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0
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0
N
@
.......
..c
O'l
·;::::
> a.
0
u
296
b) Lorsque pC 2 H 5 0H = 2,0 atm et pC 2 H 4 = pH 2 0 = 0,25 atm, le système n'est plus dans les conditions standard. Pour calculer la variation d'enthalpie libre, le quotient réactionnel doit être pris en
co nsidération :
PcHoH
~Gréaction = ~ G
0
réaction + R · T · lnQ = ~G
0 + R · T · ln p
2 5
. p
H,0
C 2 H 4
~G . 1
.
= - 8,07 kJ + 8,3 14 . 10- 3 kJ · K- 1 x 298,15 K x ln
2
= 0,521 kJ
reac ion
0,25 x 0,25
c) Po ur les conditi o ns ex périm entales ex primées en b), ~C°réaction est positif. La réaction est par
conséquent non spontanée dan s le sens direct et spontanée dans le sens inverse.
d) Grâce à la relation : ~ C° réaction = ~1-1° réacti on - T · ~S° réact ion• calculons le ~ H
0 de cette réaction :
- 8,07 kJ = ~l-l°réacti on - 298 , 15 K X (- 125,69 J · K- 1 )
__, ~1-1° réaction = - 4 5' 5 4 kJ
« Si la réaction est exothermique, elle sera défavorisée par une augmentation de température. » :
l'équilibre se déplace donc dans le sens inverse, pui sque la réaction est exothermique
(~ l-l°réact ion < 0) dans le sens direct.
e) « Quand on diminue la pression externe (ce qui re vient à augmenter le volume du système),
l'équilibre se déplace dans le sens qui produit une augmentation du nombre de moles de gaz. » :
l' équilibre se déplace donc dans le sens inverse.
28. Soit la réaction à 56 °C (ou 329, 1 5 K) : 2 N 2 0 5 (g) ~ 4 N0 2 (g) + 0 2 (g)
a) N 2 0 5 : pentoxyde de diaz ote
b) Si la réacti on était totale : l nN 0 = l n
2 2 s
4 NO,
Pour N0 2 , conve rti sson s la pression en atm : P = 746 mmHg = 0 ,982 atm
m
l N,Os
2 MN O
2 s
J X
6, 4 g
0,982 atm X VNO
= l x
2
2 108,02 g . mo1- 1
4 0,082 L . atm · mo1 - 1 . K- 1 . 329,1 5 K
VNO = 3,08 L
2
c) Po ur calculer la const ante d'équilibre therm odynamiqu e de cette réaction à 56 °C, il faut d 'abo rd
calculer ~C°réaction à 298 K. Par conséquent, pour calcul er ce ~C°réacti on• no us devons passer par
les valeurs de ~ 1-1° réact ion et ~S° réaction : ~C° réaction = ~1-1° réaction - T · ~S° réaction
~ l-l°réaction = 1 X ~ l-l°format ion<02(g)) + 4 X ~ l-l°form ation(N02(g)) - 2 X ~ l-l°formation< N 2 0 s(g))
= 1 m ol x 0 kJ . mo 1- 1 + 4 mol x 33 , 18 kJ . mo1- 1 - 2 mo l x 11 ,3 kJ . mo 1 - 1 = 110, 12 kJ
~S°réacti on = 1 x .S0 (02(g)) + 4 x .SO (N02(g)) - 2 x .SO(N 20 s(g))
= 1 mol x 205, 14J . mo1-1 . K-1+4 mol x 240,06 J . mo1-1 . K-1 - 2 mol x 355 ,7 J . mo1-1 . K-1
= 4 53 ,98 J · K- 1
Nous supposons que les valeurs de ~l-l°réaction et ~S°réaction rest ent const antes dans de petits intervalles de t empérature et sans ch angem ent d' ét at.
--> ~ C°réaction = ~l-l°réaction - T · ~S°réaction = 110, 1 2 kJ - (329, 1 5 K X 4 53,98 . 1 o3 kJ . K- 1 ) = - 39,3 1 kJ
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b) Lorsque pC 2 H 5 0H = 2,0 atm et pC 2 H 4 = pH 2 0 = 0,25 atm, le système n'est plus dans les conditions standard. Pour calculer la variation d'enthalpie libre, le quotient réactionnel doit être pris en
co nsidération :
PcHoH
~Gréaction = ~ G
0
réaction + R · T · lnQ = ~G
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= - 8,07 kJ + 8,3 14 . 10- 3 kJ · K- 1 x 298,15 K x ln
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= 0,521 kJ
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0,25 x 0,25
c) Po ur les conditi o ns ex périm entales ex primées en b), ~C°réaction est positif. La réaction est par
conséquent non spontanée dan s le sens direct et spontanée dans le sens inverse.
d) Grâce à la relation : ~ C° réaction = ~1-1° réacti on - T · ~S° réact ion• calculons le ~ H
0 de cette réaction :
- 8,07 kJ = ~l-l°réacti on - 298 , 15 K X (- 125,69 J · K- 1 )
__, ~1-1° réaction = - 4 5' 5 4 kJ
« Si la réaction est exothermique, elle sera défavorisée par une augmentation de température. » :
l'équilibre se déplace donc dans le sens inverse, pui sque la réaction est exothermique
(~ l-l°réact ion < 0) dans le sens direct.
e) « Quand on diminue la pression externe (ce qui re vient à augmenter le volume du système),
l'équilibre se déplace dans le sens qui produit une augmentation du nombre de moles de gaz. » :
l' équilibre se déplace donc dans le sens inverse.
28. Soit la réaction à 56 °C (ou 329, 1 5 K) : 2 N 2 0 5 (g) ~ 4 N0 2 (g) + 0 2 (g)
a) N 2 0 5 : pentoxyde de diaz ote
b) Si la réacti on était totale : l nN 0 = l n
2 2 s
4 NO,
Pour N0 2 , conve rti sson s la pression en atm : P = 746 mmHg = 0 ,982 atm
m
l N,Os
2 MN O
2 s
J X
6, 4 g
0,982 atm X VNO
= l x
2
2 108,02 g . mo1- 1
4 0,082 L . atm · mo1 - 1 . K- 1 . 329,1 5 K
VNO = 3,08 L
2
c) Po ur calculer la const ante d'équilibre therm odynamiqu e de cette réaction à 56 °C, il faut d 'abo rd
calculer ~C°réaction à 298 K. Par conséquent, pour calcul er ce ~C°réacti on• no us devons passer par
les valeurs de ~ 1-1° réact ion et ~S° réaction : ~C° réaction = ~1-1° réaction - T · ~S° réaction
~ l-l°réaction = 1 X ~ l-l°format ion<02(g)) + 4 X ~ l-l°form ation(N02(g)) - 2 X ~ l-l°formation< N 2 0 s(g))
= 1 m ol x 0 kJ . mo 1- 1 + 4 mol x 33 , 18 kJ . mo1- 1 - 2 mo l x 11 ,3 kJ . mo 1 - 1 = 110, 12 kJ
~S°réacti on = 1 x .S0 (02(g)) + 4 x .SO (N02(g)) - 2 x .SO(N 20 s(g))
= 1 mol x 205, 14J . mo1-1 . K-1+4 mol x 240,06 J . mo1-1 . K-1 - 2 mol x 355 ,7 J . mo1-1 . K-1
= 4 53 ,98 J · K- 1
Nous supposons que les valeurs de ~l-l°réaction et ~S°réaction rest ent const antes dans de petits intervalles de t empérature et sans ch angem ent d' ét at.
--> ~ C°réaction = ~l-l°réaction - T · ~S°réaction = 110, 1 2 kJ - (329, 1 5 K X 4 53,98 . 1 o3 kJ . K- 1 ) = - 39,3 1 kJ