L1 UE1 TD LA THERMOCHIMIE

Daniel Abécassis.
Année universitaire 2010/2011
L1 UE1 TD IV.
Thermochimie
Exercice 1.
Dans un calorimètre de capacité C = 880 JK −1 initialement à la température de t 0 = 20 ° C , on
introduit 10g de glace à 0 ° C . Calculer la température d’équilibre du calorimètre connaissant :
-La chaleur latente de fusion de la glace LF = 3,34.10 5 J .kg −1
-Capacité thermique massique de l’eau c = 4,2.10 3 J ; kg −1 K −1
Exercice 2.
On considère la réaction de synthèse de l’ammoniac
N 2 + 3H 2 → 2 NH 3
On donne, par ailleurs :
QP (300 K ) = −92,49kJ
C P ( N 2 ) = C P ( H 2 ) = (27,20 + 4,18.10 −3 T )enJ .mol −1 K −1
C ' P ( NH 3 ) = 33,48 + 29,3T , enJ .mol −1 K −1
On demande de calculer la chaleur de réaction, à volume constant et à 500K : QV (500)
Exercice 3
Déterminer la température maximale de flamme ( température de la réaction) du monoxyde de
carbone CO dans l’air. Les données sont les suivantes :
Pour cela, on supposera que l’on opère dans une enceinte adiabatique ( une enceinte pour laquelle
il n’y a aucun échange de matière avec le milieu extérieur).
1
CO + O2 → CO2
2
∆H r (298K ) = −282kJ
C P (CO2 ) = C P ( N 2 ) = 27,20 + 4,18.10 −3 T ( en J .mol −1 K −1 )
Exercice 4
Il a été montré que les micro-organismes catalysent la réaction suivante :
C 6 H 12 O6 ( L ) → nC 2 H 5 OH ( L ) + nCO2 ( L )
1. Equilibrer cette équation de réaction et déterminer la variation d’enthalpie standard de cell-ci.
2. Calculer la varaitions d’enthalpie standard de formation du glucose et de l’éthanol.
On donne :
Combustion du glucose : ∆H 10 = −2813,1kJ / mol
formation de CO2 ( g ) ∆H 0f (CO2( g ) ) = −394,5kJ / mol
Combustion de l’éthanol ∆H 20 = −1369,4kJ / mol Formation de H 2 O( L) ∆H FO ( H 2 O( L)) = −285,6kJ / mol
Dissolution du glucose ∆H 30 = −25,37 kJ / mol
Dissolution de l’éthanol ∆H 40 = −7,52kJ / mol
Dissolution de CO2 ∆H 50 = 4,85kJ / mol
Exercice 5.
L’enthalpie de combustion d’une mole de benzène liquide à 20 ° C est de 3265kJ. Calculer l’enthalpie de
combustion d’une mole de benzène vapeur à 80 ° C sous la pression d’une atmosphère. On donne
C P (benzène, liquide) = 1,9 JK −1 g −1
*
C P (eau, liquide) = 4,2 JK −1 g −1
∆H vap (benzène,80 ° C ) = 395,4 Jg −1
C P (CO2 ) = C P (O2 ) = 29,3 JK −1 mol −1
Exercice 6.
5
On considère la réaction en phase gazeuse 2 NH 3 + O2 → 2 NO + 3H 2 O à 300K, et sous une pression de
2
5
O
1.10 Pa . On donne ∆H (300 K ) = −460,2kJ
On réalise cette réaction dans une enceinte adiabatique, les gaz initiaux étant introduits dans les
proportions stoechimtriques. On demande de calculer la température absolue atteinte en fin de réaction.
On donne :
•
gaz diatomiques : C1 = 27,2 + 4.10 −3 T en Jmol −1 K −1
•
pour H 2 O gaz C 2 = 34,3 + 8.10 −3 T en Jmol −1 K −1
Exerice 7.
On considère la réaction de formation du carbure de silicium à partir de la silice :
SiO2 + 3C → SiC + 2CO
Calculez en kWh l’énergie nécessaire pour transformer 1kg de silice en carbure de silicium à
1800 ° C dans un four dont le rendement est de 50%.
On donne : à 1800 ° C
•
Entalpie standard de formation de la silice : − 820kJ / mol
•
Enthalpie standard de formation de SiC : − 25kJ / mol
•
Enthalpie standard de formation de CO2 : −393,4kJ / mol
•
Enthalpie standard de la réactio :
C + CO2 → 2CO
∆H 0 = 171,6kJ / mol
Exercice 8.
L’acroléine, dont le nom systématique est le prop-2-énal, a pour formule semi-développée
CH 2 = CHCHO . Cette molécule est liquide à 25 ° C sous une pression de 100kPa.
1. Calculer son enthalpie standard de formation à 25 ° C , connaissant son enthalpie standard de
combustion en eau liquide et en dioxyde de carbone.
2. Calculer son enthalpie standard de formation à partir des énergies de liaisons. Comparer le résultat
avec celui de la question précédente.
On donne à 298k en kJ/mol
∆H 0f (eau , liquide ) = −285,83
0
∆H com
(C 3 H 4 O) = −1628,53
∆H 0f (CO2 ( g ) ) = −393,51
à
∆H vap
(C 3 H 4 0) = 20,9
∆H 0f (C( g ) ) = 716,7
Energies de liaisons ( en kJ/mol) : H-H :436 ; C-C :345. C=C :615. C=O :743. C-H :415. O=O :498
Exercice 9.
On étudie le chalumeau oxhydrique
1
H 2 ( g ) + O2 ( g ) → H 2 O ( g )
2
1. Calculer la température de flamme pour un mélange gazeux dont les débits sont réglés aux
proportions stoechiométriques
2. Traiter la même question si le dioxygène provient de l’air ?
On donne :
* CP =
7
R pour les gaz diatomiques
2
* C P ' = 30,1 + 9,6.10 −3 T en Jmol −1 K −1 pour H 2 O( g )
* ∆H 0f ( H 2 O( g ) ) = −242kJ / mol à 298K
Exercice 10.
Démontrer les formules dites de Gibbs-Helmoltz :
∂ G
H
( )P = − 2
∂T T
T
et
∂ F
U
( )V = − 2
∂T T
T
Exercice 11.
La combustion biologique des aliments réalisée par les cellules est à la base du mécanisme de la
respiration. Le glucose, par exemple est oxydé est donne des produits stables et simples CO2 et H 2 O . Les
données thermodynamiques de la réaction à t = 298 K sont
*
∆H 0 (298K ) = −2825,7kJ / mol
∆G 0 (298K ) = −2867,5kJ / mol
1. Calculer la variation de l’entropie satndard ∆S 0 à 298K
2. La dénatruration ( coupures de liaisons pepetidiques ) de la myoglobine s’accompagne à 298K des
variations d’enthalpie et d’enthalpie libre standards dont les valeurs sont :
∆H 0 (298K ) = 175,6kJ / mol

O
 ∆G (298k ) = 56,8kJ / mol
Calculer ∆S 0 (298 K )
Exercice 12.
Pour la réaction : NH 3 =
1
3
N 2 + H 2 , on donne : ∆G 0 = 43500 − 12,9T ln T − 15,8T
2
2
1. Calculer ∆H o et ∆S 0 en fonction de la température T.
2. Faire une application numérique à 453K. Interpréter les résultats obtenus.
3. Calculer la constante d’équilibre à 453K
4. A 453K, Calculer le taux de dissociation α et les pressions partielles pour une pression totale de
une atmosphère, puis pour une pression totale de deux atmosphères
5. Les résultats précédents étaient-ils prévisibles ?
Exercices 13.
On considère la réaction C ( s ) + CO 2 → 2CO avec
log K = 9,15 −
9000
T
On opère à une température de 1000K et sous une pression de une atmosphère. On demande de calculer
les pressions partielles de CO et de CO2
Exercice 14.
1. On place dans un volume V à une température T donnée et sous une atmosphère 0,1 mole de diazote
et 0,3 mole d’argon
Déterminer les pressions partielles PN 2 et PAr du diazote et d’argon dans le mélange.
2. on ajoute dans le milieu réactionnel 1,6g de méthane CH 4 .
a. Que deviennent les pressions partielles des gaz si la pression totale reste toujours la même.
b. Que deviennent les pressions partielles des gaz si le volume de l’enceinte reste toujours le même.
Exercice 15.
On considère sous la pression de 1 atm , la réaction : 2 NO + O2 → 2 NO2
1. On part à température constante de x moles de NO et de (a-x) moles de O2 . a étant une constante.
Déterminer la valeur à donner à x pour obtenir, à l’équilibre, une pression maximale de NO2
2. On trouve, pour cet équilibre, à la température T, une constante K P = 1,6.10 4 . Calculer le coefficient
de dissociation α de NO2 à cette température quant on part de NO2 pur.
3. Quelle est alors la densité du mélange gazeux par rapport à l’air ?
Exercice 16.
Soit l’équilibre en phase gazeuse PCl 5 = PCl 3 + Cl 2
A 190 ° C sous 1 atm, la densité du mélange est d=5.
1. Calculer le coefficient de dissociation α de PCl 5 . En déduire la valeur de la constante Kp
2. Calculer la valeur du coefficient de dissociation α ' à la même température mais sous une pression de
0,5 atm.
3. La composition molaire du mélange obtenu en chauffant, à 190 ° C et sous 1 atm :
* 1,0.10 −2 mol de PCl 5
* 1,0.10 −2 mol de PCl 3
On donne P :31 g/mol
Cl :35,5g/mol
Exercice 17.
1. On considère l’équilibre en phase gazeuse : 2 NO2 = 2 NO + O2
∆H O = 113kJ
A t = 97 ° C le taux de dissociation α de NO2 est de 1%, sous P=1atm. Calculer la constante K P de cet
équilibre.
2. Pour quelle pression, a 27 0 C , a-t-on un taux de dissociation de 99% ?
3. Pour quelle température, sous une pression de une atmosphère a-t-on un taux de dissociation de
99% ?
Exercice 18.
1
On considère l’équilibre eb phase gazeuse SO2 + O2 = SO3 à t = 500 0 C on a K P = 53 . Dans un
2
0
récipient maintenu à t = 500 C , on introduit un mélange équimolaire de SO2 , et , O2 . Calculer le taux de
conversion de SO2 , sous P=1atm.
Le volume du récipient est diminué de moitié, que devient ce taux de conversion ?
Que se passe-t-il si on remplace O2 par de l’air ? ( à P=1atm).
Exercice 19.
On donne les données suivantes : ( 820 0 C )
C + CO2 = 2CO
K1 = 2
et
H 2 + CO2 = H 2 O + CO
K2 = 1
Dans un récipient de 22,4L, vide et maintenu à 820 0 C , on introduit 1 mole de C, 1 mole de CO2 et 1 mole
de H 2 . Si x et y sont les nombres de moles de C et de H 2 qui ont réagit, calculer les différentes pressions
partielles. Calculer la composition du système à l’équilibre. Comment (addition d’un réactif) peut-on
faire disparaître la phase solide ?
Exercice 20.
On fait passer dans un tube de fer à 800 0 C un mélange gazeux d’hydrogène et de chlorure d’hydrogène
dont la composition, en volume, est de 25% en dihydrogène et 75% en chlorure d’hydrogène sous la
pression de une atmosphère.
1. Ecrire, dans ces conditions, la réaction de corrosion du fer.
2. Le fer est-il corrodé ?
On donne, à 800 0 C
∆G O = −196kJ pour la réaction : Fe + Cl 2 = FeCl 2
∆G 0 = −103kJ pour la réaction :
1
1
H 2 + Cl 2 = HCl
2
2
Exercice 21.
On considère les données suivantes à 25 O C
H 0 (kJ / mol )
S 0 ( JK −1 mol −1 )
C P ( JK −1 mol −1 )
H2
0
130,4
27,7
Cl 2
0
222,7
34,6
HCl
− 92,21
186,5
28,0
Soit la réaction, en milieu gazeux : H 2 + Cl 2 = 2 HCl
1/ Donner l’expression de ∆G 0 (T ) . Calculer la température d’inversion. Celle-ci peut-elle être
physiquement atteinte ?
2. A 1000K et sous une atmosphère, on enferme dans un récipient de volume constant, 0,01g de H 2 et
0,335g de Cl 2 . Quel est le nombre de mole de HCl formé à l’équilibre ?
Exercice 22.
1. On considère l’équilibre I 2 = 2 I à T=1200K, sous P=1atm, le taux de conversion du diiode vaut
α = 0,13. Calculer la valeur de la constante d’équilibre K P
2. A cette même température, la pression est doublée. Calculer la nouvelle valeur de α
Exercice 23.
Pour préparer H 2 , on utilise du gaz à l’eau produit par : C + H 2 O → CO + H 2 (1). Pour éliminer
CO, on utilise la réaction de conversion : CO + H 2 O = CO2 + H 2 dont la constante vaut K=5 à la
température envisagée. Dans la réaction (2), on utilise n moles d’eau par mole de CO. Soit x la fraction
molaire de CO dans le mélange final en équilibre. Etablir la relation entre x, n et K. Traiter
numériquement le cas n=3. Si l’on veut que le mélange à l’équilibre ne contienne plus que 1% de CO,
quelle doit être la valeur de n ?
Exercice 24.
Dans un récipient où on a éliminé l’air, on introduit à 20 ° C du carbonate d’ammonium CH 6 O2 N 2 solide
en excès.
1. Ecrire la réaction de dissociation de ce solide. On obtient du dioxyde ce carbone et de l’ammoniac.
2. A l’équilibre, on mesure une pression de P=8800 Pa. Calculer la constante d’équilibre K P
3. On recommence une expérience semblable après avoir introduit au préalable une quantité de NH 3
telle que sa pression soit de 11850 Pa. Quelles seront les pressions partielles à l’équilibre ?
Exercice 25.
A la température de 820 O C , on considère les équilibres chimiques suivants :
CaCO3 ( s ) = CaO( s ) + CO2 ( g )

K 1 = 0,2

C + CO2 − g ) = 2CO( g )
et :  ( s )
K2 = 2

Dans un récipient vide de 22,4L maintenu à 820 O C , on introduit 1 mole de CaCO3 ( s ) et 1 mole de C(s).
Calculer l’état final du système. Pour quel volume la dissociation de CaCO3 ( s ) serait-elle totale