Équilibre chimique : principes, lois et exemples pratiques

PARTIE 2.
SUJET 4. Équilibre chimique.
Lorsqu'une réaction chimique se produit, un état d'équilibre (équilibre chimique) s'établit après un certain temps. Le mot « équilibre » désigne un état dans lequel toutes les influences opposées exercées sur le système sont équilibrées. Un corps en équilibre stable a la capacité de revenir à cet état après une perturbation.

1. L'influence de la pression sur l'équilibre chimique d'une réaction (pour une réaction se déroulant dans la phase gazeuse).
   aA + bB ↔ cC + dD

• Si la réaction se traduit par une augmentation du nombre de composants a + b < c + d, une augmentation de la pression déplace l'équilibre de la réaction chimique de droite à gauche.

• Si la réaction entraîne une diminution du nombre de composants a + b > c + d, l'augmentation de la pression déplace l'équilibre de gauche à droite.

• Si le nombre de composants est égal a + b = c + d, un changement de pression n'affectera pas la position de l'équilibre.

2. L'influence d'un gaz inerte. L'introduction d'un gaz inerte a un effet similaire à la diminution de pression (Ar, N2, vapeur d'eau). Le gaz inerte ne participe pas à la réaction.

3. L'influence de la variation de la concentration des réactifs. Si on ajoute une quantité supplémentaire de substance, l'équilibre chimique se déplacera dans la direction où la concentration de la substance diminue.

4. L'influence de la température sur l'équilibre chimique de la réaction.
   

   Lorsque de la chaleur est ajoutée à un système à l'équilibre, des changements se produisent dans le système pour réduire cet effet, c'est-à-dire que des processus avec absorption de chaleur ont lieu. Pour les réactions exothermiques, une baisse de température déplace l'équilibre de gauche à droite, et pour les réactions endothermiques, une augmentation de température déplace l'équilibre de droite à gauche.
   
   La dépendance de Kr à la température est donnée par l'équation de Van't Hoff.
   (); ln kT1 - ln kT2 =
   Exemples de résolution de problèmes

5. La réaction entre l'azote et l'hydrogène est réversible et se produit selon l'équation
   N2 + 3H2 ↔ 2NH3. Lorsque l'équilibre est atteint, les concentrations des substances impliquées étaient : [N2] = 0,1 mol/L, [H2] = 2,0 mol/L, [NH3] = 0,40 mol/L. Calculez la constante d'équilibre et les concentrations initiales de l'azote et de l'hydrogène.
   Solution :
   Pour la réaction donnée
   En remplaçant les valeurs des concentrations d'équilibre, on obtient = 2
   Selon l'équation de la réaction, à partir de 1 mole d'azote et 3 moles d'hydrogène, on obtient 2 moles d'ammoniac. Ainsi, pour la formation de 0,4 moles d'ammoniac, il a fallu 0,2 mole d'azote et 0,6 mole d'hydrogène. Par conséquent, les concentrations initiales sont [N2] = 0,01 mol/L + 0,2 mol/L = 0,21 mol/L,
   [H2] = 2,0 mol/L + 0,6 mol/L = 2,6 mol/L.
   Réponse : Kr = 2 ; C0 (N2) = 0,21 mol/L et C0 (H2) = 2,6 mol/L.

6. Un mole d'un mélange de propène et d'hydrogène, ayant une densité par rapport à l'hydrogène de 15, a été chauffé dans un récipient fermé avec un catalyseur en platine à 320°C, et la pression dans le récipient a diminué de 25 %. Calculez le rendement de la réaction en pourcentage du rendement théorique. De combien de pourcentages la pression dans le récipient diminuera-t-elle si l'on utilise 1 mole du même mélange de gaz avec une densité par rapport à l'hydrogène de 16 dans les mêmes conditions ?
   Solution :
   C3H6 + H2 ↔ C3H8

1. Supposons ν(C3H6) = x, ν(H2) = 1-x, alors la masse du mélange est 42x + 2(1 - x) = 2 * 15 = 30,
   d'où x = 0,7 mol, c'est-à-dire ν(C3H6) = 0,7 mol, ν(H2) = 0,3 mol.
   

   La pression a diminué de 25 % à température et volume constants, ce qui correspond à une diminution de 25 % du nombre de moles résultant de la réaction. Supposons que y moles de H2 aient réagi, alors après la réaction il reste : ν(C3H6) = 0,7 - y, ν(H2) = 0,3 - y, ν(C3H8) = y,
   
   νtotal = 0,75 = (0,7 - y) + (0,3 - y) + y, d'où y = 0,25 mol.
   Théoriquement, 0,3 mol de C3H8 pourraient se former (H2 étant en excès), donc le rendement est. La constante d'équilibre dans ces conditions est

2. Supposons que dans le deuxième cas ν(C3H6) = a mol, ν(H2) = (1 - a) mol, alors la masse du mélange est 42a + 2(1 - a) = 2 * 16 = 32, d'où a = 0,75, c'est-à-dire ν(C3H6) = 0,75, ν(H2) = 0,25. Supposons que b moles de H2 aient réagi. Ce nombre peut être trouvé à partir de la condition d'invariance de la constante d'équilibre.
   De deux racines de cette équation quadratique, on choisit la racine satisfaisant à la condition 0 < b < 0,25, c'est-à-dire b = 0,214 mol.
   Le nombre total de moles après la réaction est
   νtotal = ((0,75 - 0,214) + (0,25 - 0,214) + 0,214 - 0,786) mol, soit une diminution de 21,4 % par rapport au nombre initial (1 mol). La pression est proportionnelle au nombre de moles, donc elle diminue également de 21,4 %.
   Réponse : rendement de C3H8 = 83,3 % ; la pression diminuera de 21,4 %.