Évolution Spontanée d’un Système Chimique
Chimie – 2ème BAC Sciences et Technologies Mécaniques STM
Introduction
L’évolution spontanée d’un système chimique décrit le sens naturel dans lequel une réaction chimique se produit sans intervention extérieure, vers un état d’équilibre.
Système Chimique
Transformation des réactifs en produits
État d’Équilibre
État où les concentrations se stabilisent
1. Critère d’Évolution Spontanée
\[ ΔG = ΔH – TΔS \]
Énergie libre de Gibbs – Critère thermodynamique
Évolution spontanée
\[ ΔG < 0 \]
La réaction est favorisée dans le sens direct
État d’équilibre
\[ ΔG = 0 \]
Le système n’évolue plus macroscopiquement
Facteurs influençant ΔG
Enthalpie (ΔH)
Échanges énergétiques
Entropie (ΔS)
Désordre du système
Température (T)
Influence le terme TΔS
Variation de l’énergie libre en fonction de l’avancement
2. Quotient de Réaction et Constante d’Équilibre
Quotient de réaction Qr
\[ Q_r = \prod a_i^{\nu_i} \]
État instantané du système
- ai : activité chimique
- νi : coefficient stœchiométrique
Constante d’équilibre K
\[ K = Q_r^{eq} \]
Valeur du quotient à l’équilibre
Dépend seulement de la température
Critère d’évolution
Qr < K
Évolution dans le sens direct
Qr = K
État d’équilibre
Qr > K
Évolution dans le sens inverse
3. Facteurs Influençant l’Équilibre
Principe de Le Chatelier
“Lorsqu’un système à l’équilibre est soumis à une perturbation, il évolue de manière à s’opposer à cette perturbation.”
Exemple : Synthèse de l’ammoniac
\[ N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3 \quad ΔH < 0 \]
Facteurs clés
- Concentration : Ajout d’un réactif → déplacement vers les produits
- Pression (gaz) : Augmentation → déplacement vers le côté avec moins de moles
- Température : Augmentation → déplacement vers la réaction endothermique
Tableau récapitulatif
| Modification | Effet sur l’équilibre | Exemple |
|---|---|---|
| Augmentation [Réactif] | → Produits | Ajout N2 → +NH3 |
| Diminution [Produit] | → Produits | Retrait NH3 → +NH3 |
| Augmentation Pression | → Côté avec moins de moles | 4 moles → 2 moles → +NH3 |
| Augmentation Température | → Réaction endothermique | Réaction exothermique ← |
4. Applications Industrielles
Procédé Haber-Bosch
Synthèse de l’ammoniac à l’échelle industrielle :
\[ N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3 \quad ΔH = -92,4 kJ/mol \]
- Haute pression (150-300 atm)
- Température modérée (400-500°C)
- Catalyseur à base de fer
Synthèse du méthanol
Production de CH3OH à partir de syngas :
\[ CO + 2H_2 \rightleftharpoons CH_3OH \quad ΔH = -90,6 kJ/mol \]
- Pression : 50-100 atm
- Température : 200-300°C
- Catalyseur Cu/ZnO/Al2O3
Optimisation des conditions
Rendement
Favoriser le sens direct
Vitesse
Température et catalyseur
Coûts
Équilibre entre conditions et économie
