Simulateur d’équilibre chimique (Le Chatelier)
Équations de cette simulation
| ΔH° | enthalpie de réaction | négative : former de l'ammoniac dégage de la chaleur, donc augmenter la température repousse l'équilibre vers N₂ et H₂ | |
|---|---|---|---|
| n | quantité de chaque gaz | vingt molécules sont dessinées par mole |
| p | pression partielle de chaque gaz, bar | p = n R T ÷ V | |
|---|---|---|---|
| Q | quotient de réaction : le même rapport pour le mélange tel qu'il est maintenant | en dessous de K la réaction avance, au-dessus de K elle recule, jusqu'à ce que Q = K | |
| K_p | constante d'équilibre | fixée par la température seule, pas par les quantités ni le volume |
Avec les valeurs actuelles :
| ΔS° | entropie de réaction | −198 J/(mol·K) : quatre molécules de gaz en deviennent deux | |
|---|---|---|---|
| ΔG° | enthalpie libre standard de réaction | négative en dessous d'environ 465 K, où l'ammoniac est favorisé |
Avec les valeurs actuelles :
| p_total | pression totale | comprimer le récipient l'augmente, et la réaction répond en formant moins de molécules : 4 en deviennent 2 |
|---|
Avec les valeurs actuelles :
Comment utiliser le simulateur d’équilibre chimique
- Le récipient commence avec une mole d’azote (paires bleues) et trois d’hydrogène (paires blanches). Ils réagissent en ammoniac (un atome bleu et trois blancs) jusqu’à ce que le mélange atteigne l’équilibre, où l’ammoniac se forme aussi vite qu’il se décompose et où Q est égal à K.
- Perturbez-le et regardez-le se déplacer pour compenser, comme le dit le principe de Le Chatelier. Comprimez le récipient : la pression monte, la réaction forme donc plus d’ammoniac, transformant quatre molécules en deux. Chauffez-le : comme la formation d’ammoniac dégage de la chaleur, l’équilibre revient vers l’azote et l’hydrogène. Ajoutez un gaz, ou retirez l’ammoniac, et le mélange évolue pour le consommer ou le remplacer.
- Désactivez le catalyseur et refroidissez le récipient pour voir l’autre moitié de l’histoire : à basse température, l’équilibre favorise l’ammoniac, mais la réaction est si lente qu’elle bouge à peine. Le graphique montre la part d’ammoniac à l’équilibre en fonction de la température pour le volume choisi.
Questions fréquentes
Qu’est-ce que l’équilibre chimique ?
L’état où se stabilise une réaction réversible, quand les réactions directe et inverse vont à la même vitesse, si bien que les quantités ne changent plus alors que les molécules continuent de réagir dans les deux sens. Pour N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, il est atteint quand le quotient de réaction Q = p(NH₃)² ÷ (p(N₂) p(H₂)³) égale la constante d’équilibre K.
Qu’est-ce que le principe de Le Chatelier ?
Si l’on perturbe un équilibre, il se déplace dans le sens qui annule en partie la perturbation. Ajouter un réactif le déplace vers l’avant pour en consommer une partie ; retirer un produit le déplace vers l’avant pour en refaire une partie ; augmenter la pression favorise le côté ayant le moins de molécules de gaz ; augmenter la température favorise le sens qui absorbe de la chaleur.
Pourquoi le procédé Haber fonctionne-t-il à chaud si la chaleur baisse le rendement ?
Parce qu’à une température donnant un bon rendement, la réaction est beaucoup trop lente, même avec un catalyseur. L’industrie fait un compromis : environ 450 °C, un catalyseur au fer et 150 à 300 bar de pression pour regagner du rendement, en condensant l’ammoniac et en recyclant le gaz qui n’a pas réagi. Cette dernière étape correspond au bouton Retirer le NH₃.
Un catalyseur change-t-il l’équilibre ?
Non. Il accélère les réactions directe et inverse du même facteur, donc le mélange atteint l’équilibre plus tôt mais avec exactement la même composition. Seule la température change K ; la pression et les quantités changent Q, et le mélange évolue alors jusqu’à ce que Q soit de nouveau égal à K.
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