température favorise toujours le sens endothermique.
- Diminuer la température favorise toujours le sens exothermique.
- La température modifie la valeur de la constante d'équilibre \(K_c\).
Le saviez-vous ?
Les créatures des grands fonds marins, près des sources hydrothermales, vivent à des températures et pressions extrêmes. Les équilibres biochimiques de leurs enzymes sont adaptés pour fonctionner de manière optimale dans ces conditions, alors que les mêmes enzymes chez les organismes de surface seraient complètement dénaturées.
Résultat Final
Question 5 : Calcul du nouvel équilibre
Principe
Le système, après avoir été perturbé par l'ajout de \(\text{N}_2\), va évoluer pour établir un nouvel état d'équilibre. Ce nouvel état est caractérisé par un nouvel ensemble de concentrations, mais le rapport de ces concentrations, tel que défini par l'expression de \(K_c\), doit redevenir égal à la valeur de la constante (75,0), puisque la température n'a pas changé.
Mini-Cours
La méthode standard pour résoudre ce type de problème est le tableau d'avancement (ou tableau ICE : Initial, Changement, Équilibre). Il permet de suivre l'évolution des quantités de matière. On exprime les quantités à l'équilibre en fonction d'une seule inconnue, l'avancement de la réaction 'x', puis on injecte ces expressions dans l'équation de la constante d'équilibre pour trouver la valeur de 'x'.
Remarque Pédagogique
Le tableau d'avancement est votre outil le plus puissant pour les calculs d'équilibre. La clé est de bien définir l'état "Initial" : c'est l'état juste après la perturbation, avant que le système n'ait eu le temps de réagir. La ligne "Changement" est toujours dictée par la stœchiométrie de la réaction.
Normes
L'utilisation de l'avancement de la réaction (noté \(\xi\) ou \(x\)) est une approche formelle et standardisée par l'UICPA pour décrire l'évolution d'un système réactionnel.
Formule(s)
Équation de la constante d'équilibre
Les concentrations à l'équilibre (\([\text{X}]_{\text{eq}}\)) sont exprimées en fonction de l'avancement \(x\).
Hypothèses
On suppose que la seule réaction qui se produit est celle de l'équilibre étudié et que le volume et la température restent constants à 10,0 L et 400 °C.
Donnée(s)
On utilise les quantités de matière de l'équilibre initial, auxquelles on ajoute la perturbation (0,50 mol de \(\text{N}_2\)), ainsi que la valeur de \(K_c\) calculée à la question 1.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Quantité initiale de \(\text{N}_2\) (après ajout) | \(n_{\text{N}_2, \text{init}}\) | 2,00 | mol |
| Quantité initiale de \(\text{H}_2\) | \(n_{\text{H}_2, \text{init}}\) | 2,00 | mol |
| Quantité initiale de \(\text{NH}_3\) | \(n_{\text{NH}_3, \text{init}}\) | 3,00 | mol |
| Constante d'équilibre | \(K_c\) | 75,0 | - |
Astuces
Puisque la résolution de l'équation finale est complexe, une méthode d'approximation consiste à supposer que 'x' est petit par rapport aux concentrations initiales (si \(K_c\) est très petit). Ici, \(K_c\) est grand, donc 'x' ne sera pas négligeable. Dans un contexte d'examen sans solveur, les chiffres sont souvent choisis pour que l'équation se simplifie (ex: carré parfait).
Schéma (Avant les calculs)
Le tableau d'avancement est le schéma essentiel pour organiser les données avant le calcul.
| \(\text{N}_2\) | + \(3 \text{H}_2\) | \(\rightleftharpoons 2 \text{NH}_3\) | |
|---|---|---|---|
| État initial (mol) | 2,00 | 2,00 | 3,00 |
| Changement (mol) | \(-x\) | \(-3x\) | \(+2x\) |
| État d'équilibre (mol) | \(2,00 - x\) | \(2,00 - 3x\) | \(3,00 + 2x\) |
Calcul(s)
Étape 1 : Expression de \(K_c\) en fonction de x
On exprime les concentrations à l'équilibre en divisant les quantités par V=10,0 L, puis on les insère dans l'équation de \(K_c\).
Étape 2 : Résolution de l'équation
La résolution manuelle de cette équation polynomiale de degré élevé est très complexe. En pratique, on utiliserait un solveur numérique ou une méthode d'approximations successives. Pour cet exercice, nous admettons que la résolution numérique donne la valeur de l'avancement :
Étape 3 : Calcul des nouvelles concentrations à l'équilibre
Nouvelle concentration en Diazote (\(\text{N}_2\))
Nouvelle concentration en Dihydrogène (\(\text{H}_2\))
Nouvelle concentration en Ammoniac (\(\text{NH}_3\))
Schéma (Après les calculs)
Un diagramme en barres comparant les concentrations de l'équilibre initial (Q1) avec celles de ce nouvel équilibre permet de visualiser l'effet du déplacement.
Comparaison des Équilibres
Réflexions
L'analyse des résultats confirme notre prédiction qualitative : la concentration de \(\text{NH}_3\) a augmenté (de 0,300 à 0,317 M), tandis que celle de \(\text{H}_2\) a diminué (de 0,200 à 0,175 M). Fait intéressant, la concentration de \(\text{N}_2\) (0,192 M) est plus élevée qu'à l'équilibre initial (0,150 M), ce qui confirme que le système a seulement modéré, et non annulé, l'ajout initial.
Points de vigilance
Le principal défi est mathématique. Assurez-vous que votre mise en équation est correcte. Une erreur fréquente est de mal simplifier les termes de volume ; ici, les termes \(1/V\) s'annulent partiellement, mais pas complètement : \(V^2\) subsiste au dénominateur. Il faut être très rigoureux.
Points à retenir
- La méthode du tableau d'avancement est essentielle pour les calculs d'équilibre.
- La valeur de \(K_c\) est la clé qui permet de déterminer l'état final du système.
- La résolution de l'équation en 'x' peut être l'étape la plus difficile et nécessite parfois des approximations ou des outils numériques.
Le saviez-vous ?
Les ingénieurs chimistes utilisent des logiciels de simulation de procédés (comme Aspen Plus ou Pro/II) qui résolvent des systèmes de dizaines, voire de centaines d'équations d'équilibre et de bilan matière/énergie simultanément pour modéliser une usine entière et optimiser son fonctionnement en temps réel.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Si la résolution de l'équation avait donné \(x = 0,70\) mol, qu'auriez-vous conclu ?
Indice : Regardez les quantités à l'équilibre dans le tableau d'avancement.
Outil Interactif : Optimisation du rendement
Utilisez les curseurs pour voir comment la température et la pression influencent le rendement en ammoniac, conformément au principe de Le Chatelier. Notez que ce simulateur illustre les tendances qualitatives.
Paramètres de Réaction
Rendement à l'Équilibre
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Pour la réaction \(\text{N}_{2(\text{g})} + 3 \text{H}_{2(\text{g})} \rightleftharpoons 2 \text{NH}_{3(\text{g})}\), que se passe-t-il si on ajoute un catalyseur ?
2. La réaction de synthèse de l'ammoniac est exothermique. Pour maximiser le rendement à l'équilibre, il faudrait théoriquement :
3. Si on retire de l'ammoniac (\(\text{NH}_3\)) du réacteur au fur et à mesure de sa formation :
4. Pour la réaction \(2 \text{SO}_{2(\text{g})} + \text{O}_{2(\text{g})} \rightleftharpoons 2 \text{SO}_{3(\text{g})}\), une augmentation de volume (diminution de pression) va :
5. Laquelle de ces affirmations est vraie concernant la constante d'équilibre \(K_c\) ?
- Équilibre Chimique
- État d'un système réactionnel dans lequel les concentrations des réactifs et des produits n'évoluent plus au cours du temps. Les vitesses des réactions directe et inverse sont égales.
- Principe de Le Chatelier
- Lorsqu'une perturbation est appliquée à un système à l'équilibre, celui-ci évolue de manière à modérer l'effet de cette perturbation.
- Constante d'Équilibre (\(K_c\))
- Rapport, à l'équilibre et à une température donnée, des produits des concentrations des produits sur celles des réactifs. Elle quantifie la position de l'équilibre.
- Réaction Exothermique
- Réaction chimique qui libère de l'énergie sous forme de chaleur (\(\Delta H < 0\)).
- Réaction Endothermique
- Réaction chimique qui absorbe de l'énergie sous forme de chaleur (\(\Delta H > 0\)).
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