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Exercice thermochimie

Exercices de thermochimie non corrigés


Avant de commencer, voici le cours explicative de thermochimie
Soit l’équilibre   :  1 N2 (g) + 3 H2(g) ⇔ 2NH3(g) ΔH°(sens 1) = -21 kcal
1) Dans quel sens se déplace l’équilibre si on augmente la température.
Si on augmente la température, l’équilibre se déplace dans le sens endothermique : sens (2).
2) Dans quel sens se déplace l’équilibre si on diminue la pression.
Si on diminue la pression, l’équilibre se déplace dans le sens de l’augmentation du nombre de moles ge gaz : sens (2).
3) a= A l’équilibre, le mélange contient 60% de N2(g). Dans quel sens se déplace l’équilibre si on ajoute H2(g).
Δa= 2-1-3=-2<0 , a2(H2)=3 IΔa I =2 et x(H2) = 0,4 < a2(H2) / IΔa I  =3/2 : l'équilibre se déplace dans le sens prévu par LE CHATELIER : sens de consommation de H2 : sens (1).
b= Dans quel sens se déplace l'équilibre si on ajoute N2(g).

Δa= 2-1-3=-2<0 . a1(N2)=1 < IΔa I = 2 et x (N2) =0,6 > a1(N2)/ IΔa I=1/2 : l'équilibre se déplace dans le sens contraire à celui prévu par LE CHATELIER : sens (2).

4) Dans quel sens se déplace l'équilibre si on ajoute un gaz inerte.

Kx(P,T) = Kn.(n)-(delta a)  , Δa= 2-1-3 = -2 < 0 et n(gaz inerte) augmente donc n(total) augmente d'où (n)-delta a augmente et comme Kx(P,T)= Cte ( à T et P constantes ) donc Kn diminue, d'où l'équilibre se déplace dans le sens (2).

5) Dans quel sens faut il modifier la température et la pression pour augmenter la proportion de NH3(g) dans le mélange.
Pour augmenter la proportion de NH3(g) dans le mélange, l’équilibre doit se déplacer dans le sens (1) : il faut donc diminuer la température et augmenter la pression.

SOlution
2) La réaction de formation du méthane est elle exothermique ou endothermique ?
La réaction de formation du méthane est exothermique, ΔH°298(a) = -164 kJ/mol < 0.
il y a dégagement de chaleur.



Exercice thermochimie :

 Calculer l'enthalpie de formation de SO2 et H2S connaissant à 298 K :

H2(g) + 1/2 O2(g)  → H2O (g)                ΔH°1 = -68 kcal 
H2O (l)  H2O (g)                                   ΔH°2 = -10,6 kcal 
2H2S(g) + SO2 (g)  3 S (s) + 2H2O (g)  ΔH°3 = -34,4 kcal 
2H2S (g) + 3O2(g)  2H2O(l) + 2SO2(g) ΔH°4 = -134,1 kcal 
ex

Calculer la variation d'entropie d'une mole de gaz parfait qui subit une détente isotherme réversible de 10 à 1 atm.


Exercice :

Soit la réaction de décomposition suivante :
2HgO (s) ⇔ 2 Hg(s) + O2 (g)
On place dans un four à une température un récipient préalablement vide d'air et contenant un excés de HgO(s) seul. Ce récipient est muni d'un dispositif de mesure de pression à la même température ( pour éviter la condensation de Hg). A 420°C, la pression est de 387 mm Hg .
1) Montrer que la connaissance d'une seule variable permet de définir le système.

                           2HgO(s) ⇔ 2Hg(g) + O2(g) 
à  t=0                     a                0             0
à l'éq                  a - 2x            2x            x              nt= 3x
Il ya deux relations : la constante d'équilibre et n (Hg(g)) = 2n(O2(g)) à l'équilibre donc 
variance = v = 3-2+2 -2= 1 : La connaissance d'une seule variable ( P ou T ou x ) permet de définir le système.
2) Calculer la constante d'équilibre Kp aux températures 420°C et 450°C et donner son unité.
                           2HgO(s) ⇔ 2Hg(g) + O2(g) 
à  t=0                     a                0             0
à l'éq                  a - 2x            2x            x              nt= 3x

P(Hg) = 2/3 P  ;  P(O2) = 1/3 P  ⇒ Kp = P²(Hg).P(O2) = 4/27 P³ 
Unité de Kp: atm³ .
3 Sachant que la variation d'enthalpie ΔH de cette réaction est supposée constante dans cet intervalle de température, montrer que la réaction de décomposition de HgO(s) est endothermique.

4) Calculer la constante d'équilibre Kc aux températures 420°C et 450°C et donner son unité.
5) Calculer pour cette réaction, la variation d'énergie interne ΔU supposée constante dans cet intervalle de température.
6) Donner l'autre relation qui permet de calculer la variation d'énergie interne ΔU. Sans faire de calcul, dites pourquoi cette relation ne conduit pas à la même valeur que celle trouvée dans la question 5.


Exercice  : Calculer la variation d'enthalpie ΔH d'une mole d'iode moléculaire I2, lorsqu'on la chauffe de l'état cristallin à 25°C jusqu'à l'état vapeur à 184°C.

Les températures de fusion et de vaporisation sont respectivement égales à 113,6°C et 184°C.
Les enthalpies de fusion et de vaporisation sont respectivement égales à 15,648 et 25,522 (k J/mol). Les capacités calorifiques molaires sont : Cp(liquide)=81,59 (J/K/mol) ; Cp(solide) =54,284 + 13,431.10 -4 T(J/K/mol).

        ΔH1             ΔH2            ΔH3          ΔH4    
I2(s)    →   I2(s)            I2(l)   →  I2(l)         I2(g)        

298,1K  386,75K          386,75K    457,15k         457,15k    
      
ΔH= ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4


Exercice :

Le magnésium peut s'obtenir par réduction à haute température de l'oxyde de magnésium par le carbone suivant la réaction : 

MgO(s) + C(s)  ⇔ Mg(g) + CO(g)

1) Calculer la variance du système à l'équilibre dans le cas où les seuls produits de départ sont MgO et le Carbone C. Que peut-on déduire qualitativement?
2) Calculer les variations d'enthalpie et d'entropie à la température T=1967 K. On suppose ΔCp=0 .
3) Calculer la constante d'équilibre à cette température.
4) Calculer la pression partielle du magnésium Mg à l'équilibre.
5) En se basant sur le signe de ΔH°(T) de la réaction, étudier le déplacement de l'équilibre avec la température.
Données : 
Composés
ΔH°f(Kcal/mol)
S°(298K) cal/mol/K
MgO(solide)
 -143
6,6
Mg(gaz)
35,9
35,5
C(solide)
-
1,4
CO(gaz)
-26,4
47,3