Le chimiste français Henri Louis Le Chatelier a créé l'une des lois les plus connues de la chimie qui prédit la réponse du système chimique en équilibre lorsqu'il est exposé à une altération.
Avec les résultats de ses études, il a formulé une généralisation pour l'équilibre chimique qui énonce ce qui suit :
« Lorsqu'un facteur externe agit sur un système en équilibre, il se déplace, toujours dans le sens de minimiser l'action du facteur appliqué.
Lorsque l'équilibre d'un système chimique est perturbé, le système agit pour minimiser cette perturbation et restaurer la stabilité.
Ainsi, le système présente :
- un état initial d'équilibre.
- un état "déséquilibré" avec le changement d'un facteur.
- un nouvel état d'équilibre qui s'oppose au changement.
Voici des exemples de perturbations externes pouvant affecter l'équilibre chimique :
| Facteur | Perturbation | C'est fait |
|---|---|---|
| Concentration | Augmenter | Consommer la substance |
| Diminuer | la substance est produite | |
| Pression | Augmenter | Se déplace vers le plus petit volume |
| Diminuer | Passe au volume le plus élevé | |
| Température | Augmenter | Absorbe la chaleur et modifie la constante d'équilibre |
| Diminuer | Libère de la chaleur et modifie la constante d'équilibre | |
| Catalyseur | Présence | La réaction s'accélère |
Ce principe est d'une grande importance pour l'industrie chimique, car les réactions peuvent être manipulées et rendent les processus plus efficaces et économiques.
Un exemple en est le procédé mis au point par Fritz Haber qui, selon le principe de Le Chatelier, a créé économiquement une voie de production d'ammoniac à partir de l'azote atmosphérique.
Ensuite, nous examinerons l'équilibre chimique selon la loi de Chatelier et comment les perturbations peuvent l'altérer.
en savoir plus sur:
- Équilibre chimique
- Équilibre ionique
- Indicateurs acido-basiques
Effet concentré
Lorsqu'il y a un équilibre chimique, le système est équilibré.
Le système en équilibre peut subir une perturbation lorsque :
- On augmente la concentration d'un composant de la réaction.
- Nous abaissons la concentration d'un composant de la réaction.
Lorsque nous ajoutons ou retirons une substance de la réaction chimique, le système s'oppose au changement, consommant ou produisant plus de ce composé afin que l'équilibre soit rétabli.
Les concentrations de réactifs et de produits changent pour s'adapter à un nouvel équilibre, mais la constante d'équilibre reste la même.
Exemple:
Au solde :
La réaction a une concentration plus élevée de produits, car par la couleur bleue de la solution, nous voyons que le [complexe CoCl4]-2 prédomine.
L'eau est également un produit de la réaction directe et lorsque nous augmentons sa concentration dans la solution, le système s'oppose au changement, faisant réagir l'eau et le complexe.
L'équilibre est décalé vers la gauche, dans le sens inverse de la réaction, et fait augmenter la concentration des réactifs, changeant la couleur de la solution.
Effet de la température
Le système en équilibre peut subir une perturbation lorsque :
- Il y a une augmentation de la température du système.
- Il y a une diminution de la température du système.
Lors de l'ajout ou de la suppression d'énergie d'un système chimique, le système s'oppose au changement, absorbant ou libérant de l'énergie afin que l'équilibre soit rétabli.
Lorsque le système fait varier la température, l'équilibre chimique se déplace comme suit :
En augmentant la température, la réaction endothermique est favorisée et le système absorbe de la chaleur.
En revanche, lorsque la température est abaissée, la réaction exothermique est favorisée et le système dégage de la chaleur.
Exemple:
En équilibre chimique :
Lorsque nous plaçons le tube à essai contenant ce système dans un bécher d'eau chaude, la température du système augmente et l'équilibre se déplace, formant plus de produits.
En effet, la réaction directe est endothermique et le système se rétablira en absorbant de la chaleur.
De plus, les variations de température modifient également les constantes d'équilibre.
effet de pression
Le système en équilibre peut subir une perturbation lorsque :
- Il y a une augmentation de la pression totale du système.
- Il y a une diminution de la pression totale du système.
Lorsque nous augmentons ou diminuons la pression d'un système chimique, le système s'oppose au changement, déplaçant le équilibre dans le sens de volume inférieur ou supérieur respectivement, mais ne modifie pas la constante d'équilibre.
Lorsque le système fait varier le volume, il minimise l'action de la pression appliquée, comme suit :
Plus la pression appliquée au système est élevée, il y aura une contraction du volume et l'équilibre se déplacera vers le plus petit nombre de moles.
Cependant, si la pression diminue, le système se dilate, augmentant le volume et la direction de la réaction est déplacée vers celle avec le plus grand nombre de moles.
Exemple:
Les cellules de notre corps reçoivent de l'oxygène grâce à l'équilibre chimique :
Ce système s'établit lorsque l'oxygène de l'air que nous respirons entre en contact avec l'hémoglobine présente dans le sang, donnant naissance à l'oxy-hémoglobine, qui transporte l'oxygène.
Lorsqu'une personne gravit une montagne, plus l'altitude atteinte est élevée, plus la quantité et la pression partielle d'O sont faibles.2 dans l'air.
L'équilibre qui transporte l'oxygène dans le corps se déplace vers la gauche et réduit la quantité d'oxy-hémoglobine, compromettant la quantité d'oxygène reçue par les cellules.
Il en résulte l'apparition de vertiges et de fatigue, pouvant même entraîner la mort.
Le corps essaie de réagir en produisant plus d'hémoglobine. Cependant, il s'agit d'un processus lent, qui nécessite une mise en altitude.
Par conséquent, les personnes qui peuvent gravir le mont Everest sont celles qui conviennent le mieux à l'altitude extrême.
Catalyseurs
L'utilisation d'un catalyseur interfère avec la vitesse de réaction, à la fois dans la réaction directe et dans la réaction inverse.
Pour qu'une réaction se produise, il est nécessaire d'atteindre une énergie minimale pour que les molécules entrent en collision et réagissent efficacement.
Le catalyseur, lorsqu'il est inséré dans le système chimique, agit en diminuant cette énergie d'activation en formant un complexe activé et en créant un chemin plus court pour atteindre l'équilibre chimique.
En augmentant également les vitesses de réaction, il réduit le temps nécessaire pour atteindre l'équilibre, comme le montrent les graphiques suivants :
Cependant, l'utilisation de catalyseurs ne modifie pas le rendement de la réaction ni la constante d'équilibre car elle n'interfère pas avec la composition du mélange.
synthèse d'ammoniac
Les composés à base d'azote sont largement utilisés dans les engrais agricoles, les explosifs, les médicaments, entre autres. De ce fait, des millions de tonnes de composés azotés sont produits, tels que l'ammoniac NH3, NH nitrate d'ammonium4AU3 et l'urée H2NCONH2.
En raison de la demande mondiale de composés azotés, principalement pour les activités agricoles, le salpêtre NaNO du Chili3, principale source de composés azotés, était la plus utilisée jusqu'au début du 20e siècle, mais le salpêtre naturel ne serait pas en mesure de répondre à la demande actuelle.
Il est intéressant de noter que l'air atmosphérique est un mélange de gaz, composé de plus de 70% d'azote N2. Cependant, en raison de la stabilité de la triple liaison il devient très difficile de rompre ce lien pour former de nouveaux composés.
La solution à ce problème a été proposée par le chimiste allemand Fritz Haber. La synthèse d'ammoniac proposée par Haber apporte l'équilibre chimique suivant :
Pour être mis en œuvre industriellement, ce procédé a été mis au point par Carl Bosch et est le plus utilisé à ce jour pour capter l'azote de l'air en privilégiant l'obtention de composés azotés.
En utilisant le principe de Le Chatelier, l'équilibre chimique peut être augmenté lorsque :
Ajouter H2 et amène le système à s'opposer au changement et à réagir pour abaisser la concentration de ce réactif.
Ainsi, H2 et non2 ils sont consommés simultanément pour produire plus de produit et créer un nouvel état d'équilibre.
De même, lors de l'ajout de plus d'azote, l'équilibre se déplace vers la droite.
Industriellement, l'équilibre est déplacé par l'élimination continue de NH3 du système par liquéfaction sélective, augmentant le rendement de la réaction, car l'équilibre à rétablir a tendance à former plus de produit.
La synthèse Haber-Bosch est l'une des applications les plus importantes des études d'équilibre chimique.
En raison de la pertinence de cette synthèse, Haber a reçu le prix Nobel de chimie en 1918 et Bosch a reçu le prix en 1931.
Exercices de changement d'équilibre
Maintenant que vous savez interpréter les changements qui peuvent se produire dans l'équilibre chimique, utilisez ces questions vestibulaires pour tester vos connaissances.
1. (UFPE) Les antiacides les plus appropriés devraient être ceux qui ne réduisent pas trop l'acidité dans l'estomac. Lorsque la diminution de l'acidité est trop importante, l'estomac sécrète un excès d'acide. Cet effet est connu sous le nom de « revanche acide ». Lequel des éléments ci-dessous pourrait être associé à cet effet ?
a) La loi de conservation de l'énergie.
b) Le principe d'exclusion de Pauli.
c) Le principe du Chatelier.
d) Le premier principe de la thermodynamique.
e) Le principe d'incertitude de Heisenberg.
Alternative correcte: c) Principe de Le Chatelier.
Les antiacides sont des bases faibles qui agissent en augmentant le pH de l'estomac et, par conséquent, en diminuant l'acidité.
La diminution de l'acidité se produit en neutralisant l'acide chlorhydrique présent dans l'estomac. Cependant, en réduisant trop l'acidité, cela peut créer un déséquilibre dans le corps, car l'estomac fonctionne dans un environnement acide.
Comme l'énonce le principe de Le Chatelier, lorsqu'un système d'équilibre est exposé à une perturbation, il y aura opposition à ce changement pour que l'équilibre soit rétabli.
De cette façon, le corps produira plus d'acide chlorhydrique produisant l'effet « rematch acide ».
Les autres principes présentés dans les variantes portent sur :
a) La loi de conservation de l'énergie: dans une série de transformations, l'énergie totale du système est conservée.
b) Le principe d'exclusion de Pauli: dans un atome, deux électrons ne peuvent pas avoir le même ensemble de nombres quantiques.
d) Le premier principe de la Thermodynamique: la variation de l'énergie interne du système est la différence entre la chaleur échangée et le travail effectué.
e) Principe d'incertitude de Heisenberg: il n'est pas possible de déterminer la vitesse et la position d'un électron à un instant donné.
En ce qui concerne le système en équilibre, on peut correctement affirmer que :
a) la présence d'un catalyseur affecte la composition du mélange.
b) la présence d'un catalyseur affecte la constante d'équilibre.
c) l'augmentation de la pression diminue la quantité de CH4(g).
d) l'augmentation de la température affecte la constante d'équilibre.
e) l'augmentation de la température diminue la quantité de CO(g) .
Alternative correcte: d) l'augmentation de la température affecte la constante d'équilibre.
Lors de l'élévation de la température, la réaction directe, qui est endothermique, sera affectée, car pour rétablir l'équilibre le système va absorber de l'énergie et déplacer l'équilibre vers la droite.
En déplaçant l'équilibre dans le sens direct, la quantité de produits formés est augmentée.
La constante d'équilibre est directement proportionnelle à la concentration des produits: plus la quantité de produits est grande, plus la valeur de la constante est grande.
On peut alors observer que l'augmentation de la température augmente la quantité de CO et H2.
L'augmentation de la pression déplace l'équilibre vers la réaction inverse, car l'équilibre se déplace vers le plus petit nombre de moles. Avec cela, le montant de CH4 et H2Le est augmenté.
L'utilisation de catalyseur n'interfère pas avec la constante d'équilibre et la composition du mélange. Il n'agira que pour rendre l'équilibre plus rapidement atteint.
3. (UFC) Dans l'étude de l'action du gaz toxique COCl2, utilisé comme arme chimique, le processus de décomposition est observé selon la réaction :
Partant d'une situation d'équilibre, 0,10 mol de CO a été ajoutée et le système, après un certain temps, a atteint une nouvelle situation d'équilibre. Choisissez l'option qui indique comment les nouvelles concentrations d'équilibre sont liées aux anciennes.
| [COCl2] | [CO] | [Cl2] | |
| Le) | nouveau > ancien | nouveau > ancien | Nouveau |
| B) | nouveau > ancien | nouveau > ancien | nouveau > ancien |
| ç) | Nouveau | nouveau > ancien | Nouveau |
| ré) | nouveau > ancien | Nouveau | Nouveau |
| et) | même | même | même |
Bonne alternative :
| [COCl2] | [CO] | [Cl2] | |
| Le) |
Lorsqu'une nouvelle substance est ajoutée, le système consomme cette substance pour rétablir l'équilibre, car sa concentration a augmenté.
Cette consommation se produit en faisant réagir la substance avec l'autre composé, créant ainsi plus de produit.
Donc, quand on augmente la concentration de CO, il y aura consommation, mais pas au point de devenir inférieure à la concentration à l'état initial, car sa consommation se produira avec un autre composant.
Déjà la concentration de Cl2 devient plus petit que le premier, car il devait réagir avec la quantité de CO ajoutée.
A partir de la jonction des deux substances, la concentration de COCl a été augmentée2, car c'est le produit formé.
Ces changements dans l'équilibre chimique peuvent être vus dans le graphique ci-dessous:
4. (UFV) L'étude expérimentale d'une réaction chimique en équilibre a montré que l'augmentation de la température a favorisé la formation de produits, tandis que l'augmentation de la pression a favorisé la formation de réactifs. Sur la base de ces informations, et sachant que A, B, C et D sont des gaz, cochez l'alternative qui représente l'équation étudiée :
| Le) | ||
| B) | ||
| ç) | ||
| ré) | ||
| et) |
Bonne alternative :
| Le) |
Au fur et à mesure que la température augmente, le système absorbe de la chaleur pour rétablir l'équilibre et, avec cela, favorise la réaction endothermique, dont le ∆H est positif.
Les alternatives qui correspondent à favoriser la formation de produits en augmentant la température sont: a, b et d.
Cependant, lorsque la pression augmente, l'équilibre se déplace vers le plus petit volume, c'est-à-dire celui avec le plus petit nombre de moles.
Pour que la réaction se déplace vers les réactifs, il faut que ce sens de la réaction ait un plus petit nombre de moles par rapport aux produits.
Ceci n'est observé que dans la première alternative.
5. (UEMG) Les équations suivantes représentent des systèmes en équilibre. Quel est le seul système qui ne se déplace pas par changement de pression ?
a) SE2(g) + 1/2 O2(g) ALORS3(g)
b) CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)
c) Non2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g)
d) 2 CO2(g) 2 CO(g) + O2(g)
Alternative correcte: b) CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)
Lorsqu'un système change de pression totale, l'équilibre est rétabli avec le changement de volume.
Si la pression augmente, le volume diminue, déplaçant l'équilibre vers le plus petit nombre de moles.
En revanche, lorsque la pression diminue, le volume augmente, déplaçant la balance vers un plus grand nombre de moles.
Mais quand il y a le même nombre de moles de substances et de produits réactifs formés, il n'y a aucun moyen de déplacer l'équilibre, car le volume ne change pas.
Nous connaissons le nombre de moles par les coefficients stoechiométriques à côté de chaque substance.
Nous pouvons le voir dans l'équation alternative
b) CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)
où 1 mole de CO2 réagit avec 1 mole de H2 pour former 1 mol de CO et 1 mol de H2O.
Dans les deux sens de la réaction, il y a 2 moles, donc les changements de pression ne modifieraient pas le volume.
Découvrez plus de questions sur le déplacement d'équilibre chimique, avec une résolution commentée, dans cette liste que nous avons préparée: exercices d'équilibre chimique.
Qui était Le Chatelier ?
