^{Equilibre chimique - Déplacement de l'équilibre}

• Définition
• Déplacement de l'équilibre
• Application: changements d'états
• Application: osmose
• Application: le phare halogène
• Raisons de l'existence d'un équilibre*
• Constante d'équilibre*
• Equilibre hétérogène, produit de solubilité*
• Exercices*

Nous avons dit que K a une valeur définie dans des conditions données. Une fois l'état d'équilibre atteint, le système n'évolue plus. Que se passe-t-il si on perturbe un équilibre en faisant varier la température, la pression ou la concentration des substances?

L'équilibre sera momentanément rompu, l'une des deux réactions va d'abord dominer au détriment de l'autre. Puis, selon une loi valable pour la plupart des phénomènes naturels, le système va trouver un nouvel état d'équilibre. . 

Principe de Le Chatelier (1850-1936)

Influence de la température

Une augmentation de la température du système va favoriser le sens  qui demande de l'énergie, c'est à dire le sens endothermique.

Soit l'équilibre suivant:        2NO₂(g)       N₂O₄ (g)             ΔH = - 58 kJ/mol
                                                brun                           incolore

Cette réaction est exothermique de gauche à droite (réaction directe). Si la contrainte est une élévation de la température, l'équilibre est rompu et va se déplacer vers la gauche car ainsi le système peut absorber l'excès de chaleur (réaction endothermique favorisée).

Les mesures de K pour cette réaction: 
0°C   K = 1700             25°C   K = 175             100°C   K = 1.47    ce qui est en accord avec le principe vu.

Influence de la pression

Une augmentation de la pression sur un gaz diminue la place disponible pour chaque molécule. Le système va évoluer dans le sens où il coexiste le moins de molécules possibles.

Considérons encore la réaction :       2NO₂(g)       N₂O₄ (g)       
                                                                brun                       incolore

On sait qu'une mole de gaz occupe aux conditions standard de pression et de température, un volume de 22,4 litres (Avogadro). Si l’on fait totalement réagir deux moles de NO₂ on ne forme qu’une seule mole de N₂O₄. Le volume occupé par les produits est donc la moitié de celui occupé par les réactifs.

En réduisant (compression) le volume du système, l’équilibre se déplacera vers la droite afin de diminuer la contrainte. (Ceci s'explique aussi très bien par la théorie des collisions ; les chocs entre molécules de NO₂ sont plus fréquents à haute pression !)

Influence de la concentration

Reprenons l'équilibre :          H₂ + I₂       2 HI                     K = 45,9 à 490 °C

Si on augmente la concentration de dihydrogène, le dénominateur augmente, il faut donc que [I₂] diminue et que [HI] augmente pour rétablir l'équilibre. (La théorie des collisions est toujours en accord ; s'il y a plus de H₂, il rencontrera plus facilement I₂ pour former HI donc déplacement vers la droite !)

Préparation de chanterelles au vinaigre:     

Exercice 1: N₂ (g) + O₂ (g)     2 NO (g)         ΔH_r > 0
a) Cette réaction est-elle endo ou exothermique?
b) Comment varier la température pour favoriser la formation de NO ?
c) Comment varier la pression pour favoriser la formation de NO ?   

Exercice 2:2SO₂ (g) + O₂ (g)    2 SO₃ (g)         ΔH_r < 0
a) Cette réaction est-elle endo ou exothermique?
b) Comment varier la température pour favoriser la formation de SO₃ ?
c) Comment varier la pression pour favoriser la formation de SO₃ ?  

Exercice 3:Soit la réaction (dans un gazogène) :   CO₂ (g) + C    2 CO (g)          ΔH_r > 0
Indiquer les conditions qui favorisent la formation de CO (réaction hétérogène...).  

Exercice 4:L'ammoniac s'obtient par la réaction de synthèse    N₂ (g) + 3 H₂ (g)     2 NH₃ (g)
À la pression ordinaire, le rendement en NH₃ à 550° est de 0,07 à 650° de 0,03 et à 750° il n'est plus que de 0,016. La réaction est-elle exo ou endothermique?  

Exercice 5:La réaction en solution aqueuse : AgNO   _{AgCl  + NaNO3
est-elle réversible ? On connaît Ks (AgCl) = 2.8  · 10^-10 .}  

Exercice 6:Soit l'équilibre gazeux :
4 HCl (g) + O₂ (g)     2 H₂O (g) + 2 Cl₂ (g)         ΔH_r < 0
Qu'advient-il :
a) En présence de déshydratant ? b) Si on diminue [O₂].
c) Si la pression augmente ? d) Si on refroidit ?  

Exercice 7:Les odeurs de nombreuses substances naturelles sont dues à la présence de composés organiques appelés esters. Ainsi, le butyrate d'éthyle a une odeur d'ananas. On peut le synthétiser conformément à la réaction suivante :
CH₃CH₂CH₂COOH + CH₃CH₂OH     CH₃CH₂CH₂COOCH₂CH₃ + H₂O
acide butyrique éthanol butyrate d'éthyle
L'acide butyrique a une odeur particulièrement désagréable.
Si l'on devait choisir un solvant pour réaliser la synthèse du butyrate d'éthyle, lequel parmi les suivants, serait le meilleur?
1. Eau. 2. Ethanol à 95 % (5 % d'eau). 3. Ethanol à 100 %.
4. Acétonitrile (CH₃CN, solvant ne participant pas à la réaction).  

Exercice 8: Soit la réaction: CO₂ (g) + H₂ (g)     CO (g) + H₂O (g)         ΔH_r = -41.8 kJ.
a) Quel sera l’effet sur cet équilibre d’une augmentation de la pression ?
b) Quel sera l’effet sur cet équilibre d’une augmentation de la température ?  

Exercice 9: Soit la réaction d’équilibre entre l’ozone O₃ et l’oxygène O₂ :
2 O₃ (g)     3 O₂ (g)         ΔH_r = - 284 kJ.
a) L’ozone est-il plus stable à haute ou basse température ?
b) L’ozone se décompose-t-il plus rapidement à haute ou basse température ?
c) Montrer que les réponses à ces 2 questions ne sont pas contradictoires.