Chapitre 4: Étude des équilibres chimiques et évolution des réactions chimiques

 

Chapitre IV : Étude des équilibres chimiques et évolution des réactions chimiques

Principe de le chatelier : 

1- Définition et explications:

Le principe de Le Chatelier stipule que lorsqu'un système à l'équilibre est soumis à une modification de ses conditions (concentration, température, pression), le système réagit de manière à s'opposer à cette modification et à établir un nouvel équilibre. Ce principe permet de prévoir la direction de la réaction pour revenir à l'équilibre après un changement.

2- Influence des modifications de concentration, de température et de pression sur l'équilibre:

  • Concentration : Une augmentation de la concentration d'un réactif pousse l'équilibre vers la formation de plus de produits. Inversement, une diminution de la concentration d'un réactif pousse l'équilibre vers la formation de plus de réactifs.
  • Température : Pour une réaction exothermique (qui libère de la chaleur), une augmentation de la température déplace l'équilibre vers la gauche (vers les réactifs). Pour une réaction endothermique (qui absorbe de la chaleur), une augmentation de la température déplace l'équilibre vers la droite (vers les produits).
  • Pression : Pour les réactions impliquant des gaz, une augmentation de la pression déplace l'équilibre vers le côté de la réaction ayant le moins de moles de gaz. Une diminution de la pression favorise le côté avec le plus de moles de gaz.

Constantes d'équilibre en termes de concentration (K_c) et de pression (K_p):

1- Constante d'équilibre en concentration (K_c) :

 Pour une réaction chimique générale aA+bBcC+dDaA + bB, la constante d'équilibre en termes de concentration est définie par : Kc=[C]c[D]/d[A]a[B]b, [A], [B], [C], et [D] sont les concentrations molaires des réactifs et des produits.

2- Constante d'équilibre en pression (K_p) : 

Pour les réactions impliquant des gaz, la constante d'équilibre peut également être exprimée en termes de pression partielle : Kp=(PC)c(PD)d(PA)/a(PB)b,PA, et PD sont les pressions partielles des réactifs et des produits.

3- Relation entre K_c et K_p:

La relation entre Kc_ et Kp pour une réaction gazeuse est donnée par l'équation suivante : Kp=Kc(RT)Δn, où :

  • R est la constante des gaz parfaits.
  • est la température en Kelvin.
  • Δn est la différence entre le nombre de moles de produits gazeux et le nombre de moles de réactifs gazeux (Δn=(c+d)(a+b).

Équilibres hétérogènes:

1- Définition et caractéristiques:

Un équilibre hétérogène implique des substances présentes dans différentes phases (solide, liquide, gaz). Les constantes d'équilibre pour les systèmes hétérogènes ne dépendent pas des concentrations des phases pures (solides ou liquides), mais uniquement des concentrations des espèces en phase gazeuse ou en solution.

2- Calcul des constantes d'équilibre pour les systèmes hétérogènes:

Pour une réaction hétérogène, telle que : CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)CaCO_3 (s)  la constante d'équilibre Kpne dépend que de la pression partielle du gaz CO2 : Kp=PCO2. Les concentrations des solides CaCO3 et CaO ne sont pas incluses dans l'expression de Kp car leurs activités sont égales à 1.

Cinétique des réactions chimiques:

1- Vitesse de réaction et facteurs influençant la cinétique:

La vitesse de réaction est la mesure de la rapidité avec laquelle les réactifs sont transformés en produits. Elle peut être influencée par plusieurs facteurs :

  • Concentration des réactifs : Une concentration plus élevée des réactifs augmente généralement la vitesse de réaction.
  • Température : Une augmentation de la température augmente la vitesse de réaction en fournissant plus d'énergie cinétique aux molécules, augmentant ainsi le nombre de collisions efficaces.
  • Catalyseurs : Les catalyseurs augmentent la vitesse de réaction en abaissant l'énergie d'activation.
  • Surface de contact : Pour les réactions impliquant des solides, une plus grande surface de contact augmente la vitesse de réaction.

2- Théories de la cinétique chimique (théorie des collisions, théorie de l'état de transition):

  • Théorie des collisions : Selon cette théorie, les molécules doivent entrer en collision pour réagir. La vitesse de réaction dépend de la fréquence des collisions et de l'énergie des collisions.
  • Théorie de l'état de transition : Cette théorie postule l'existence d'un complexe activé ou d'un état de transition. La vitesse de réaction dépend de la différence d'énergie entre les réactifs et cet état de transition.

Applications industrielles:

1- Optimisation des conditions de réaction:

Dans l'industrie chimique, il est crucial d'optimiser les conditions de réaction pour maximiser la production et minimiser les coûts. Cela peut impliquer :

  • Contrôle de la température : Maintenir une température optimale pour maximiser la vitesse de réaction et le rendement.
  • Utilisation de catalyseurs : Introduire des catalyseurs pour augmenter la vitesse de réaction et réduire les coûts énergétiques.
  • Gestion de la pression : Ajuster la pression pour favoriser l'équilibre souhaité et augmenter la production de produits gazeux.

2- Exemples d'applications industrielles de la thermochimie et de la cinétique chimique:

  • Production d'ammoniac (processus Haber) : Utilise des catalyseurs et une pression élevée pour synthétiser l'ammoniac à partir de l'azote et de l'hydrogène.
  • Cracking du pétrole : Processus de décomposition des hydrocarbures lourds en hydrocarbures plus légers, utilisant des températures élevées et des catalyseurs.
  • Synthèse de polymères : Contrôle précis des conditions de réaction pour produire des polymères spécifiques avec les propriétés souhaitées.