Application du Principe de Le Chatelier

Application du Principe de Le Chatelier

Comprendre l’Application du Principe de Le Chatelier

Dans l’industrie chimique, la synthèse de l’ammoniac (NH₃) est réalisée par la réaction entre le diazote (N₂) et le dihydrogène (H₂), connue sous le nom de réaction de Haber. La réaction est exothermique et réversible, ce qui signifie que les conditions de température et de pression peuvent être ajustées pour optimiser le rendement en ammoniaque.

La réaction est représentée par l’équation suivante:

\[ N_2(g) + 3H_2(g) \leftrightarrow 2NH_3(g) \]

Données

  • ΔH° (chaleur de réaction à pression constante) pour la réaction = -92 kJ/mol
  • Température initiale = 300 K
  • Pression initiale = 100 atm
  • Les réactifs initiaux sont introduits en proportions stœchiométriques.

Questions:

Un ingénieur ajuste les conditions de la réaction pour tester l’effet des modifications de la température et de la pression sur l’équilibre.

1. Calcul du Quotient de Réaction Initial (Q) Supposons que, au début, aucun NH₃ n’est présent et les réactifs sont introduits dans un réacteur vide à la température et pression données. Calculez le quotient de réaction initial pour la réaction.

2. Effet de la Température L’ingénieur augmente la température à 400 K. Prédisez comment cela affecte l’équilibre de la réaction en appliquant le principe de Le Chatelier. Justifiez votre réponse avec des calculs si nécessaire.

3. Effet de la Pression Ensuite, la pression dans le réacteur est augmentée à 150 atm tout en maintenant la température à 400 K. Discutez de l’impact de cette modification sur la position de l’équilibre. Utilisez le principe de Le Chatelier et effectuez des calculs pour appuyer votre réponse.

Correction : Application du Principe de Le Chatelier

1. Calcul du Quotient de Réaction Initial (Q)

Étape 1: Établissement des pressions partielles initiales

La réaction est:

\[ N_2(g) + 3H_2(g) \leftrightarrow 2NH_3(g) \]

Les données initiales sont les suivantes:

  • Pression totale = \(100 \, \text{atm}\)
  • Les réactifs sont introduits en proportions stœchiométriques.
  • Il n’y a pas de NH\(_3\) initialement, donc la pression partielle de NH\(_3\) est 0 atm.

Calcul des fractions molaires:

  • Fraction molaire de \(N_2\)

\[ = \frac{1}{1+3} = \frac{1}{4} \]

  • Fraction molaire de \(H_2\)

\[ = \frac{3}{1+3} = \frac{3}{4} \]

Les pressions partielles initiales sont:

  • Pression partielle de \(N_2\)

\[ = \frac{1}{4} \times 100 \, \text{atm} = 25 \, \text{atm} \]

  • Pression partielle de \(H_2\)

\[ = \frac{3}{4} \times 100 \, \text{atm} = 75 \, \text{atm} \]

  • Pression partielle de \(NH_3\) = 0 atm

Étape 2: Calcul de Q

\[ Q = \frac{(P_{NH_3})^2}{(P_{N_2})(P_{H_2})^3} \] \[ Q = \frac{0^2}{25 \times 75^3} = 0 \]

2. Effet de la Température

L’augmentation de la température de 300 K à 400 K devrait affecter l’équilibre de cette réaction exothermique.

Analyse théorique:

  • Selon le principe de Le Chatelier, augmenter la température d’une réaction exothermique pousse l’équilibre vers les réactifs pour absorber l’excès de chaleur. Ainsi, la production de NH₃ devrait diminuer.

3. Effet de la Pression

La pression est augmentée de 100 atm à 150 atm à une température de 400 K.

Analyse théorique:

  • La réaction produit moins de moles de gaz que les réactifs (4 moles de gaz réactifs donnent 2 moles de produit). Selon Le Chatelier, augmenter la pression favorise la formation du côté de l’équation avec moins de moles de gaz. Par conséquent, l’augmentation de la pression devrait favoriser la formation de NH₃.

Calcul quantitatif:

  • Initialement, les pressions partielles à 100 atm étaient 25 atm pour N₂ et 75 atm pour H₂.
  • Avec l’augmentation proportionnelle de la pression à 150 atm (augmentation de 50%), les nouvelles pressions partielles initiales sont:

\[ P_{N_2} = 1.5 \times 25 \, \text{atm} \] \[ P_{N_2} = 37.5 \, \text{atm} \]

\[ P_{H_2} = 1.5 \times 75 \, \text{atm} \] \[ P_{H_2} = 112.5 \, \text{atm} \]

En conclusion, augmenter la température devrait réduire la quantité de NH₃ produite, mais l’augmentation de la pression devrait favoriser la formation de plus de NH₃. La réponse nette dépend de l’ampleur relative des deux effets.

Application du Principe de Le Chatelier

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