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en accord avec l'expression suivante
6C° réaction = 61-F réaction - T · 65° réaction
20. Faux. À l OO °C, la variation d 'e nthalpie libre
standard ne peut se calculer que d'une seule
façon en utilisant l'ex pression :
6C° réaction = 61-F réaction - T · 65° réaction
L'expression 6C°réaction = :L vp · 6C°formation
(produits) - :L vr · 6C°formation (réactifs) ne
peut s'utiliser qu'à 25 °C puisque c'est à
cette température que sont définis les 6C°
de formation dans les Tables de constantes.
21. Vrai. Le quotient réactionnel (Q) comparé à
la constante d'équilibre (Kéq) et le 6Gréaction
peuvent être utilisés tous les deux pour
prédire le sens spontané d'une réaction
chimique.
- la réaction inverse est spontanée si Q > Kéq
et 6G > 0
- la réaction directe est spontanée si Q < Kéq
et 6G < 0
- la réaction est à l'équilibre si Q = Kéq et
6G= 0
22. Faux. La relation 6 Gréaction = - R · T · ln Kéq
est incorrecte. A l'équilibre, 6Gréaction = 0
et Q = Kéq• l 'expression correcte est donc
6C°réaction = - R · T ln Kéq
23. Faux. Les concentrations introduites dans
l' exp r ess ion d'un e constante d'équilibre
sont les concentrations du système lorsque
ce lui-ci est à l'éq uilibre. Les concentrations
introduites dans le quotient réactionnel sont
des concentrations hors équilibre.
24. Vrai. L' expression thermodynamique de
la constante d'équilibre fait appel à deux
termes : un des deux dépend du 61-Fréaction
et est pour cette raison appelé enthalpique,
l'autre dépend du 65°réaction et est dit
entropique.
La relation qui li e l es deux termes est la
suivante :
= exp
react1on
(
-6G
0
•
.
J
R · T
(
- 6H
0
•
.
J ( 65° . t' J
=exp
R r.e~t1on . exp
r~ac ion
2 5. Vrai. Ainsi, si dans une équation générale
de type a A+ b B ~ c C + d D, on rajoute du
réactif A, l'équilibre va essayer de faire disparaître A en favorisant la réaction directe.
Si on retire du réactif A, l'équilibre va tendre
à favoriser la formation de A et la réaction
évoluera de droite à gauche. Le même raisonnement peut être tenu avec les produits
de réaction .
Cette loi est connue sous le nom de loi de Le
Châtelier.
26. Faux. La constante d'équilibre augmente
avec la température, s'il s'agit d'une réaction endothermique (6HOréaction > 0). Au
contraire, si la réaction est exothermique
(61-Fréaction < 0), la réaction est défavorisée
par une augmentation de température et Kéq
diminue. Si 6/-Fréaction = 0, la température
n'a aucune influence sur l'équilibre.
2 7. Vrai. Seule la température peut faire varier la
constante d'équilibre. Par contre, la pression
ne peut provoquer un déplacement d'équilibre que si le nombre de moles de réactifs
gazeux est différent du nombre de moles de
produits gazeux.
Si dans une réaction , le nombre de moles
gazeuses de produits est plus petit que
le nombre de moles gazeuses de réactifs ,
une augmentation de pression favorisera la
réaction directe. Au contraire, si le nombre
de moles gazeuses de produits es t plus
grand que le nombre de mole s gazeu ses
de ré actifs, une augmentation de pression
défavorisera la réaction directe au profit de
la réaction inverse. Si le nombre de moles est
le même dans les deux membres de l'équation, la pression n'a aucune influence sur
l 'équilibre.
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20. Faux. À l OO °C, la variation d 'e nthalpie libre
standard ne peut se calculer que d'une seule
façon en utilisant l'ex pression :
6C° réaction = 61-F réaction - T · 65° réaction
L'expression 6C°réaction = :L vp · 6C°formation
(produits) - :L vr · 6C°formation (réactifs) ne
peut s'utiliser qu'à 25 °C puisque c'est à
cette température que sont définis les 6C°
de formation dans les Tables de constantes.
21. Vrai. Le quotient réactionnel (Q) comparé à
la constante d'équilibre (Kéq) et le 6Gréaction
peuvent être utilisés tous les deux pour
prédire le sens spontané d'une réaction
chimique.
- la réaction inverse est spontanée si Q > Kéq
et 6G > 0
- la réaction directe est spontanée si Q < Kéq
et 6G < 0
- la réaction est à l'équilibre si Q = Kéq et
6G= 0
22. Faux. La relation 6 Gréaction = - R · T · ln Kéq
est incorrecte. A l'équilibre, 6Gréaction = 0
et Q = Kéq• l 'expression correcte est donc
6C°réaction = - R · T ln Kéq
23. Faux. Les concentrations introduites dans
l' exp r ess ion d'un e constante d'équilibre
sont les concentrations du système lorsque
ce lui-ci est à l'éq uilibre. Les concentrations
introduites dans le quotient réactionnel sont
des concentrations hors équilibre.
24. Vrai. L' expression thermodynamique de
la constante d'équilibre fait appel à deux
termes : un des deux dépend du 61-Fréaction
et est pour cette raison appelé enthalpique,
l'autre dépend du 65°réaction et est dit
entropique.
La relation qui li e l es deux termes est la
suivante :
= exp
react1on
(
-6G
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2 5. Vrai. Ainsi, si dans une équation générale
de type a A+ b B ~ c C + d D, on rajoute du
réactif A, l'équilibre va essayer de faire disparaître A en favorisant la réaction directe.
Si on retire du réactif A, l'équilibre va tendre
à favoriser la formation de A et la réaction
évoluera de droite à gauche. Le même raisonnement peut être tenu avec les produits
de réaction .
Cette loi est connue sous le nom de loi de Le
Châtelier.
26. Faux. La constante d'équilibre augmente
avec la température, s'il s'agit d'une réaction endothermique (6HOréaction > 0). Au
contraire, si la réaction est exothermique
(61-Fréaction < 0), la réaction est défavorisée
par une augmentation de température et Kéq
diminue. Si 6/-Fréaction = 0, la température
n'a aucune influence sur l'équilibre.
2 7. Vrai. Seule la température peut faire varier la
constante d'équilibre. Par contre, la pression
ne peut provoquer un déplacement d'équilibre que si le nombre de moles de réactifs
gazeux est différent du nombre de moles de
produits gazeux.
Si dans une réaction , le nombre de moles
gazeuses de produits est plus petit que
le nombre de moles gazeuses de réactifs ,
une augmentation de pression favorisera la
réaction directe. Au contraire, si le nombre
de moles gazeuses de produits es t plus
grand que le nombre de mole s gazeu ses
de ré actifs, une augmentation de pression
défavorisera la réaction directe au profit de
la réaction inverse. Si le nombre de moles est
le même dans les deux membres de l'équation, la pression n'a aucune influence sur
l 'équilibre.
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