Déplacement d’équilibre

 

Lorsqu’un système chimique en équilibre est soumis à une contrainte, il réagit en déplaçant son équilibre dans le sens qui entraîne une diminution de cette contrainte.

Prenons la réaction de synthèse de l’ammoniac (équilibre de Haber & Bosch)

∆H , exprimé en kilojoules (kJ), signifie que de l’énergie est dégagée (∆H négatif) lorsque la réaction évolue de gauche à droite:                      on dit que la réaction est exothermique.


De droite à gauche,                     ∆H est positif: on doit fournir de l’énergie au système pour que la réaction ait lieu. La réaction est endothermique.


Nous allons étudier l’influence de la pression et de la température sur cet équilibre chimique, et la manière avec laquelle le système réagit face à cette contrainte.

Si l’on exerce une pression sur le système chimique, celui-ci va déplacer son équilibre dans le sens d’une diminution de cette pression (autrement dit: dans le sens de son volume propre le plus faible).



L’augmentation de pression déplace l’équilibre dans le sens


La diminution de pression déplace l’équilibre dans le sens

La réaction est exothermique (dégage de la chaleur) dans le sens

Elle est endothermique (absorbe de la chaleur) dans le sens


Pour s’opposer à la contrainte que représente une augmentation de température, le système déplace son équilibre dans le sens endothermique


Dans le cas d’une baisse de température, le système déplace son équilibre dans le sens exothermique

Influence de la pression

Influence de la température

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Suite du cours: la liaison chimique

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Suite du cours: les solutions aqueuses

Equilibrer l’équation et écrire la loi d'action de masse:

1.



CO + O2 --> CO2

Equilibrer l’équation et écrire la loi d'action de masse:

2.



C + CO2 --> CO

Equilibrer l’équation et écrire la loi d'action de masse:

3.



HCl + O2 --> Cl2 + H2O ( ∆H = - kJ )

Déterminer les conditions de pression et de température  qui favorisent la synthèse du chlore .

Equilibrer l’équation et écrire la loi d'action de masse:

4.



Déterminer les conditions de pression et de température qui favorisent la synthèse de l'acide nitrique.

NO2 + O2 + H2O  -->  HNO3 ( ∆H = -kJ )

Dans 1 litre de solution , on introduit 1 mole de A et 1 mole de B . Après un certain temps, l'équilibre suivant est établi.



                                 1 A + 1 B  --> 1 C + 1 D



Quelles sont les concentrations de toutes les espèces chimiques après équilibre sachant que K = 4 ?

5.



Exemple

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Henry Le Chatelier, 1884

Glycérol ( = glycérine ) + 3 HNO3  -->  nitroglycérine + 3 H2O

Un des intérêts de l'acide nitrique, est d'être à la base de la fabrication de la nitroglycérine selon la réaction suivante:

Historique de la synthèse de l’ammoniac

La synthèse de la nitroglycérine, dans le but de fabriquer des explosifs demandait de grandes quantités de salpêtre du Chili. Lors de la guerre de succession d'Espagne, les besoins journaliers de NaNO3 étaient 5 tonnes. En cas de crise, l'approvisionnement en nitrate de sodium pouvait poser des problèmes, vu l'éloignement des gisements.


On voit donc l'intérêt, pour les grandes puissances d'alors, de découvrir un autre moyen de synthétiser le HNO3. La puissante industrie chimique allemande, à la veille de la première guerre mondiale, trouva un moyen détourné de fabriquer l'acide nitrique.


Tout d'abord, en 1908, Fritz Haber réussit la synthèse de l'ammoniac à partir de l'azote atmosphérique selon la réaction que nous avons déjà rencontrée :

acide nitrique

Glycérol

( = glycérine )

nitroglycérine

eau

Nous avons vu que, pour déplacer l'équilibre de la réaction vers la droite, il fallait travailler à haute pression et basse température. Mais comme la vitesse de réaction est proportionnelle à la température, la synthèse se fit à très haute pression et température, en présence d'un catalyseur.

Avant la première guerre mondiale, l'acide nitrique (HNO3) était synthétisé à partir du salpêtre (étymologiquement: sel de pierre).


Salpêtre : KNO3

Salpêtre du Chili : NaNO3


Cette réaction se faisait à haute température et sous vide selon :



                                       NaNO3 + H2SO4 --> NaHSO4 + HNO3

Lorsque les alliés déclenchèrent le blocus de l'Allemagne , la fabrication d'explosifs de celle-ci ne fut point altérée: la production de HNO3 passa de 30 à 1000 tonnes par jour à la fin de la guerre.


Fritz Haber reçut le Prix Nobel de chimie en 1918 (décerné l'année suivante) pour sa «synthèse de l'ammoniac à partir de ses éléments».

A la même époque, Wilhelm Ostwald découvrit le moyen de synthétiser l'acide nitrique à partir de l'ammoniac selon une méthode catalytique.


Il était donc possible de synthétiser l'acide nitrique avec, à la base, uniquement de l'hydrogène et de l'azote.

Wilhelm Ostwald (1853-1932), prix Nobel de chimie en 1909

La fabrication industrielle de l'ammoniac fut développée par C. Bosch à la BASF ( Badische Anilin und Soda Fabrik ) dès 1913.

Lorsqu’on cherche à synthétiser une substance au moyen d’une réaction réversible, celle-ci mène à un équilibre et le rendement est limité. On peut alors déplacer l’équilibre pour favoriser un des sens de la réaction. Une loi simple permet de poser le problème.