Exerckes
Les corrigés sont regroupés en fin d’ouvrage (p. 488).
6.1 On se propose d’étudier la règle des phases à l’aide des exemples suivants où chaque système est en équilibre au sein d’une enceinte thermostatée.
I
II
III
■a
O
c
D
Q
<£) rH
O
(N
©
X I
-O
en £
•—
Q .
>Q.
O
(J
Quelle est la variance (v = c -H 2 - (j), c = composants, (j) = phases) dans chaque cas, et quelles sont
les variables indépendantes ?
6.2
a) Pourquoi l’eau bout-elle à une température fixe dans les conditions usuelles de pression ?
b) Comment la température d’ébullition varie-t-elle quand on abaisse la pression dans un vase
clos ?
c) Faut-il plus ou moins de temps pour cuire un œuf au sommet du Mont-Blanc ?
6.3
a) Calculer la pression exercée par une mole de dihydrogène occupant un volume de 1 L à 0 °C.
b) Quelle est cette pression exprimée en bars ?
c) Calculer la même pression avec l’équation de van der Waals :
(p + a/V )(V - b) = RT.
On donne : 0 °C = 273 K, R = 8,314 J • moF' • K“' = 0,008314 L • bar • moF' • K“' avec 1 bar = 10-*’ Pa.
Dans l’équation de van der Waals, prendre a = 0,2464 et b = 0,02666 si V est en L et P en bar.
6.4 La théorie cinétique des gaz de Boltzmann établit que l’énergie interne d’un gaz parfait est
donnée par :
U=3/2nRT
et que l’énergie cinétique par atome est E^. = 3l2k^Toù est la constante de Boltzmann. Dans
toute la suite, nous prendrons R = 8,314 J • moF' • K“',
= 6,022 x lO^^moF'.
Considérons une mole d’hélium à volume constant.
a) Dans ce gaz, les atomes ne sont pratiquement pas liés par les forces de van der Waals. Pourquoi ?
b) Pour augmenter la température du gaz de 1 °C, il faut fournir l’énergie C AT avec AT = 1.
255
Les corrigés sont regroupés en fin d’ouvrage (p. 488).
6.1 On se propose d’étudier la règle des phases à l’aide des exemples suivants où chaque système est en équilibre au sein d’une enceinte thermostatée.
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II
III
■a
O
c
D
Q
<£) rH
O
(N
©
X I
-O
en £
•—
Q .
>Q.
O
(J
Quelle est la variance (v = c -H 2 - (j), c = composants, (j) = phases) dans chaque cas, et quelles sont
les variables indépendantes ?
6.2
a) Pourquoi l’eau bout-elle à une température fixe dans les conditions usuelles de pression ?
b) Comment la température d’ébullition varie-t-elle quand on abaisse la pression dans un vase
clos ?
c) Faut-il plus ou moins de temps pour cuire un œuf au sommet du Mont-Blanc ?
6.3
a) Calculer la pression exercée par une mole de dihydrogène occupant un volume de 1 L à 0 °C.
b) Quelle est cette pression exprimée en bars ?
c) Calculer la même pression avec l’équation de van der Waals :
(p + a/V )(V - b) = RT.
On donne : 0 °C = 273 K, R = 8,314 J • moF' • K“' = 0,008314 L • bar • moF' • K“' avec 1 bar = 10-*’ Pa.
Dans l’équation de van der Waals, prendre a = 0,2464 et b = 0,02666 si V est en L et P en bar.
6.4 La théorie cinétique des gaz de Boltzmann établit que l’énergie interne d’un gaz parfait est
donnée par :
U=3/2nRT
et que l’énergie cinétique par atome est E^. = 3l2k^Toù est la constante de Boltzmann. Dans
toute la suite, nous prendrons R = 8,314 J • moF' • K“',
= 6,022 x lO^^moF'.
Considérons une mole d’hélium à volume constant.
a) Dans ce gaz, les atomes ne sont pratiquement pas liés par les forces de van der Waals. Pourquoi ?
b) Pour augmenter la température du gaz de 1 °C, il faut fournir l’énergie C AT avec AT = 1.
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