Chimie · 4ème TechThème 1 : L'équilibre chimique · Chapitre 3

Déplacement des équilibres chimiques. Loi de modération

Objectifs

À la fin de ce chapitre, vous saurez :
• étudier expérimentalement l'effet d'une variation de pression, de concentration ou de température sur un système en équilibre ;
• prévoir le sens du déplacement d'un équilibre ;
• énoncer la loi de modération et connaître ses limites ;
• justifier les conditions choisies dans l'industrie (synthèse de l'ammoniac, estérification).
Prérequis : équilibre chimique, loi d'action de masse, conditions d'évolution spontanée, réactions exothermiques et endothermiques.

Situation de départ

Dans l'industrie, on fabrique l'ammoniac à partir du diazote et du dihydrogène sous une pression de 200 bars environ ; pour préparer un ester, on utilise souvent un réactif en excès ou on élimine l'eau formée.
Pourquoi ces conditions permettent-elles d'obtenir davantage de produit ?

Un système en équilibre peut être perturbé par la modification d'un facteur d'équilibre : pression, concentration d'une espèce, température. Il évolue alors vers un nouvel état d'équilibre : on dit que l'équilibre se déplace dans le sens direct (sens 1) ou dans le sens inverse (sens 2).

I. Effet d'une variation de pression, à température constante

Animation

Le mélange gazeux 2 NO₂ N₂O₄ est enfermé dans une seringue bouchée (système fermé). Une compression brutale fonce d'abord la teinte rousse (toutes les concentrations augmentent), puis la teinte s'éclaircit en partie : du NO₂ s'est transformé en N₂O₄. L'équilibre s'est déplacé dans le sens qui diminue la quantité de gaz (2 mol de gaz donnent 1 mol), donc qui tend à faire baisser la pression (P.V = n_g.R.T).

Fig. 1 — Compression du mélange NO₂ / N₂O₄ : la teinte fonce, puis s'éclaircit en partie, tout en restant plus foncée qu'au départ.

Généralisation

À température constante, une augmentation de pression déplace l'équilibre d'un système fermé dans le sens qui diminue la quantité de matière gazeuse ; une diminution de pression, dans le sens qui l'augmente. Si la réaction se fait sans variation de la quantité de gaz (H₂ + I₂ 2 HI), la pression n'est pas un facteur d'équilibre.

II. Effet d'une variation de concentration

Animation

Pour l'équilibre Fe³⁺ + SCN^- FeSCN²⁺ (ion rouge sang), l'ajout d'ions Fe³⁺ ou SCN^- fonce la teinte rouge, alors que l'élimination des ions Fe³⁺ la fait pâlir.

Interprétation

juste après l'ajout d'un réactif, π = [FeSCN²⁺]/([Fe³⁺][SCN^-]) devient inférieure à K : l'équilibre se déplace dans le sens direct, qui consomme une partie du réactif ajouté ;
après l'élimination d'un réactif (ou l'ajout d'un produit), π devient supérieure à K : l'équilibre se déplace dans le sens inverse.

Fig. 2 — Après l'ajout d'ions Fe³⁺, π devient inférieure à K ; la réaction directe la ramène à K (K ne change pas à température constante).

Généralisation

À température constante, l'ajout d'un constituant déplace l'équilibre dans le sens qui le consomme ; son élimination, dans le sens qui le reforme.

Exemple : améliorer le rendement d'une estérification

Avec 1 mol d'acide et 3 mol d'éthanol (K = 4), la quantité d'ester à l'équilibre vérifie x² = 4(1 - x)(3 - x), soit x = 0,90 mol au lieu de 0,67 mol pour un mélange équimolaire. On peut aussi éliminer l'eau ou l'ester au fur et à mesure de leur formation.

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