EXERCICES
153
deux gaz peuvent réagir selon la réaction :
H 2 (g) + Cl 2 (g)
=
2 HCl (g)
(1)
pour laquelle on donne Δ r H ◦ = −185 kJ·mol −1 et Δ r S ◦ = 20 J·K −1 ·mol −1 .
a. Évaluer numériquement la constante d’équilibre standard K ◦
(1) de la réaction (1)
à la température T = T 0 = 298 K. Dans toute la suite du problème, on suppose la
réaction totale. Commenter.
b. Quelle est la variation d’enthalpie ΔH du système réactionnel entre l’état initial et
l’état d’équilibre ? Commenter son signe. On rappelle que pour un mélange d’espèces physico-chimiques indexées par i, contenant une quantité de matière n i de
l’espèce i, l’enthalpie libre s’écrit G = ∑ i n i μ i , où μ i désigne le potentiel chimique
de l’espèce i dans le mélange considéré.
c. Rappeler sans démonstration l’expression du potentiel chimique μ i d’un gaz parfait
i dans un mélange idéal de gaz parfaits, à la température T , à la pression totale p
en fonction de son potentiel chimique standard μ ◦
i (T ), de sa fraction molaire x i en
phase gazeuse, de la température et de la pression.
d. Calculer la variation d’enthalpie libre ΔG du système réactionnel en fonction de
n 0 , Δ r G ◦ , R, et T 0 . En déduire numériquement l’entropie créée S cr , puis la variation
d’entropie ΔS du système. Comparer la variation d’entropie ΔS à l’entropie créée
S cr . Quelle est la source principale de création d’entropie dans le processus ?
3. Dissociation du tétraoxyde de diazote N 2 O 4 (g). On envisage maintenant la réaction de dissociation :
N 2 O 4 (g)
=
2 NO 2 (g)
(2).
Le système réactionnel comprend initialement la quantité de matière n 0 = 1 mol de
tétraoxyde de diazote.
Données : (T = 298 K)
Espèces chimiques N 2 O 4 (g) NO 2 (g)
Δ f H ◦ / kJ·mol −1
9,16
33,2
S ◦
m / J·K −1 ·mol −1
304
240
a. Calculer numériquement l’enthalpie standard de réaction et l’entropie standard de
réaction de la réaction (2). Comparer l’entropie standard de réaction de la réaction
(1) à celle de la réaction (2). Interpréter physiquement.
b. Calculer la constante d’équilibre standard de la réaction à la température T 0 =
298 K.
c. Calculer numériquement l’avancement ξ éq de la réaction à l’équilibre. Déterminer
les quantités de matière de chaque participant.
153
deux gaz peuvent réagir selon la réaction :
H 2 (g) + Cl 2 (g)
=
2 HCl (g)
(1)
pour laquelle on donne Δ r H ◦ = −185 kJ·mol −1 et Δ r S ◦ = 20 J·K −1 ·mol −1 .
a. Évaluer numériquement la constante d’équilibre standard K ◦
(1) de la réaction (1)
à la température T = T 0 = 298 K. Dans toute la suite du problème, on suppose la
réaction totale. Commenter.
b. Quelle est la variation d’enthalpie ΔH du système réactionnel entre l’état initial et
l’état d’équilibre ? Commenter son signe. On rappelle que pour un mélange d’espèces physico-chimiques indexées par i, contenant une quantité de matière n i de
l’espèce i, l’enthalpie libre s’écrit G = ∑ i n i μ i , où μ i désigne le potentiel chimique
de l’espèce i dans le mélange considéré.
c. Rappeler sans démonstration l’expression du potentiel chimique μ i d’un gaz parfait
i dans un mélange idéal de gaz parfaits, à la température T , à la pression totale p
en fonction de son potentiel chimique standard μ ◦
i (T ), de sa fraction molaire x i en
phase gazeuse, de la température et de la pression.
d. Calculer la variation d’enthalpie libre ΔG du système réactionnel en fonction de
n 0 , Δ r G ◦ , R, et T 0 . En déduire numériquement l’entropie créée S cr , puis la variation
d’entropie ΔS du système. Comparer la variation d’entropie ΔS à l’entropie créée
S cr . Quelle est la source principale de création d’entropie dans le processus ?
3. Dissociation du tétraoxyde de diazote N 2 O 4 (g). On envisage maintenant la réaction de dissociation :
N 2 O 4 (g)
=
2 NO 2 (g)
(2).
Le système réactionnel comprend initialement la quantité de matière n 0 = 1 mol de
tétraoxyde de diazote.
Données : (T = 298 K)
Espèces chimiques N 2 O 4 (g) NO 2 (g)
Δ f H ◦ / kJ·mol −1
9,16
33,2
S ◦
m / J·K −1 ·mol −1
304
240
a. Calculer numériquement l’enthalpie standard de réaction et l’entropie standard de
réaction de la réaction (2). Comparer l’entropie standard de réaction de la réaction
(1) à celle de la réaction (2). Interpréter physiquement.
b. Calculer la constante d’équilibre standard de la réaction à la température T 0 =
298 K.
c. Calculer numériquement l’avancement ξ éq de la réaction à l’équilibre. Déterminer
les quantités de matière de chaque participant.