Équilibre chimique

Réaction chimique

Réaction totale : réaction complète

De nombreuses réactions sont irréversibles. Il suffit de mettre les réactifs ensembles, de leur fournir suffisamment d'énergie et de leur offrir les bonnes conditions pour qu'ils réagissent et forment de nouveaux produits. Si tu mélanges ces produits, il ne se passera rien - il n'y aura pas d'autre réaction. C'est comme conduire dans une rue à sens unique.

Réaction réversible

Mais certaines réactions sont réversibles. Cela signifie que dans des conditions légèrement différentes, les produits de la réaction peuvent réagir à nouveau pour reformer les réactifs d'origine. Dans ce cas, la rue est à double sens : on peut la parcourir dans les deux sens.

Nous montrons les réactions réversibles à l'aide de demi-flèches : ⇋. Lorsqu'on écrit des réactions réversibles, on dit que la réaction allant de gauche à droite, c'est-à-dire des réactifs vers les produits, est la réaction directe. La réaction allant de droite à gauche, des produits vers les réactifs, est la réaction inverse. Il est ainsi plus facile de distinguer les deux réactions. Cependant, on pourrait tout aussi bien écrire l'équation dans l'autre sens ! Regarde l'exemple ci-dessous :

$\mathrm{A}+\mathrm{B}\rightleftharpoons \mathrm{C}+\mathrm{D}$

En allant de gauche à droite, $A+B\to C+D$. C'est la réaction directe.

En allant de droite à gauche, $\mathrm{C}+\mathrm{D}\to \mathrm{A}+\mathrm{B}$. C'est la réaction inverse.

Mais on peut aussi inverser l'équation :

$\mathrm{C}+\mathrm{D}\rightleftharpoons \mathrm{A}+\mathrm{B}$

Maintenant,$\mathrm{C}+\mathrm{D}\to \mathrm{A}+\mathrm{B}$ c'est la réaction en avant et $\mathrm{A}+\mathrm{B}\to \mathrm{C}+\mathrm{D}$ c'est la réaction en arrière !

Équilibre dynamique

Si on les laisse tranquilles dans un système fermé, les réactions réversibles atteignent un état d'équilibre chimique dynamique. Nous appelons souvent cela un équilibre pour faire court - les autres chimistes sauront de quoi il s'agit.

Un équilibre chimique dynamique présente deux caractéristiques déterminantes :

• Les vitesses des réactions en avant et en arrière sont égales.
• Les concentrations des réactifs et des produits restent les mêmes.

Revenons à notre exemple :

$\mathrm{A}+\mathrm{B}\rightleftharpoons \mathrm{C}+\mathrm{D}$

Dans un état d'équilibre dynamique, A et B réagissent pour former C et D. En même temps, C et D réagissent pour former A et B. Quelle que soit la quantité de C et D produite, elle est utilisée pour refaire A et B ; la même quantité de A et B est ensuite réutilisée pour faire C et D une fois de plus. Ce processus est continu. Globalement, les concentrations de A, B, C et D restent constantes. Cette réaction réversible a atteint l'équilibre dynamique.

Types d'équilibre chimique

Il existe deux types différents d'équilibre chimique que tu dois connaître.

• L'équilibre homogène
• L'équilibre hétérogène

Équilibre homogène

Le mot homogène vient des mots grecs homos, qui signifie "le même", et genos, qui signifie "race" ou "type". Dans un équilibre homogène, toutes les espèces présentes sont dans le même état. Par exemple, elles peuvent toutes être liquides, aqueuses ou gazeuses.

Le procédé Haber en est un exemple. Il est utilisé pour fabriquer de l'ammoniac. Les gaz azote et hydrogène réagissent pour produire de l'ammoniac, qui est également à l'état gazeux :

${\mathrm{N}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}+3{\mathrm{H}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}\rightleftharpoons 2{\mathrm{NH}}_{3\left(\mathrm{g}\right)}$

Équilibre hétérogène

Le terme "hétérogène" est également basé sur la langue grecque, mais il provient cette fois du mot "heteros", qui signifie "autre". Dans un équilibre hétérogène, les espèces présentes se trouvent dans plusieurs états différents.

La décomposition du carbonate de calcium solide en est un exemple. Celui-ci se décompose en oxyde de calcium, un autre solide, et en dioxyde de carbone, un gaz :

${\mathrm{CaCO}}_{3\left(\mathrm{s}\right)}\rightleftharpoons {\mathrm{CaO}}_{\left(\mathrm{s}\right)}+{\mathrm{CO}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}$

L'équilibre chimique et le principe de Le Châtelier

Le Châtelier était un chimiste français célèbre pour ses travaux sur les équilibres chimiques. Il a proposé un principe pour expliquer comment les systèmes en équilibre dynamique répondent à des conditions changeantes.

Nous savons que si tu prends n'importe quelle réaction réversible et que tu la laisses dans un récipient fermé pendant suffisamment longtemps, elle atteindra un équilibre chimique dynamique. Les vitesses des réactions en avant et en arrière sont les mêmes, et les concentrations des produits et des réactifs restent constantes. Cependant, Le Châtelier affirme que si nous changeons les conditions à l'intérieur du récipient, nous pouvons modifier les vitesses des deux réactions. Par exemple, nous pouvons augmenter la température, ce qui peut favoriser la réaction en avant. Ou nous pouvons augmenter la pression, ce qui peut favoriser la réaction en arrière. Cela s'appelle : "déplacer la position de l'équilibre". Si nous déplaçons l'équilibre vers la droite, nous disons que l'équilibre favorise la réaction vers l'avant. Si nous le déplaçons vers la gauche, nous disons qu'il favorise la réaction en arrière.

Cependant, le changement de vitesse n'est pas aléatoire. Le système en équilibre essaie toujours de réduire l'impact du changement de conditions.

• L'augmentation de la température favorise la réaction endothermique. Cela s'explique par le fait que la réaction endothermique absorbe un excès de chaleur.
• L'augmentation de la pression favorise la réaction qui produit le moins de moles de gaz. En effet, tous les gaz occupent le même volume à la même température et à la même pression, et le fait d'avoir moins de molécules de gaz dans un récipient réduit la pression.
• L'augmentation de la concentration de l'un des réactifs favorise la réaction directe. Cela s'explique par le fait que la réaction en avant utilise une partie du réactif en excès.
• L'ajout d'un catalyseur ne change pas la position de l'équilibre. Cela est dû au fait que les catalyseurs accélèrent la vitesse globale de la réaction - ils ne favorisent pas une réaction particulière.

Le principe de Le Châtelier est utile car il nous permet d'influencer le rendement d'une réaction réversible. Voyons quelques exemples concrets.

Équilibre : équation chimique

Il existe de nombreux exemples de systèmes à l'équilibre. Nous allons nous concentrer sur trois d'entre eux en particulier :

• la production de méthanol
• La production d'éthanol
• La production d'ammoniac

Mais avant de nous plonger dans ces processus, il faut comprendre les conditions de compromis.

Reprenons notre réaction générale impliquant A, B, C et D. Nous voulons maximiser le rendement du produit. Nous voulons maximiser notre rendement en C et D. Disons que la réaction en avant est exothermique. Selon le principe de Le Châtelier, cela signifie que l'abaissement de la température augmente la vitesse de la réaction vers l'avant - le système va favoriser la réaction exothermique afin d'essayer de produire de la chaleur supplémentaire. Cela va donc augmenter notre rendement en C et D.

Cependant, la réduction de la température ralentit la vitesse globale de la réaction et réduit donc notre rendement. Alors qu'une température basse peut produire beaucoup de C et de D, une température élevée entraîne un taux de réaction globalement plus rapide. On utilise plutôt une température moyenne. Elle prend en compte à la fois le rendement et la vitesse de réaction et nous donne en fait plus de C et de D qu'avec une température basse - simplement parce que la vitesse de réaction est plus élevée. C'est un exemple de condition de compromis.

Réaction équilibrée

Examinons maintenant plus spécifiquement les exemples mentionnés ci-dessus.

Production de méthanol

Voici l'équation pour la production de méthanol :

${\mathrm{CO}}_{\left(\mathrm{g}\right)}+2{\mathrm{H}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}\to {\mathrm{CH}}_3{\mathrm{OH}}_{\left(\mathrm{g}\right)}∆\mathrm{H}=-91{\mathrm{KJmol}}^{-1}$

Note les conditions suivantes :

• La réaction en avant est exothermique. Cela signifie qu'une température plus basse favorise la réaction en avant et augmente le rendement en méthanol. Cependant, une température basse ralentit la vitesse de la réaction et donc une température de compromis de 500 Kelvin est utilisée.
• La réaction directe produit moins de moles de gaz. Cela signifie qu'une pression plus élevée favorise la réaction directe et augmente le rendement en méthanol. Cependant, le maintien d'une pression élevée est coûteux, c'est pourquoi on utilise une pression de compromis de 10 000 kPa.
• Nous utilisons un catalyseur en cuivre pour augmenter la vitesse globale de la réaction.

Production d'éthanol

Les conditions de production industrielle d'éthanol sont très similaires à celles de la production de méthanol. Voici l'équation et les conditions :

${\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_{4\left(\mathrm{g}\right)}+{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{\left(\mathrm{g}\right)}\rightleftharpoons {\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_5{\mathrm{OH}}_{\left(\mathrm{g}\right)}∆\mathrm{H}=-46\mathrm{KJ}{\mathrm{mol}}^{-1}$

• La réaction en avant est exothermique. Cela signifie qu'une température plus basse favorise la réaction en avant et augmente le rendement en éthanol. Cependant, une température basse ralentit la vitesse de la réaction et on utilise donc une température de compromis de 570 Kelvin.
• La réaction directe produit moins de moles de gaz. Cela signifie qu'une pression plus élevée favorise la réaction en avant et augmente le rendement en éthanol. Cependant, le maintien d'une pression élevée est coûteux, c'est pourquoi on utilise une pression de compromis de 6 500 kPa.
• Nous utilisons un catalyseur à base d'acide phosphorique pour augmenter la vitesse globale de la réaction.
• L'ajout d'un excès de vapeur déplace l'équilibre vers la droite et augmente le rendement en éthanol. Cependant, un excès de vapeur dilue le catalyseur et ralentit donc la vitesse de réaction. Au contraire, l'éthanol est éliminé au fur et à mesure de sa formation, ce qui diminue sa concentration et favorise donc la réaction en avant.

Production d'ammoniac

L'ammoniac est produit industriellement à l'aide du procédé Haber. Là encore, ses conditions suivent les mêmes principes que la production de méthanol et d'éthanol. Voici l'équation :

${\mathrm{N}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}+3{\mathrm{H}}_{2\left(\mathrm{g}\right)}\rightleftharpoons 2{\mathrm{NH}}_{3\left(\mathrm{g}\right)}∆\mathrm{H}=-92\mathrm{KJ}{\mathrm{mol}}^{-1}$

Note ce qui suit :

• La réaction en avant est exothermique. Cela signifie qu'une température plus basse favorise la réaction en avant et augmente le rendement de l'ammoniac. Cependant, une température basse ralentit la vitesse de la réaction et donc une température de compromis de 670 K est utilisée.
• La réaction directe produit moins de moles de gaz. Cela signifie qu'une pression plus élevée favorise la réaction directe et augmente le rendement en ammoniac. Cependant, le maintien d'une pression élevée est coûteux et on utilise donc une pression de compromis de 20 000 kPa.
• Nous utilisons un catalyseur en fer pour augmenter la vitesse globale de la réaction.

L'ammoniac est éliminé au fur et à mesure de sa formation, ce qui diminue sa concentration et favorise donc la réaction directe.

Résumé

Voici un tableau pratique pour vous aider à comparer les trois processus :

Fig. 1- Un tableau comparant la production de méthanol, d'éthanol et d'ammoniac

Constantes d'équilibre

Enfin, jetons un coup d'œil aux constantes d'équilibre.

Il est important de noter que pour une réaction à l'équilibre donnée, à une certaine température, les constantes d'équilibre sont toujours les mêmes. Reprenons notre réaction générale impliquant A, B, C et D. Quelle que soit la quantité de A et B utilisée au départ, si la température reste la même, nous obtiendrons toujours la même constante d'équilibre. Cela signifie que nous obtiendrons toujours le même rapport entre C et D et A et B. Cela fonctionne également dans l'autre sens : même si nous commençons avec seulement C et D, sans A ni B, nous obtiendrons la même constante d'équilibre.

Types de constantes d'équilibre

Il existe quelques types différents de constantes d'équilibre :

• K_c
• K_p
• K_e
• K_a
• K_b

K_c

K_c est une constante d'équilibre impliquant la concentration. On utilise K_c lorsque l'on a des équilibres contenant des espèces gazeuses ou aqueuses.

Voici l'équation de K_c. Elle peut sembler un peu compliquée, mais ne t'inquiète pas, nous allons l'expliquer dans une seconde :

$K_c=\frac{{{\left[C\right]}^c}_{eqm}{{\left[D\right]}^d}_{eqm}}{{{\left[A\right]}^a}_{eqm}{{\left[B\right]}^b}_{eqm}}$

Pour la réaction

data-custom-editor="chemistry" $\mathrm{aA}+\mathrm{bB}\rightleftharpoons \mathrm{cC}+\mathrm{dD}$

Qu'est-ce que tout cela signifie ? Eh bien, les crochets représentent la concentration, donc [A]_eqma signifie la concentration de A à l'équilibre, élevée à la puissance de a.

Qu'est-ce que a ?

Regarde l'équation générale.

a est le rapport molaire de A. Donc, si nous avons deux moles de A dans l'équation, et que la concentration de A à l'équilibre est de 0,5 mol dm-³, [A]^a_eqm = 0,5².

Pour calculer K_c, nous trouvons une valeur similaire pour chacun de nos produits et nous les multiplions ensemble. Nous trouvons ensuite des valeurs similaires pour chacun de nos réactifs et les multiplions ensemble. On divise ensuite la valeur du produit par la valeur du réactif pour trouver K_c.

Voici un exemple.

En utilisant les concentrations à l'équilibre qui nous ont été données, l'équation pour K_c ressemble à ceci :

Calculer K_c

K_p

K_p est très similaire à K_c. Cependant, au lieu des concentrations d'équilibre, il utilise les pressions partielles d'équilibre.

Pour calculer la pression partielle d'un gaz, il faut en connaître la fraction molaire. On peut la trouver en divisant le nombre de moles du gaz à l'équilibre par le nombre total de toutes les moles de gaz dans le système. Multiplie ensuite la fraction molaire par la pression totale du système pour obtenir la pression partielle du gaz. Une fois que tous les gaz présents ont été pris en compte, on peut calculer K_p.

Le K_p répond à l'équation suivante :

$K=\frac{{P^c}_{C}x{P^d}_D}{{P^a}_{A}x{P^b}_B}$

Pour la réaction Équilibre chimique :

${\mathrm{aA}}_{\left(\mathrm{g}\right)}+{\mathrm{bB}}_{\left(\mathrm{g}\right)}\rightleftharpoons {\mathrm{cC}}_{\left(\mathrm{g}\right)}+\mathrm{d}{\mathrm{D}}_{\left(\mathrm{g}\right)}$

Ici,${P^a}_A$ représente la pression partielle du gaz A à l'équilibre - pour plus de facilité, nous avons laissé le signe eqm de côté.

Prenons un exemple.

Voici comment tu dois calculer K_p :

Calculer K_p

K_e, K_a et K_b

K_e, K_a et K_b sont des constantes d'équilibre qui impliquent la dissociation des molécules en ions en solution. Les molécules ne se dissocient que partiellement, ce qui signifie que le système forme un équilibre dynamique.

• K_e s'intéresse à la dissociation des molécules d'eau en ions H⁺ et OH^-.
• K_a étudie la dissociation des molécules d'acide faible en ions H⁺ et A^-.
• K_b s'intéresse à la dissociation des molécules de base faible en ions BH⁺ et OH^-.

Leurs équations sont dérivées de K_c. Cependant, nous ignorons certains des termes de ces équations. En effet, ils sont si grands qu'ils sont pratiquement constants et écrasent les autres valeurs.

Pour l'eau :

$K_e=\frac{\left[H^{+}\right]\left[O{H}^{-}\right]}{\cancel{\left[H_{2}O\right]}}=\left[H^{+}\right]\left[O{H}^{-}\right]$

Comme précédemment, les crochets représentent la concentration. N'oublie pas d'utiliser la concentration à l'équilibre - nous avons laissé de côté le symbole eqm pour simplifier l'équation. Ici, tu dois également omettre la concentration de l'eau. Étant donné que l'eau ne se dissocie que partiellement en ions, la concentration de l'eau est une valeur très élevée et est donc presque constante, nous pouvons donc l'ignorer.

Pour les acides faibles :

$K_a=\frac{\left[H^{+}\right]\left[A^{-}\right]}{\left[HA\right]}$

Et enfin, pour les bases faibles :

$K_b=\frac{\left[B^{+}\right]\left[O{H}^{-}\right]}{\left[BOH\right]}$