CONSTANTE D’ÉQUILIBRE
121
θ / °C
0
20
30
40
s / g·L −1 0,165 0,296 0,400 0,550
Donner la solubilité s exprimée en mol·L −1 . Calculer l’enthalpie standard de la réaction de dissolution en supposant que celle-ci est constante dans l’intervalle de température [0 °C, 40 °C]. La masse molaire atomique de l’iode est M(I) = 126,9 g·mol −1 .
Réponse : pour obtenir la solubilité s exprimée en mol·L −1 , on divise la solubilité
exprimée en grammes par la masse molaire du diiode soit M(I 2 ) = 253,8 g·mol −1 .
θ / °C
0
20
30
40
s / mmol·L −1 0,650 1,17 1,58 2,17
La réaction étudiée est :
I 2 (solide)
=
I 2 (aqueux)
K
◦
T =
[I 2 ]
c réf
.
L’intégration de l’équation de VAN’T HOFF, en supposant l’enthalpie standard de
réaction indépendante de la température, conduit à :
ln(K
◦
T ) = −
Δ r H ◦
RT
+ cte.
Le tracé de ln(K ◦
T ) en fonction de
1
T
(ne pas oublier d’exprimer les températures en
kelvin) donne une droite d’ordonnée à l’origine 1,98 et de coefficient directeur −2550
(coefficient de corrélation 0,998). L’hypothèse de l’enthalpie standard de réaction
indépendante de la température est donc vérifiée entre 0 °C et 40 °C ; ceci correspond
à une enthalpie standard de réaction :
Δ r H
◦
= +21,2 kJ·mol
−1
.
La réaction de dissolution est ici endothermique, ce qui est souvent (mais pas toujours) le cas.
3.5 Relations entre grandeurs standard de réaction
Les grandeurs standard (potentiel chimique, entropie molaire partielle, enthalpie,...)
apparaissent comme un cas particulier de choix de pression (p = p ◦ ) et de composition de la phase. Les relations établies lors de l’étude des systèmes à plusieurs
constituants restent valables et servent de point de départ à cette étude.
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θ / °C
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s / g·L −1 0,165 0,296 0,400 0,550
Donner la solubilité s exprimée en mol·L −1 . Calculer l’enthalpie standard de la réaction de dissolution en supposant que celle-ci est constante dans l’intervalle de température [0 °C, 40 °C]. La masse molaire atomique de l’iode est M(I) = 126,9 g·mol −1 .
Réponse : pour obtenir la solubilité s exprimée en mol·L −1 , on divise la solubilité
exprimée en grammes par la masse molaire du diiode soit M(I 2 ) = 253,8 g·mol −1 .
θ / °C
0
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s / mmol·L −1 0,650 1,17 1,58 2,17
La réaction étudiée est :
I 2 (solide)
=
I 2 (aqueux)
K
◦
T =
[I 2 ]
c réf
.
L’intégration de l’équation de VAN’T HOFF, en supposant l’enthalpie standard de
réaction indépendante de la température, conduit à :
ln(K
◦
T ) = −
Δ r H ◦
RT
+ cte.
Le tracé de ln(K ◦
T ) en fonction de
1
T
(ne pas oublier d’exprimer les températures en
kelvin) donne une droite d’ordonnée à l’origine 1,98 et de coefficient directeur −2550
(coefficient de corrélation 0,998). L’hypothèse de l’enthalpie standard de réaction
indépendante de la température est donc vérifiée entre 0 °C et 40 °C ; ceci correspond
à une enthalpie standard de réaction :
Δ r H
◦
= +21,2 kJ·mol
−1
.
La réaction de dissolution est ici endothermique, ce qui est souvent (mais pas toujours) le cas.
3.5 Relations entre grandeurs standard de réaction
Les grandeurs standard (potentiel chimique, entropie molaire partielle, enthalpie,...)
apparaissent comme un cas particulier de choix de pression (p = p ◦ ) et de composition de la phase. Les relations établies lors de l’étude des systèmes à plusieurs
constituants restent valables et servent de point de départ à cette étude.