Contrôle de l’évolution d’un système chimique
Chimie – 2ème BAC Sciences Mathématiques SMA
Introduction
En chimie, les systèmes évoluent spontanément vers un état d’équilibre. Ce chapitre explore comment contrôler cette évolution en agissant sur différents paramètres.
Paramètres influençant l’équilibre:
- Température
- Concentration
- Pression (pour les gaz)
1. Constante d’équilibre K
1.1 Définition
Pour une réaction générale:
aA + bB ⇄ cC + dD
\[ K = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b} \]
K ne dépend que de la température. Plus K est grand, plus les produits sont favorisés.
1.2 Quotient de réaction Q
Permet de prédire le sens d’évolution du système:
- Si Q < K: réaction évolue dans le sens direct
- Si Q = K: système à l’équilibre
- Si Q > K: réaction évolue dans le sens inverse
Exemple:
Pour N₂(g) + 3H₂(g) ⇄ 2NH₃(g) à 25°C, K = 3,5×10⁸
Si [N₂] = 0,1 M, [H₂] = 0,2 M, [NH₃] = 0,3 M
Q = (0,3)²/(0,1 × 0,2³) = 112,5 < K → sens direct
2. Principe de Le Chatelier
Lorsqu’on modifie un paramètre d’un système à l’équilibre, celui-ci évolue pour s’opposer à cette modification.
2.1 Influence de la concentration
Augmenter [réactifs]: déplacement vers les produits
Augmenter [produits]: déplacement vers les réactifs
2.2 Influence de la pression (gaz)
Le système évolue vers le côté avec moins de moles gazeuses:
Exemple: N₂(g) + 3H₂(g) ⇄ 2NH₃(g)
4 moles → 2 moles: augmentation de pression favorise NH₃
2.3 Influence de la température
| Type de réaction | Effet de ΔT |
|---|---|
| Exothermique (ΔH < 0) | ↑T favorise réactifs |
| Endothermique (ΔH > 0) | ↑T favorise produits |
3. Applications industrielles
3.1 Synthèse de l’ammoniac (Haber-Bosch)
N₂(g) + 3H₂(g) ⇄ 2NH₃(g) ΔH = -92 kJ/mol
- Pression élevée (200 atm): favorise NH₃ (moins de moles)
- Température modérée (450°C): compromis entre rendement et vitesse
- Catalyseur (fer): accélère l’atteinte de l’équilibre
3.2 Synthèse du méthanol
CO(g) + 2H₂(g) ⇄ CH₃OH(g) ΔH = -90 kJ/mol
Conditions optimales: 250°C, 50-100 atm, catalyseur à base de cuivre.
4. Facteurs cinétiques vs thermodynamiques
| Facteur | Effet cinétique | Effet thermodynamique |
|---|---|---|
| Température | ↑ vitesse | Déplace l’équilibre |
| Catalyseur | ↑ vitesse | Aucun effet sur K |
| Concentration | ↑ vitesse si réactif | Déplace l’équilibre |
Exemple de compromis industriel:
Pour la synthèse de SO₃: 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ ΔH < 0
• Basse température favorise le rendement mais ralentit la réaction
• Solution: utiliser un catalyseur (V₂O₅) à température modérée (~450°C)
Résumé et stratégie
Pour maximiser un produit:
- Augmenter un réactif
- Diminuer un produit (élimination)
- Choisir T selon ΔH
- Pour gaz: augmenter P si moins de moles produits
Pour accélérer la réaction:
- Augmenter T
- Augmenter [réactifs]
- Ajouter catalyseur
- Augmenter surface contact
Équation clé:
\[ \Delta G = \Delta H – T\Delta S \]
(ΔG = énergie libre de Gibbs, ΔS = variation d’entropie)
