Exercices td thermochimie equilibres chimiques et dissociati
Télécharger PDFExercice I : Synthèse de l'ammoniac
L'équilibre chimique est donné par la réaction suivante :
N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)
1. L'expression de la constante d'équilibre Kp en fonction des pressions partielles est :
Kp = (PNH₃²) / (PN₂ × PH₂³)
2. Relation entre Kp et Kc
Pour établir la relation entre Kp et Kc, on utilise l'équation :
Kp = Kc × (RT)²
où R est la constante des gaz parfaits, T la température en kelvin et Δng = 2 - (1 + 3) = -2.
3. Variation d'enthalpie libre standard ΔG°298
La variation d'enthalpie libre standard est calculée par la relation :
ΔG°298 = -RT ln(Kp)
À 298 K, ΔG°298 = -32,87 kJ/mol.
4. Influence de la pression sur le rendement de NH₃
Pour augmenter le rendement en ammoniac NH₃, il faut diminuer la pression du système. En effet, la réaction produit moins de moles de gaz (2 moles de NH₃ contre 4 moles de N₂ et H₂), donc selon le principe de Le Chatelier, un abaissement de la pression favorise la formation de NH₃.
Exercice II : Dissociation de PC₁₅
L'équilibre chimique est donné par la réaction suivante :
PC₁₅(g) ⇌ PC₁₃(g) + Cl₂(g)
1. Expression de Kp en fonction du coefficient de dissociation α et de la pression totale P :
Kp = (α² × P) / (1 - α)
2. Calcul de la pression totale P et de Kp à 200 °C
a. La pression totale P est calculée par :
P = (ntotal × RT) / V
Avec ntotal = nPC₁₅ × (1 + α) et α = 0,5 :
P = 0,99 atm
b. La constante Kp à 200 °C est :
Kp = 0,329 atm
3. Calcul de Kp à 320 °C
En utilisant la relation de van't Hoff :
ln(KpT₂/KpT₁) = -ΔH°/R × (1/T₂ - 1/T₁)
Avec ΔH° = 28,8 kcal/mol et T₁ = 473 K, T₂ = 593 K :
Kp à 320 °C = 156 atm
4. Influence de la température sur l'équilibre
L'augmentation de la température déplace l'équilibre vers la dissociation de PC₁₅. En effet, la réaction est endothermique (ΔH° > 0), donc selon le principe de Le Chatelier, une élévation de température favorise le sens endothermique.
Exercice III : Dissociation du gaz AB
L'équilibre chimique est donné par la réaction suivante :
AB(g) ⇌ A(g) + B(g)
1. Le coefficient de dissociation α est calculé par :
α = 0,246
2. Calcul des constantes Kp et Kc
Kp = 0,058 atm
Kc = 2,23 × 10-3 mol/L
3. Influence d'un gaz inerte sur l'équilibre
L'ajout d'un gaz inerte n'a aucun effet sur le déplacement de l'équilibre si le volume et la température restent constants.
Exercice IV : Réaction entre H₂ et I₂
L'équilibre chimique est donné par la réaction suivante :
H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g)
1. La variance du système est :
ΔV = N - r - s + 2 = 1
2. Calcul de Kp à 448 °C
Kp = Kc × (RT)²
Kp = 5,9 atm
3. Pression totale dans le réacteur
Ptotal = 5,9 atm
4. Moles d'iode non réagi à l'équilibre
nI₂ = 0,11 mol
5. Pressions partielles des constituants à l'équilibre
PH₂ = 0,11 atm
PI₂ = 0,11 atm
PHI = 4,6 atm
Exercice V : Équilibre entre SO₃ et SO₂
L'équilibre chimique est donné par la réaction suivante :
2SO₃(g) ⇌ 2SO₂(g) + O₂(g)
1. La variance du système est :
ΔV = 3 - 1 - 0 + 2 = 4
2. Nature exo- ou endothermique de la réaction
La réaction est endothermique car l'augmentation de la température (de 900 K à 1000 K) entraîne une augmentation de Kp.
3. Calcul de ΔH°T
ΔH°T = 43,5 kcal/mol
Exercice VI : Décomposition de NH₄HS
L'équilibre chimique est donné par la réaction suivante :
NH₄HS(s) ⇌ NH₃(g) + H₂S(g)
1. La variance du système est :
ΔV = 3 - 1 - 0 + 2 - 2 = 1
2. Pression totale à l'équilibre
Ptotal = 0,49 atm
3. Proportion de NH₄HS décomposée
α = 0,5
4. Moles de NH₃ à ajouter pour réduire la décomposition à 1%
nNH₃ = 2,5 mol
FAQ
1. Qu'est-ce que le coefficient de dissociation α ?
Le coefficient de dissociation α représente la fraction de moles d'un réactif qui se dissocie à l'équilibre. Il est calculé comme le rapport entre le nombre de moles dissociées et le nombre total de moles initiales.
2. Comment calculer la variance d'un système chimique ?
La variance d'un système chimique est donnée par la formule : ΔV = N - r - s + 2, où N est le nombre de constituants, r le nombre de réactions et s le nombre de phases.
3. Pourquoi la pression influence-t-elle le rendement d'une réaction ?
Selon le principe de Le Chatelier, une variation de pression déplace l'équilibre vers le côté qui réduit le nombre total de moles de gaz. Ainsi, une augmentation de pression favorise les réactions produisant moins de moles de gaz.