Chap. 6. Thermochimie
5. Calculer E° (MnO4"/MnO2).
6. La dismutation de MnO^~ en MnOj' et MnO2 est-elle spontanée ? Calculer la
constante d’équilibre de cette réaction. On considère une solution aqueuse de
pH = 0, contenant, à t = 0, MnOj" à 0,001 mol • L"l, et MnO43 - à 10~4 mol • L"1 :
déterminer le sens d’évolution spontané de la réaction, et calculer les concentrations de ces ions à l’équilibre.
Données :
EVMnOj/MnO?-) = 0,56 V; E°2(MnO4 2-/MnO43-) = 0,27 V
E°3(MnO43-/MnO2) = 4,27 V; 1 F = 96 500 C
R = 8,31 J - K’1 • mol-1; T= 298 K
O (d’après annales)
Soit, à 298 K, l'équilibre suivant, en solution, des deux formes tautomères de la
vitamine C, schématisé par :
A = B
La constante de cet équilibre vaut K= 10-9.
1. Déterminer la variation d’enthalpie libre standard de cette réaction, dans le
sens direct (de la gauche vers la droite, sens d’écriture).
On donne : RT In » 103 x 5,7 log
2. Dans les conditions standard, quelle est l’espèce la plus stable (A ou B), d’un
point de vue thermodynamique ? Justifier.
3. Soit, à 298 K. 100 mL de solution de vitamine C, sous la forme A, contenant 10"2 mol. Calculer, à l’équilibre, les concentrations des formes tautomères A et B.
4. A 353 K. avec des conditions initiales semblables, à l’équilibre, la concentration de l’espèce B vaut 10“8 mol • L~ '. En déduire la constante d’équilibre à
cette température.
5. En justifiant, indiquer si l’équilibre, dans le sens direct, est exothermique.
Remarque
On rappelle que la tautomérie est le passage d’une forme mésomère à l’autre, par
déplacement simultané d une double liaison et d’un proton (voir tome chimie
organique).
5. Calculer E° (MnO4"/MnO2).
6. La dismutation de MnO^~ en MnOj' et MnO2 est-elle spontanée ? Calculer la
constante d’équilibre de cette réaction. On considère une solution aqueuse de
pH = 0, contenant, à t = 0, MnOj" à 0,001 mol • L"l, et MnO43 - à 10~4 mol • L"1 :
déterminer le sens d’évolution spontané de la réaction, et calculer les concentrations de ces ions à l’équilibre.
Données :
EVMnOj/MnO?-) = 0,56 V; E°2(MnO4 2-/MnO43-) = 0,27 V
E°3(MnO43-/MnO2) = 4,27 V; 1 F = 96 500 C
R = 8,31 J - K’1 • mol-1; T= 298 K
O (d’après annales)
Soit, à 298 K, l'équilibre suivant, en solution, des deux formes tautomères de la
vitamine C, schématisé par :
A = B
La constante de cet équilibre vaut K= 10-9.
1. Déterminer la variation d’enthalpie libre standard de cette réaction, dans le
sens direct (de la gauche vers la droite, sens d’écriture).
On donne : RT In » 103 x 5,7 log
2. Dans les conditions standard, quelle est l’espèce la plus stable (A ou B), d’un
point de vue thermodynamique ? Justifier.
3. Soit, à 298 K. 100 mL de solution de vitamine C, sous la forme A, contenant 10"2 mol. Calculer, à l’équilibre, les concentrations des formes tautomères A et B.
4. A 353 K. avec des conditions initiales semblables, à l’équilibre, la concentration de l’espèce B vaut 10“8 mol • L~ '. En déduire la constante d’équilibre à
cette température.
5. En justifiant, indiquer si l’équilibre, dans le sens direct, est exothermique.
Remarque
On rappelle que la tautomérie est le passage d’une forme mésomère à l’autre, par
déplacement simultané d une double liaison et d’un proton (voir tome chimie
organique).