CORRIGÉS DES EXERCICES ET PROBLÈMES DU CHAPITRE 7
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3. L’équation-bilan (E) s’écrit :
ZnO (s) + C (s)
=
Zn + CO (g).
4. Cette réaction possède une enthalpie libre standard de réaction égale à :
Δ r G
◦
E =
1
2
(2Δ r G
◦
2 − Δ r G
◦
) pour : T < 693 K;
Δ r G
◦
E =
1
2
2Δ r G
◦
2 − Δ r G
◦◦
pour : 693 < T < 1180 K;
Δ r G
◦
E =
1
2
2Δ r G
◦
2 − Δ r G
◦◦◦
pour : 1180 < T.
La température d’inversion T i correspond à Δ r G ◦
E = 0. Faisons l’hypothèse que le zinc est
obtenu à l’état gazeux, l’expression de l’enthalpie libre standard en fonction de la température
permet de calculer T i . On vérifiera la cohérence du résultat obtenu avec l’hypothèse réalisée.
Le cas échéant, nous modifierons l’hypothèse formulée.
Application numérique : T i = 1210 K (on obtient bien alors le zinc sous forme gazeuse). La
réaction est favorisée dès que Δ r G ◦
E < 0 (constante d’équilibre supérieure à 1, correspondant
à une réaction favorisée en admettant la consigne du texte), cette situation correspond aux
températures supérieures à la température d’inversion.
7.2 Oxydation par le chlorure d’hydrogène
1. La réaction d’oxydation du cuivre solide par le dichlore est :
2 Cu (s) + Cl 2 (g)
=
2 CuCl (s).
2. Les données thermodynamiques permettent de calculer l’enthalpie standard et l’entropie
standard de réaction à 298 K, valeurs qui seront supposées indépendantes de la température
conformément à l’hypothèse d’ELLINGHAM.
Δ r H
◦
= 2Δ f H
◦
(CuCl(s)) = −274,6 kJ·mol
−1
Δ r S
◦
= 2S
◦
m (CuCl(s)) − 2S
◦
m (Cu(s)) − S
◦
m (Cl 2 (g)) = −117,0 J·K
−1
·mol
−1
.
3. La pression de corrosion est ici la pression en dichlore à l’équilibre chimique, soit :
K
◦
T =
p
eq
Cl 2
−1 = exp
−
(Δ r H ◦ − T.Δ r S ◦ )
RT
soit :
p
eq
Cl 2
= exp
(Δ r H ◦ − T.Δ r S ◦ )
RT
.
Application numérique :
p
eq
Cl 2
= p
◦ exp
(−274, 6.10 3 + 10 3 .117, 0)
8, 314.10 3
= 5,85.10
−9 bar.