Principe du Chatelier dans ce qu'il contient et ses applications

Le Principe Le Chatelier décrit la réponse d'un système en équilibre pour contrer les effets causés par un agent externe. Il a été formulé en 1888 par le chimiste français Henry Louis Le Chatelier. Il est appliqué à toute réaction chimique capable d'atteindre l'équilibre dans des systèmes fermés.

Qu'est-ce qu'un système fermé? C'est là qu'il y a transfert d'énergie entre ses frontières (par exemple, un cube), mais ce n'est pas grave. Cependant, pour modifier le système, il est nécessaire de l'ouvrir, puis de le refermer pour étudier comment il réagit à la perturbation (ou au changement).

Une fois fermé, le système retrouvera son équilibre et sa manière d'y parvenir peut être prédite grâce à ce principe. Le nouvel équilibre est-il le même que le précédent? Cela dépend du temps auquel le système est soumis à des perturbations externes; Si cela dure assez longtemps, le nouvel équilibre est différent.

Index

• 1 Qu'est ce que c'est?
• 2 facteurs qui modifient l'équilibre chimique
  • 2.1 Changements de concentration
  • 2.2 Changements de pression ou de volume
  • 2.3 Changements de température
• 3 applications
  • 3.1 Dans le processus Haber
  • 3.2 En jardinage
  • 3.3 Dans la formation des cavernes
• 4 références

En quoi consiste?

L'équation chimique suivante correspond à une réaction qui a atteint l'équilibre:

aA + bB <=> cC + dD

Dans cette expression, a, b, c et d sont les coefficients stœchiométriques. Puisque le système est fermé, aucun réactif (A et B) ou produits (C et D) qui perturbent l’équilibre n’entrent de l’extérieur.

Mais que signifie exactement l’équilibre? Lorsque cela est établi, les vitesses de la réaction directe (à droite) et inversement (à gauche) sont égalisées. Par conséquent, les concentrations de toutes les espèces restent constantes dans le temps.

Ce qui précède peut être compris de cette manière: il suffit de réagir avec A et B pour produire C et D, ils réagissent en même temps pour régénérer les A et B consommés, et ainsi de suite pendant que le système reste en équilibre.

Cependant, lorsqu'une perturbation est appliquée au système, que ce soit par l'ajout de A, chaleur, D ou réduction de volume, le principe de Le Chatelier prédit comment il va se comporter pour contrecarrer les effets causés, bien qu'il n'explique pas le mécanisme moléculaire par lequel il vous permet de revenir à l'équilibre.

Ainsi, en fonction des changements apportés, le sens de la réaction peut être favorisé. Par exemple, si B est le composé désiré, un changement est exercé de telle manière que l'équilibre se déplace vers sa formation.

Facteurs modifiant l'équilibre chimique

Pour comprendre le principe du Chatelier, une excellente approche consiste à supposer que la balance consiste en un équilibre.

Vu de cette approche, dans la soucoupe gauche (ou panier), les réactifs sont pesés et dans celui de droite, les produits sont pesés. À partir de là, la prédiction de la réponse du système (la balance) devient facile.

Changements de concentration

unA + bB <=> cC + dD

La double flèche dans l'équation représente la tige de la balance et le soulignement des soucoupes. Ensuite, si une quantité (grammes, milligrammes, etc.) de A est ajoutée au système, il y aura plus de poids dans le bac droit et la balance basculera vers ce côté.

En conséquence, le panoramique C + D augmente; c'est-à-dire qu'il prend de l'importance devant le plat A + B. En d'autres termes: avant l'ajout de A (à partir de B), la balance déplace les produits C et D vers le haut.

En termes chimiques, l'équilibre finit par se déplacer vers la droite: vers la production de plus de C et de D.

Le contraire se produit dans le cas où le système est additionné de quantités de C et D: la soucoupe gauche devient plus lourde, provoquant la montée de celle de droite.

Encore une fois, cela se traduit par une augmentation des concentrations de A et B; par conséquent, un décalage vers la gauche est généré (les réactifs).

Changements de pression ou de volume

unA (g) + bB (g) <=> cC (g) + dD (g)

Les changements de pression ou de volume provoqués dans le système n'ont que des effets notables sur les espèces à l'état gazeux. Cependant, pour l'équation chimique supérieure, aucune de ces altérations ne modifierait l'équilibre.

Parce que? Parce que la quantité totale de grains de beauté gazeux des deux côtés de l’équation est la même.

La balance cherchera à équilibrer les changements de pression, mais comme les deux réactions (directe et inverse) produisent la même quantité de gaz, elle reste inchangée. Par exemple, pour l'équation chimique suivante, la balance répond à ces changements:

unA (g) + bB (g) <=> eE (g)

Ici, avant une diminution du volume (ou augmentation de la pression) dans le système, la balance soulèvera la plaque pour réduire cet effet.

Comment? Diminution de la pression, grâce à la formation de E. En effet, puisque A et B exercent plus de pression que E, ils réagissent pour abaisser leurs concentrations et augmenter le E.

De même, le principe du Chatelier prédit l'effet de l'augmentation du volume.Lorsque cela se produit, la balance doit alors neutraliser l'effet en favorisant la formation de plus de grains de beauté gazeux qui restaurent la perte de pression; cette fois, en déplaçant la balance vers la gauche, en soulevant la plaque A + B.

Changements de température

La chaleur peut être considérée à la fois comme réactive et comme produit. Par conséquent, en fonction de l'enthalpie de réaction (ΔHrx), la réaction est exothermique ou endothermique. Ensuite, la chaleur est placée du côté gauche ou droit de l’équation chimique.

aA + bB + chaleur <=> cC + dD (réaction endothermique)

aA + bB <=> cC + dD + chaleur (réaction exothermique)

Ici, le chauffage ou le refroidissement du système génère les mêmes réponses que dans le cas de changements de concentrations.

Par exemple, si la réaction est exothermique, le refroidissement du système favorise le déplacement de l'équilibre vers la gauche; tandis que si elle est chauffée, la réaction a une plus grande tendance à droite (A + B).

Applications

Parmi ses innombrables applications, puisque de nombreuses réactions atteignent l’équilibre, nous avons les suivants:

En cours de Haber

N₂(g) + 3H₂(g) <=> 2NH₃(g) (exothermique)

L'équation chimique supérieure correspond à la formation d'ammoniac, l'un des plus grands composés produits à l'échelle industrielle.

Ici, les conditions idéales pour obtenir le NH₃ ce sont ceux où la température n'est pas très élevée et où il existe également des pressions élevées (200 à 1000 atm).

En jardinage

Les hortensias mauves (image du haut) établissent un équilibre avec l'aluminium (Al³⁺) présent dans les sols. La présence de ce métal, l'acide de Lewis, entraîne leur acidification.

Cependant, dans les sols basiques, les fleurs des hortensias sont rouges, car l'aluminium est insoluble dans lesdits sols et ne peut pas être utilisé par la plante.

Un jardinier qui connaît le principe du Chatelier pourrait changer la couleur de ses hortensias par l'acidification intelligente des sols.

Dans la formation des cavernes

La nature profite également du principe du Chatelier pour recouvrir les toits caverneux de stalactites.

Ca²⁺(ac) + 2HCO₃^-(ac) <=> CaCO₃(s) + CO₂(ac) + H₂O (l)

Le CaCO₃ (calcaire) est insoluble dans l'eau, ainsi que le CO₂. Comme le CO₂ s'échappe, la balance se déplace vers la droite; c'est-à-dire vers la formation de plus de CaCO₃. Cela provoque la croissance de ces finitions pointues, telles que celles de l'image supérieure.

Références

1. Chimie de Doc Brown. (2000). Niveau théorique-physique avancé Chimie - Équilibres - Équilibre chimique Notes de révision PARTIE 3. Extrait le 6 mai 2018 de: docbrown.info
2. Jessie A. Key. Équilibres changeants: le principe de Le Chatelier. Récupéré le 6 mai 2018 de: opentextbc.ca
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (19 mai 2017). Définition du principe de Le Chatelier. Récupéré le 6 mai 2018 de: thoughtco.com
4. Binod Shrestha. Le principe de Le-chatelier et son application. Récupéré le 06 mai 2018 de: chem-guide.blogspot.com
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chimie (8ème éd.). CENGAGE Learning, p 671-678.
6. Advameg, Inc. (2018). Équilibre chimique - Applications réelles. Récupéré le 6 mai 2018 de: scienceclarified.com
7. James St. John. (12 mai 2016). Dripstone en travertin (Luray Caverns, Luray, Virginie, États-Unis) 38. Récupéré le 6 mai 2018 sur: flickr.com
8. Stan Shebs. Hortensia macrophylla Blauer Prinz. (Juillet 2005). [Figure] Extrait le 6 mai 2018 de: commons.wikimedia.org