Écrivons le tableau d’évolution de la réaction :
2Mn043 "
+
4 H+
=
Mn042“
+
Mn02+2H20
t0
10"4
0,001
t
10’4-x
0,001+x/2
La réaction étant totale, l’avancement vaut x = 10-4, et la concentration finale
des ions MnO^- est nulle. Il y a 0,00105 mol • L-1 d’ions MnO^-.
O 1. On sait que, d’après le cours, la variation d’enthalpie libre standard s’écrit :
AG° = -RT\nK
=>&G° = - 103x5,7 logÀT
=>AG° = - 103x5,7 log 10-9
=>AG° = - 103x5,7x(- 9)
=>AG° = + 51,3x 103J-mol-1
2. Le sens spontané de la réaction correspond à une variation d’enthalpie libre
standard négative, et conduit à la forme la plus stable thermodynamiquement.
Dans le sens direct, AG° = + 51,3 x 103 J • mol-1, donc dans le sens inverse
conduisant à la formation de A, AG° = - 51,3 x 103 J • mol- L L’espèce la plus
stable est donc A.
3. Écrivons le tableau d’avancement :
A
=
B
t0
10-2
0
Zeq
10~2-y
y
La constante d’équilibre s’écrit donc :
K= [B]eq/[A]eq
=> K = y/(10~2 - y)
La valeur de la constante d’équilibre est très faible (10-9), ce qui signifie que
l B Jeq « [A]eq : on a donc formé peu de B, soit y « 10-2. On néglige donc y
devant la concentration initiale, d’où :
À>y/10~2
=>y = 10-2 K
=>_v = 10-2x 10~9
=>y = 10-11