Exemples de questions portant sur l'équilibre chimique dans le monde industriel

Exemples de questions portant sur l'équilibre chimique dans le monde industriel

L'équilibre chimique est un concept fondamental en chimie, largement applicable dans divers secteurs industriels. Lors d'une réaction chimique, l'équilibre est atteint lorsque la vitesse de la réaction directe est égale à celle de la réaction inverse, de sorte que les concentrations des réactifs et des produits restent constantes au fil du temps. De nombreuses industries, telles que les industries pharmaceutique, pétrochimique et agroalimentaire, dépendent fortement de la compréhension et du contrôle de l'équilibre chimique pour optimiser leur production et leur efficacité. Cet article présente plusieurs exemples de problèmes liés à l'équilibre chimique dans un contexte industriel et propose des solutions pour les résoudre.

Exemple de question 1 : Industrie de l’ammoniac (procédé Haber-Bosch)

Question:
Le procédé Haber-Bosch produit de l'ammoniac (NH₃).₃) à partir d'azote (N₂) et l'hydrogène (H₂) selon la réaction :
\[ \text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharponne 2\text{NH}_3(g) \]

À une température de 500 K, la constante d'équilibre (K)_cLa constante d'équilibre de cette réaction est de 6.0 x 10⁻². Si l'on part de 1.00 mol de N₂, la constante d'équilibre est de 6,0 x 10⁻².₂ et 3.00 mol H₂ Dans un réacteur d'un volume de 1.00 L, calculer la concentration de chaque composant à l'équilibre.

Discussion:
1. Déterminer la variation de concentration de chaque composant du système.
\[ \text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharponne 2\text{NH}_3(g) \]
Soit x le nombre de moles de NH₃₃ qui se forme à l'équilibre, alors la variation de concentration est la suivante :
- N₂: -x mol/L
- H₂: -3x mol/L
– NH₃: +2x mol/L

2. Établissez l'équation d'équilibre en fonction de la constante d'équilibre (K)._c):
\[
K_c = \frac{[\text{NH}_3]^2}{[\text{N}_2][\text{H}_2]^3} = 6.0 \times 10^{-2}
\]
Concentration initiale et variation de concentration :
– [N₂] = 1.00 – x
– [H₂] = 3.00 – 3x
– [NH₃] = 2x

3. Insérez ces valeurs dans l'équation d'équilibre :
\[
6.0 × 10⁻² = (2x)² / (1.00 – x)(3.00 – 3x)³
\]

4. Calculez la valeur de x en utilisant la méthode par essais et erreurs ou d'autres méthodes numériques pour résoudre l'équation.

Après le calcul, on obtient x = 0.46. Donc :
– [N₂] = 1.00 – 0.46 = 0.54 mol/L
– [H₂] = 3.00 – 3(0.46) = 1.62 mol/L
– [NH₃] = 2(0.46) = 0.92 mol/L

Exemple de question 2 : Industrie de l’acide sulfurique (procédé de contact)

Question:
Lors du processus de contact, la conversion du dioxyde de soufre (SO₂)₂) en trioxyde de soufre (SO₃)₃) par la réaction :
\[ 2\text{SO}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightleftharponne 2\text{SO}_3(g) \]

Constante d'équilibre (K)_cLa valeur de ) pour cette réaction à 600 K est de 350. S'il y a 0.50 mol de SO dans le réacteur₂, 0.25 mol O₂et 0.10 mol de SO₃, calculer la concentration des composants à l'équilibre dans un volume de 2.00 L.

Discussion:
1. Déterminer la concentration initiale :
- [DONC₂]_tôt = 0.50 mol / 2.00 L = 0.25 M
– [O₂]_tôt = 0.25 mol / 2.00 L = 0.125 M
- [DONC₃]_tôt = 0.10 mol / 2.00 L = 0.05 M

2. Soit x la variation de la concentration en SO.₃ qui se forme à l'équilibre :
- [DONC₂]: 0.25 – x
– [O₂]: 0.125 – \(\frac{x}{2}\)
- [DONC₃]: 0.05 + x

3. Intégrez ces valeurs dans l'équation d'équilibre :
\[
350 = \frac{(0.05 + x)^2}{(0.25 – x)^2 \cdot (0.125 – \frac{x}{2})}
\]

4. En résolvant cette équation (par une méthode numérique ou à l'aide d'une calculatrice programmable), on trouve que x = 0.165. Ensuite :
- [DONC₂] = 0.25 – 0.165 = 0.085 M
– [O₂] = 0.125 – \(\frac{0.165}{2}\) = 0.0425 M
- [DONC₃] = 0.05 + 0.165 = 0.215 M

Exemple de question 3 : Production d’éthylbenzène

Question:
Lors de la production d'éthylbenzène, le styrène est produit par déshydrogénation de l'éthylbenzène (C₆H₅CH₂CH₃):
\[ \text{C}_6\text{H}_5\text{CH}_2\text{CH}_3(g) \rightleftharponne \text{C}_6\text{H}_5\text{CH=CH}_2(g) + \text{H}_2(g) \]

Si la constante d'équilibre (K)_c) pour cette réaction à 700 K est de 2.5, et initialement il y a 1.0 mol d'éthylbenzène dans un volume de 1.0 L, calculez la concentration à l'équilibre.

Discussion:
1. Déterminer la concentration initiale :
– [C₆H₅CH₂CH₃] = 1.0 M
– [C₆H₅CH=CH₂] = 0 M (car il n'a pas été décomposé)
– [H₂] = 0 M

2. Soit x la variation de concentration de C₆H₅CH=CH₂ qui se forme à l'équilibre :
– [C₆H₅CH₂CH₃]: 1.0 – x
– [C₆H₅CH=CH₂]: x
– [H₂]: x

3. Intégrez ces valeurs dans l'équation d'équilibre :
\[
2.5 = \frac{x \cdot x}{1.0 – x} = \frac{x^2}{1.0 – x}
\]

4. En résolvant cette équation du second degré, on trouve que x = 0.62. Alors :
– [C₆H₅CH₂CH₃] = 1.0 – 0.62 = 0.38 M
– [C₆H₅CH=CH₂] = 0.62 M
– [H₂] = 0.62 M

Ces trois exemples illustrent l'application du concept d'équilibre chimique dans différents contextes industriels. L'équilibre chimique est un principe fondamental et crucial des procédés industriels, car sa maîtrise précise permet d'améliorer l'efficacité de la production et la qualité des produits. Une compréhension approfondie de l'équilibre chimique permet à un ingénieur ou à un industriel de concevoir et d'exploiter les procédés de manière optimale.