7.1 Les systèmes chimiques en équilibre L’ÉQUILIBRE SCH4U 7.1 Les systèmes chimiques en équilibre

Résultats d’apprentissage Je peux illustrer le concept d’équilibre en citant des exemples d’équilibres physiques et chimiques. Je peux expliquer qu’un système à l’équilibre est régi par la loi de l’équilibre chimique. Je peux préciser les facteurs qui déterminent l’état d’équilibre d’un système conformément au principe de Le Chatelier. Je peux définir différentes expressions des constantes d’équilibre, dont Kc, Ka, Kb, Kps et Keau. 2017-11-28

Résultats d’apprentissage Je peux prédire et vérifier expérimentalement comment divers facteurs influent sur un système à l’équilibre en appliquant le principe de Le Chatelier. Je peux déterminer expérimentalement la valeur d’une constante d’équilibre et exprimer le résultat en notation scientifique. Je peux résoudre des problèmes d’équilibre chimique portant sur des concentrations de réactifs et de produits, et exprimer ses résultats en notations scientifiques 2017-11-28

Résultats d’apprentissage Je peux communiquer oralement et par écrit dans différents contextes en se servant des termes justes dont : système homogène, constante d’acidité, effet d’ion commun, principe de Le Chatelier, constante d’équilibre. Je peux expliquer comment le concept d’équilibre chimique est utilisé pour optimiser des processus industriels ainsi que la production de certains produits chimiques. Je peux préciser des conditions ou des interventions médicales associées au concept de la solubilité (p. ex., calcul rénal, mal des caissons, sulfate de baryum) et expliquer le rôle des solutions tampons à l’intérieur de systèmes biologiques ou biochimiques 2017-11-28

QU’EST-CE QUE L’ÉQUILIBRE Que peux-t-on dire de la vitesse de montée et de descente des balles? Les balles montent et descendent à une vitesse constante. Quelque chose est-il ajouté ou enlevé au système? Rien n'est ajouté et rien n'est enlevé tout comme dans un système chimique.

QU’EST-CE QUE L’ÉQUILIBRE Peut-on dire qu’il y a une modification nette dans le système? Malgré le fait que l'on ne peut voir aucune modification nette, il y a un mouvement interne. Ce mouvement interne est appelé «équilibre dynamique» car certaines balles montent et d'autres descendent simultanément. La vitesse du mouvement vers le haut est égale à celle du mouvement vers le bas.

QU’EST-CE QUE L’ÉQUILIBRE L'équilibre illustre une situation, un état où les parties en présence sont égales. Aucune ne parvenant à s’imposer aux autres.

QU’EST-CE QUE L’ÉQUILIBRE Que se passerait-il si la vitesse de déplacement des balles venait à changer? Elles entreraient en collision à un moment donné. Peut-on perturber ce système? Oui on peut perturber cet équilibre en ajoutant d'autres balles ou en parlant avec le jongleur pour le déconcentrer. Ainsi, certaines balles pourraient entrer ou sortir du système et rompre l'équilibre.

SYSTÈMES CHIMIQUES ET ÉQUILIBRE DÉFINITIONS

Qu’est ce que l’équilibre? L'équilibre illustre une situation, un état où les parties en présence sont égales. Aucunes ne parvenant à s’imposer aux autres. Experiment Simulations and Conceptual Computer Animations.” Chemical Education. <http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/index4.html> 2017-11-28

DÉFINITIONS Propriété macroscopique C'est une propriété qui peut être perçue avec nos yeux, nos sens ou à l'aide d'instruments. C'est une propriété visible et pouvant être mesurée comme la température, la pression, le pH, le volume, la couleur, etc.

DÉFINITIONS Propriété microscopique C'est l'inverse d'une propriété macroscopique. Cette propriété n'est pas visible ni par les sens, ni par aucun appareil. On doit faire appel à l'imagination ou à des modèles mathématiques pour les comprendre et les expliquer.

DÉFINITIONS Système ouvert Un système ouvert est un système qui ne peut pas retenir toutes les substances qui interviennent dans une réaction. Ce système permet le transfert d'énergie sous forme de chaleur et le transfert de masse sous forme d'une diminution des réactifs ou des produits gazeux.

DÉFINITIONS Système fermé Un système fermé est un système qui retient toutes les substances intervenant dans la réaction. Ce système permet le transfert d'énergie sous forme de chaleur mais il ne permet pas le transfert de masse. Ici, la somme des masses des réactifs du début est égale à la somme des réactifs et des produits finaux.

DÉFINITIONS NB: Lorsque l'on a une réaction qui implique une substance solide ou liquide, cette réaction s'effectue dans un système fermé peu importe qu'il y ait un couvercle ou non sur le contenant utilisé. NB: Lorsque la réaction implique un ou des gaz, cette réaction s'effectue dans un système fermé si le contenant utilisé pour la réaction est fermé ou dans un système ouvert si le contenant utilisé est ouvert.

DÉFINITIONS Réaction complète Une réaction est dite complète lorsqu'un des réactifs disparaît et que le système ne peut pas revenir à son état initial. On appelle aussi ce type de réaction une réaction totale ou une réaction irréversible. Exemple: 2 HCl(aq) + Mg(s)    MgCl2(aq) + H2(g)

DÉFINITIONS Exemple: 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) Réaction réversible Une réaction est dite réversible lorsqu’elle a ses réactifs transformés en produits et une partie de ses produits qui sont retransformés en réactifs. Exemple: 3H2(g) + N2(g)   2NH3(g)

DÉFINITIONS État d'équilibre C’est un état dans lequel aucun changement macroscopique ne se produit dans le système. Tout semble arrêté sauf qu'au plan moléculaire (microscopique), les molécules sont toujours en mouvement. On parle alors d’équilibre dynamique car, les réactifs deviennent des produits et les produits deviennent des réactifs simultanément et à la même vitesse.

ÉVALUATION La collision des molécules est un phénomène macroscopique. Vrai Faux

ÉVALUATION Un transfert de masse peut s’effectuer dans un système fermé. Vrai Faux

ÉVALUATION Un transfert d’énergie peut s’effectuer dans un système fermé. Vrai Faux

ÉVALUATION Fermé Ouvert Indique si le système est fermé ou ouvert. A(s) + B(l) C(aq) + D(aq) ,a lieu dans un bécher ouvert. Fermé Ouvert

ÉVALUATION L’équilibre implique que la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse. Vrai Faux

ÉVALUATION Fermé Ouvert Indique si le système est fermé ou ouvert. Un comprimé d’Alka Seltzer (comprimé effervescent) réagit dans l’eau. Fermé Ouvert

ÉVALUATION Fermé Ouvert Indique si le système est fermé ou ouvert. On dissout NaOH(s) dans de l’eau contenue dans un bécher ouvert. Fermé Ouvert

ÉVALUATION Fermé Ouvert Indique si le système est fermé ou ouvert. On fait réagir du magnésium solide dans une solution de HCl(aq) dans une éprouvette ouverte. Fermé Ouvert

ÉVALUATION À l’équilibre, les changements ne se font plus au niveau macroscopique. Vrai Faux

L’ÉQUILIBRE Position d’équilibre

Caractéristiques de l’équilibre Position d’équilibre Caractéristiques de l’équilibre

Caractéristiques de l’équilibre Dans beaucoup de réactions chimiques, les produits formés réagissent ensemble pour redonner les substances initiales.  Ces réactions sont dites réversibles et on les note comme suit : A + B C + D

Caractéristiques de l’équilibre Au début de la réaction directe, [A] et [B] sont très élevées. La vitesse de la réaction directe (vd) est très élevée à cause du très grand nombre de collisions moléculaires efficaces. Cette vitesse diminue graduellement au cours de la réaction :

Caractéristiques de l’équilibre Au début de la réaction [C] et [D] sont très faibles et la réaction inverse est lente. Plus [C] et [D] augmentent, plus le nombre de collision augmente aussi, et plus la vitesse de réaction augmente :

Caractéristiques de l’équilibre Après un certain temps, la vitesse de la réaction directe (vd) est égale à la vitesse de la réaction inverse (vi). On dit alors que la vitesse de disparition des produits est égale à la vitesse de formation des réactifs.

Caractéristiques de l’équilibre Lorsque cette condition est réalisée, on dit que le système est en état d’équilibre dynamique : Vitesse Temps Équilibre Réaction directe Réaction inverse

Conditions qui s’appliquent à tous les systèmes à l’équilibre L’exigence fondamentale pour qu’il ait équilibre est que des transformations opposées se déroulent à la même vitesse. Les quatre conditions suivantes s’appliquent à tous les systèmes à l’équilibre : Le processus doit être réversible. La vitesse des transformations opposées est égale.

Conditions qui s’appliquent à tous les systèmes à l’équilibre Les propriétés macroscopiques (la couleur, la pression du système, la concentration des réactifs et des produits et le pH) observables d’un système à l’équilibre sont constantes. L’équilibre ne peut être atteint que dans un système fermé. Un système fermé ne permet l’entrée ou l’échappement d’aucune composante du système (réactif, produit ou même énergie).

Conditions qui s’appliquent à tous les systèmes à l’équilibre On peut envisager l’équilibre dans un sens ou dans l’autre. Exemple : Dans l’équilibre (vase clos et température constante): Les proportions de H2 et Cl2 sont les mêmes à l’équilibre, que l’on commence avec H2 et Cl2 ou avec HCl. Voir autre exemple fig. 7.3 page 422

L’équilibre homogène et l’équilibre hétérogène Équilibre homogène: Un système chimique en équilibre dans lequel tous les composants sont dans le même état physique. ex. 3H2(g) + N2(g)   2NH3(g) Équilibre hétérogène: Un système chimique en équilibre dans lequel les composants sont dans des états physiques différents. ex. CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g)

La constante d’équilibre Position d’équilibre La constante d’équilibre

La constante d’équilibre Loi de l’équilibre chimique (ou la loi d’action de masse) Énoncée par Cato Guldberg et Peter Waage en 1864, elle stipule que: À l’équilibre, il y a un rapport constant entre la concentration des produits et celle des réactifs dans tout changement.

La constante d’équilibre La constante d’équilibre (voir page 424 et 425) Soit la réaction entre le tétraoxyde d’azote et le dioxyde d’azote : N2O4(g) 2NO2(g) incolore brun 1-La vitesse de la réaction directe est donnée par: Vd = kd[N2O4] 2- La vitesse de la réaction inverse est donnée par: Vi = ki[NO2]2 3- À l’équilibre, Vd = Vi Donc, kd[N2O4] = ki[NO2]2 kd ki

La constante d’équilibre kd[N2O4] = ki[NO2]2 Le rapport entre les deux constantes de vitesse est une autre constante qu’on appelle la CONSTANTE D’ÉQUILIBRE (kc).(note kéq ou kc ) kd ki [N2O4] [NO2]2 = kc=

La constante d’équilibre Loi générale de l’équilibre Pour la réaction générale: aP + bQ cR + dS P, Q, R et S représentent des formules chimiques et a, b, c et d leurs coefficients respectifs dans l’équation chimique équilibrée. On peut écrire la loi de l’équilibre sous la forme générale suivante:

La constante d’équilibre Loi générale de l’équilibre La constante d’équilibre décrit la concentration des réactifs et des produits à l’équilibre. La constante d’équilibre n’a pas d’unités. La constante d’équilibre est pour la réaction réversible.

La constante d’équilibre Loi générale de l’équilibre Par convention, les chimistes placent toujours la concentration des produits de la réaction au numérateur et la concentration des réactifs au dénominateur. Chaque terme de concentration est élevé à la puissance du coefficient dans l'équation chimique. Les termes sont toujours multipliés, jamais additionnés.

La constante d’équilibre Constante d’équilibre et température La valeur de la constante d’équilibre ne dépend que de la température. Pour un système donné, la valeur de la constante d’équilibre change avec la température. En modifiant la température d’un mélange réactionnel, on fait varier de façon différente les vitesses des réactions directes et inverses car, elles n’ont pas la même énergie d’activation.  

La constante d’équilibre Interprétation qualitative de la constante d’équilibre Valeur de Kc Effet sur le système à l'équilibre Si Kc est grand (Kc>1) La réaction directe est favorisée à l’équilibre. L'équilibre favorise les produits ([produits]>[réactifs]).La position d’équilibre est à droite. Lorsque Kc> 1010 on a une réaction complète. Si Kc est petit (Kc<1) La réaction inverse est favorisée à l’équilibre. L'équilibre favorise les réactifs ([réactifs]>[produits]). La position d’équilibre est à gauche. Lorsque Kc<10-10 la réaction n'a pas lieu. Si Kc = 1 Les réactions directes et inverses sont également favorisées à l’équilibre ([réactifs]=[produits]).  

La constante d’équilibre Exemple de calcul L’une des étapes de la production de l’acide sulfurique met en jeu l’oxydation catalytique du dioxyde de soufre. 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Écris l’expression de l’équilibre

La constante d’équilibre Exemples de calcul Données du problème: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) On demande de trouver l’expression de l’équilibre, Kc. Pour répondre à cette question, on utilise l’équation générale de la constante d’équilibre

La constante d’équilibre Exemples de calcul Données du problème: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) On remplace les données de l’équation générale par les données de l’équation du problème. DEVIENT

La constante d’équilibre Évaluation formative Écrire l’expression de la constante d’équilibre pour chacune des réactions suivantes. **Si la réaction se passe dans une solution non-aqueuse, la concentration de l’eau doit être incluse dans le calcul de la constante. ***Attention la concentration de l’eau (soit le solvant) n’apparait pas dans les réactions aqueuses, car sa concentration ne change pas lors de la réaction.

Billet d’entrée ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3 (g) Écrire l’expression de la constante d’équilibre pour chacune des réactions suivantes. ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3 (g) ClNO2(g) + NO (g) NO2 (g) +ClNO (g) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (g) Réponses:

La constante d’équilibre page 442-443 Exemples de calcul Un mélange d’azote et de chlore gazeux est conservé dans un ballon de 5L à une certaine température. N2(g) + 3Cl2(g) 2NCl3(g) En analysant le mélange à l’équilibre, on a trouvé qu’il contient: 0,0070 mol de N2(g), 0,0022 mol de Cl2(g) et 0,95 mol de NCl3(g). Calcule la constante d’équilibre de cette réaction.

La constante d’équilibre Exemples de calcul Données du problème: N2(g) + 3Cl2(g) 2NCl3(g) nN2(g) = 0,0070 mol, nCl2(g) = 0,0022 mol, nNCl3(g) = 0,95 mol On Cherche la constante d’équilibre, Kc. Étape 1: On trouve les concentrations molaires à l’équilibre pour chaque réactifs et produit parce que la réaction a lieu dans un volume de 5L.

La constante d’équilibre Exemples de calcul On utilise la formule C= [N2(g)]= [Cl2(g)]= [NCl3(g)]= n V 0,0070 mol 5 = 0,0014 mol/L 0,0022 mol 5 = 0,00044 mol/L 0,95 mol 5 = 0,19 mol/L

La constante d’équilibre Exemples de calcul Étape 2: On écrit la constante d’équilibre en remplaçant les termes de l’équation générale par les concentrations molaires trouvées à l’étape1. 3

Activité-simulation https://phet.colorado.edu/en/simulation/legacy/reversible-reactions

Pratique-toi Lecture des pages 420-427 du manuel. Vérifie tes connaissances pages 422 #1 à 6 Voir exemples pages 443 et 444 de ton manuel. Complète les #8,9, et 10 de la section Exercices de la page 428 et le # 31, # 32 et 37 des pages 444 et 445 pour le prochain cours.

La mesure des concentrations à l’équilibre En mesurant le pH, la couleur (comme les méthodes utilisées pour mesurer la vitesse). Les résultats expérimentaux montrent que la position d’un équilibre hétérogène ne dépend pas de la quantité de solide ni de liquide présents. Ils n’apparaissent pas dans l’expression de l’équilibre. La concentration des solides et des liquides est constante : Peuvent être obtenue en divisant la densité par la masse molaire.

Résolutions des problème types traitant les systèmes homogènes à l’équilibre Problème type 1 (exemple page 450) La réaction suivante augmente la proportion de gaz hydrogène dans le but de l’utiliser comme carburant. CO(g) + H2O(g) H2(g) + CO2(g) On a étudié cette réaction a divers température afin de trouver les conditions optimales. A 700K, la constante d’équilibre est de 8,3. Suppose que tu commences avec 1,0 mol de CO(g) et 1,0 mol de H2O(g) dans un récipient de 5,0 L. Quelle quantité de chaque substance sera présente dans le récipient lorsque les gaz seront à l’équilibre, à 700K?

Pour calculer la constant d’équilibre dans ces cas Les étapes : Écris une équation balancée. Construis un tableau IVÉ (initialement, variation, à l’équilibre) et remplis-le avec l’information connue. Écris l’expression de la constante d’équilibre. Trouve x, Résous.

Une faible constante d’équilibre page 456 Si Kc est trop faible par comparaison avec la concentration initiale (c-à-d Kc est au moins 1000 fois plus petite que la concentration initiale des réactifs), Valeur de la concentration initiale – la variation x est presque la même que la valeur de la concentration initiale. On peut ignorer x. Ainsi, on évite de travailler tout le temps avec les équations quadratiques.

Résolutions des problème types traitant les systèmes homogènes à l’équilibre Problème type 2 (page 456) Un ou une chimiste étudie la réaction d’équilibre suivante N2(g) + O2(g) 2NO(g) On place 0,085 mol de N2(g) et 0,0038 mol de O2(g) dans un cylindre rigide de 1,5 L. À la température des gaz d’échappement d’un moteur donné, la valeur de Kc est de 4,2.10-8. Quelle est la concentration de NO(g) dans le mélange à l’équilibre?

Résolutions des problème types traitant les systèmes homogènes à l’équilibre Problème type 3 (page 453) La réaction suivante a une constante d’équilibre de 25,0 à 1100 K. I2(g) + H2(g) 2HI(g) On place 2,0 mol de H2(g) et 3,0 mol de I2(g) dans une cuve à réaction de 1,00 L à 1100K. Quelle est la concentration des gaz à l’équilibre.

La constante d’équilibre Évaluation formative: Complète les exercices #51,#52,53 et 60 de la page 451;#62, 63 page 454 et # 71 de la page 457.

Principe de Le Chatelier 7.2 Position d’équilibre Principe de Le Chatelier

Principe de Le Chatelier À l'équilibre la vitesse de la réaction directe et la vitesse de la réaction inverse sont égale. Qu’arrive-t-il si à l’équilibre, on modifie la concentration des réactifs et des produits, la température, le volume ou la pression?

Principe de Le Chatelier Énoncé Si l'on modifie les conditions d'un système à l'équilibre, il (le système) réagit de façon à s'opposer, en partie, aux changements qu'on lui impose, jusqu'à l'établissement d'un nouvel équilibre. Auteur: Henri Louis Le Châtelier (1850-1936) , chimiste français. Le principe de Le Chatelier ne fournit que des informations d’ordre qualitatives. En l’appliquant on peut prévoir le sens du déplacement d'un système. Vidéo : https://fr.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-equilibrium/factors-that-affect-chemical-equilibrium/v/le-chatelier-s-principle

Le sens de la réaction Le quotient de réaction: Pour prédire le sens d’une réaction qui n’a pas encore atteint son équilibre. Une expression similaire à celle de la constante d’équilibre, mais les concentrations utilisées ne sont pas celles à l’équilibre. Pour prédire le sens d’une réaction qui n’a pas encore atteint son équilibre; on utilise une expression similaire à celle de la constante d’équilibre, mais les concentrations utilisées ne sont pas celles à l’équilibre.

Le quotient de réaction (Qc) : Pour une réaction donnée : aA + bB ↔ cC + dD Si Q = K, le système est à l’équilibre.

Le quotient de réaction (Qc) : Si Q > K… [produits] à ce point > [produits] à l’équilibre Le système va atteindre l’équilibre en se déplaçant vers la gauche (vers les réactifs). Si Q > K, donc, les concentrations des produits à ce point sont plus grandes que les concentrations des produits à l’équilibre et le système va atteindre l’équilibre en se déplaçant vers la gauche (vers les réactifs).

Le quotient de réaction (Qc) : Si Q < K… [réactifs] à ce point > [réactifs] à l’équilibre Le système va atteindre l’équilibre en se déplaçant vers la droite (vers les produits).

Le quotient de réaction (Qc) : page 460)

Pratique-toi Voir exemple page 460 Réponds aux questions de la page 461 #81, #82 et 84

Le principe de Le Chatelier : Mr. Henry Le Chatelier (1888) : « Tout équilibre dynamique tend à réagir d’une manière à annuler l’effet des changements apportés aux conditions qui influent sur l’équilibre. »

Principe de Le Chatelier Le principe de Le Châtelier et la concentration page 458 et 459 Soit la réaction: Fe3+(aq) + SCN-(aq) FeSCN2+(aq) presque qu’incolore orange/rouge sang Lorsqu'on ajoute un réactif à ce système (soit le Fe3+ou le SCN- ), on favorise la formation de produits FeSCN2+. Le système tend à éliminer une partie du réactif ajouté en formant plus de produit jusqu'à ce qu'un nouvel équilibre soit atteint. Le système se déplace vers les produits. Q = kéq Q < kéq Dénominateur plus élevé

Principe de Le Chatelier Le principe de Le Châtelier et la concentration Si on ajoute des produits FeSCN2+au système , on favorisera la réaction inverse, c'est -à-dire la formation de réactifs. Le système voudra éliminer une partie des produits ajoutés en diminuant la quantité de réactifs jusqu'à ce qu'un nouvel équilibre soit atteint. Le système se déplace vers les réactifs. Numérateur plus élevé Q > kéq Q = kéq

Principe de Le Chatelier Le principe de Le Châtelier et la température Soit la réaction endothermique: 2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g) ΔH = 197kJ Lorsqu'on augmente la température, on ajoute de l'énergie au système. Selon Le Châtelier le système réagit s’opposant à l’augmentation d’énergie qu’on lui a ajoutée. Il se déplace alors vers la formation des produits (SO2(g) et O2(g) ).

Principe de Le Chatelier Le principe de Le Châtelier et la température 2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g) ΔH = 197kJ Lorsque la température diminue, on enlève l’énergie du système.   Selon Le Châtelier, le système réagit en s’opposant à la perte d’énergie qui lui est imposée. Il se déplace vers la formation des réactifs. NB: La valeur de la constante d’équilibre varie avec la température.

Principe de Le Chatelier Le principe de Le Châtelier et la température Réaction endothermique(+ΔH) ↑Température Kéq↑ Position de l’équilibre: vers la droite Réaction endothermique (+ΔH) ↓ Température Kéq↓ Position de l’équilibre: vers la gauche Réaction exothermique (-ΔH) ↑Température Kéq ↓ ↓Température Kéq ↑

Vérifie tes connaissances page 438 # 19,20,21,22,23 et 24.

Principe de Le Chatelier Le principe de Le Châtelier et la pression Il existe deux façons de modifier la pression d’un système : Ajouter ou enlever un constituant gazeux. Modifier le volume du contenant. La pression a un effet sur les substances gazeuses seulement. Les solides et les liquides sont considérés comme incompressibles.

Principe de Le Chatelier Le principe de Le Châtelier et la pression pages 434 et 435 Il y a 3 cas: N2O4(g) 2NO2(g) On a une molécule de réactif pour deux molécules de produits. Lorsqu'on augmente la pression sur ce système, on favorise la réaction des produits ( NO2(g)) pour diminuer la quantité de gaz. L'équilibre se déplace vers la formation des réactifs (N2O4(g)).

Principe de Le Chatelier Le principe de Le Châtelier et la pression H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) On a deux molécules de réactifs et deux molécules de produits. Vu que l'on a des quantités égales de gaz pour les réactifs et les produits, une augmentation ou une diminution de pression n'a aucun effet sur l'équilibre.  

Principe de Le Chatelier Le principe de Le Châtelier et la pression H2O(l) H2O(g) On a aucune molécule de réactif gazeux et une molécule de produit gazeux. Lorsque l'on augmente la pression sur ce système, l'équilibre se déplace vers les réactifs. La substance liquide n'a aucun effet sur la pression.

Principe de Le Chatelier Le principe de Le Châtelier et les catalyseurs Les catalyseurs abaissent l'énergie d'activation de la réaction directe et inverse. Ils augmentent le nombre de molécules possédant assez d'énergie pour réagir. Les catalyseurs ne changent en rien la position de l’équilibre. Ils permettent tout simplement d'atteindre l'équilibre plus rapidement.

Principe de Le Chatelier Évaluation formative L’équilibre suivant a lieu dans un récipient rigide PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) ∆H = 56kJ Dans quel sens l’équilibre se déplace-t-il à la suite de chacun des changements suivants? a) On ajoute du pentachlorure de phosphate à l’état gazeux. b) On enlève le gaz chlore. c) On abaisse la température. d) On accroît la pression en injectant du gaz hélium. e) On emploie un catalyseur. Réponse: Page 438 du manuel de chimie 12 voir exemple

Le principe de Le Chatelier : Ce principe aide à déterminer dans quelle direction la réaction se dirigera pour compenser le changement introduit. Si on enlève un des produits ou des réactifs (par exemple; en ajoutant une substance pour les faire précipiter; ceci diminue leurs concentrations dans le système.) Si on modifie la température, le volume et la pression Autres changements.

Exemple industriel du principe de chatelier: le processus de Haber Le procédé Haber est un procédé chimique destiné à synthétiser de l'ammoniac (NH3) par hydrogénation du diazote (N2) gazeux atmosphérique par le dihydrogène (H2) gazeux en présence d'un catalyseur.

Exemple industriel du principe de chatelier: le processus de Haber N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) À 500oC, Kc = 0,4. À l’équilibre: [N2] = 0,1 M; [H2] = 0,1M; [NH3] = 0,0063M.

Exemple : le processus de Haber : N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) Qu’est ce qui arrivera si on enlève de l’ammoniac du système en baissant la température et le liquéfiant (Puisque l’ammoniac se liquéfie à une température plus élevé que N et H)? Selon Le Chatelier, si je diminue la quantité des produits, le système va réagir pour les augmenter si [NH3] diminue, Qc va diminuer aussi et va être plus petit que Kc, donc, la réaction va se diriger vers la droite et faire plus de produits pour compenser le manque de NH3. Puisque

Exemple : le processus de Haber : N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) Si H2 est ajouté au système, N2 va être consommé et les deux réactifs vont former plus de NH3. Car:

Exemple : le processus de Haber : Si le dénominateur augmente, Qc diminue et est plus petit que Kc, donc, le système se dirige encore vers la droite (et forme plus de NH3) pour contrer ce changement (donc, la concentration de N2 va diminuer).

Raison de la production d’ammoniac Le procédé Haber-Bosch a une importance économique considérable, car il est difficile de fixer l'azote, en grandes quantités et à un coût peu élevé, à l'aide des autres procédés mis au point.

Raison de la production d’ammoniac L'ammoniac ainsi obtenu sert le plus souvent à créer des engrais azotés synthétiques, lesquels sont essentiels pour alimenter le tiers de la population mondiale au début du XXIe siècle. Par exemple, le sel d'ammonium et le nitrate, obtenus à partir de l'ammoniac, servent à la fabrication de l'urée et du nitrate d'ammonium. Le procédé a également une importance militaire certaine, car l'ammoniac peut être transformé en acide nitrique, précurseur de la poudre à canon et d'explosifs puissants (comme le TNT et la nitroglycérine). Vidéo résumant le principe de Le Chatelier: https://www.youtube.com/watch?v=xQ19LBdoLis&index=2&list=PL816Qsrt2Os394LaHIen_URp8ZFC90Kpg