Application du Principe de Le Chatelier

Principe :

Selon le principe de Le Chatelier, si on augmente la pression d'un système gazeux à l'équilibre, l'équilibre se déplace dans le sens qui tend à diminuer cette pression. Diminuer la pression signifie favoriser le sens de la réaction qui produit le moins de moles de gaz.

Analyse de l'équation : \(\text{N}_2\text{(g)} + 3\text{H}_2\text{(g)} \rightleftharpoons 2\text{NH}_3\text{(g)}\)

• Nombre de moles de gaz du côté des réactifs : \(1 (\text{de N}_2) + 3 (\text{de H}_2) = 4 \, \text{moles de gaz}\).
• Nombre de moles de gaz du côté des produits : \(2 (\text{de NH}_3) = 2 \, \text{moles de gaz}\).

La réaction directe (formation d'ammoniac) conduit à une diminution du nombre de moles de gaz (de 4 à 2).

Conclusion :

Une augmentation de la pression totale favorisera la réaction qui diminue le nombre de moles de gaz pour contrer cette augmentation. L'équilibre se déplacera donc dans le **sens direct**, c'est-à-dire vers la **formation d'ammoniac (\(\text{NH}_3\))**.

Principe :

Si on augmente la température d'un système à l'équilibre, l'équilibre se déplace dans le sens qui tend à absorber cette chaleur ajoutée, c'est-à-dire dans le sens de la réaction endothermique.

Donnée :

La réaction de synthèse de l'ammoniac est exothermique dans le sens direct :

Cela signifie que la réaction inverse (décomposition de l'ammoniac) est endothermique :

Conclusion :

Une augmentation de la température favorisera la réaction endothermique pour absorber l'excès de chaleur. L'équilibre se déplacera donc dans le **sens inverse**, c'est-à-dire vers la **décomposition de l'ammoniac (\(\text{NH}_3\))** en diazote (\(\text{N}_2\)) et dihydrogène (\(\text{H}_2\)).

Principe :

Si on augmente la concentration (ou la quantité) d'un réactif dans un système à l'équilibre, l'équilibre se déplace dans le sens qui consomme ce réactif ajouté pour tendre à diminuer sa concentration.

Analyse :

Le diazote (\(\text{N}_2\)) est un réactif dans la synthèse de l'ammoniac : \(\text{N}_2\text{(g)} + 3\text{H}_2\text{(g)} \rightleftharpoons 2\text{NH}_3\text{(g)}\).

L'ajout de \(\text{N}_2\) augmente sa concentration (ou sa pression partielle). Pour s'opposer à cette augmentation, le système va consommer du \(\text{N}_2\).

Conclusion :

L'équilibre se déplacera donc dans le **sens direct**, c'est-à-dire vers la **formation d'ammoniac (\(\text{NH}_3\))**.

Principe :

Si on diminue la concentration (ou la quantité) d'un produit dans un système à l'équilibre, l'équilibre se déplace dans le sens qui forme ce produit pour tendre à compenser cette diminution.

Analyse :

L'ammoniac (\(\text{NH}_3\)) est un produit de la réaction : \(\text{N}_2\text{(g)} + 3\text{H}_2\text{(g)} \rightleftharpoons 2\text{NH}_3\text{(g)}\).

Le retrait de \(\text{NH}_3\) diminue sa concentration (ou sa pression partielle). Pour s'opposer à cette diminution, le système va produire plus de \(\text{NH}_3\).

Conclusion :

L'équilibre se déplacera donc dans le **sens direct**, c'est-à-dire vers la **formation d'ammoniac (\(\text{NH}_3\))**.

Oui, cela est favorable à la production d'ammoniac car cela déplace continuellement l'équilibre vers la formation de plus de produit.

Principe :

Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d'une réaction chimique sans être consommé par la réaction. Il agit en abaissant l'énergie d'activation.

Effets :

• Sur la position de l'équilibre : Un catalyseur **n'a aucun effet sur la position d'un équilibre chimique**. Il accélère de la même manière la réaction directe et la réaction inverse. Par conséquent, les concentrations à l'équilibre ne sont pas modifiées par la présence d'un catalyseur. Il ne modifie pas les grandeurs thermodynamiques comme \(\Delta_r G^\circ\) ou la constante d'équilibre \(K\).
• Sur la vitesse à laquelle l'équilibre est atteint : Un catalyseur **augmente la vitesse** à laquelle le système atteint l'état d'équilibre. L'équilibre est donc atteint plus rapidement, mais sa composition finale reste la même.

Principe :

Pour maximiser le rendement en ammoniac, on cherche à déplacer l'équilibre vers la droite (formation de \(\text{NH}_3\)).

Analyse basée sur Le Chatelier :

• Pression : La réaction \(\text{N}_2\text{(g)} + 3\text{H}_2\text{(g)} \rightleftharpoons 2\text{NH}_3\text{(g)}\) se traduit par une diminution du nombre de moles de gaz (4 moles \(\rightarrow\) 2 moles). Une **haute pression** déplacera donc l'équilibre vers la droite, favorisant la formation d'ammoniac.
• Température : La réaction directe est exothermique (\(\Delta_r H^\circ < 0\)). Pour favoriser cette réaction exothermique, il faudrait, selon Le Chatelier, une **basse température**.

Contraintes pratiques :

• Pression : L'utilisation de très hautes pressions est coûteuse et techniquement difficile (nécessite des réacteurs robustes et des compresseurs puissants). Un compromis est donc trouvé (par exemple, 200-300 atm dans le procédé Haber-Bosch).
• Température : Bien qu'une basse température favorise l'équilibre vers la formation d'ammoniac, elle ralentit considérablement la vitesse de réaction (même en présence d'un catalyseur). Une réaction trop lente n'est pas économiquement viable. Un compromis de température est donc utilisé (par exemple, 400-500°C) pour avoir une vitesse de réaction acceptable, même si cela défavorise légèrement l'équilibre. L'utilisation d'un catalyseur est ici cruciale pour atteindre une vitesse satisfaisante à ces températures.
• Retrait du produit : Comme vu à la question 4, retirer l'ammoniac au fur et à mesure de sa formation déplace l'équilibre vers la droite. C'est une stratégie utilisée dans le procédé industriel.