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3ème OS chimie Révision : Thermochimie et Equilibre Chimique -1- Révision Therm

3ème OS chimie Révision : Thermochimie et Equilibre Chimique -1- Révision Thermochimie et Equilibre Chimique Objectifs  Connaître la définition de l’enthalpie.  Savoir définir et différencier les réactions endo et exothermiques.  Savoir définir et déterminer la variation d’enthalpie d’un système à pression constante. (Calcul de ΔH° à l’aide des enthalpies de formation)  Savoir définir l’enthalpie standard de changement d’état, l’enthalpie standard d’ionisation, l’enthalpie standard d’attachement électronique ainsi que l’enthalpie standard de formation.  Connaître l’enthalpie standard de formation des éléments et des corps purs simples dans leur état le plus stable.  Etre capable de calculer l’énergie échangée au cours d’une réaction chimique quelconque, connaissant les enthalpies de formation des produits et des réactifs.  Connaître et savoir appliquer la loi d’Hess.  Etre capable de calculer l’élévation (ou la diminution) de température d’un mélange réactionnel où se déroule une réaction chimique exothermique ou endothermique. (Q = m·cp·ΔT)  Etre capable de définir l’énergie d’activation et le complexe actif, et savoir la différencier l’énergie d’activation de l’enthalpie de réaction (être capable de représenter ces différentes notions sur un graphique).  Définir un catalyseur et savoir expliquer son action dans une réaction chimique.  Définir l’énergie de liaison.  Etre capable de calculer l’énergie (l’enthalpie standard de réaction) échangée au cours d’une réaction chimique quelconque, connaissant quelles sont les liaisons rompues et les liaisons formées (énergies de liaison). ————————————————————————  Savoir définir qu’est-ce qu’un équilibre chimique et dans quelles conditions on peut dire qu’un système est en équilibre (phénomène dynamique).  Savoir définir et appliquer la loi d’action de masse à un système à l’équilibre.  Savoir ce qu’est la constante d’équilibre.  Savoir calculer la constante d’équilibre d’une réaction chimique en connaissant les concentrations des espèces à l’équilibre.  Savoir interpréter la valeur numérique de la constante d’équilibre pour un système chimique donné.  Savoir calculer et connaître la relation existante entre les constantes d’équilibre d’une réaction directe et inverse, entre les constantes d’équilibre de deux réactions identiques mais dont les coefficients stœchiométriques diffèrent.  Savoir calculer la constante d’équilibre d’une réaction obtenue par addition de plusieurs autres réactions en connaissant leurs constantes d’équilibre.  Connaître le principe de Le Chatelier.  Savoir prévoir l’effet de la modification de la pression, du volume, de la température ou d’un catalyseur sur l’équilibre chimique d’un système donné.  Savoir prévoir l’effet de la modification de la concentration des produits et/ou des réactifs sur l’équilibre chimique d’un système donné.  Savoir calculer les concentrations à l’équilibre des espèces participant à une réaction chimique en connaissant la constante d’équilibre.  Savoir expliquer la variation de la température d’ébullition lors d’un ajout de soluté dans une solution.  Savoir expliquer la variation de la température de solidification lors d’un ajout de soluté dans une solution. ———————————————————————— Exercices Exercice 1 À l'aide des équations ci-dessous, calculez l’enthalpie de combustion de l'ammoniac NH3. 8 NH3 (g) + 13 O2 (g) → 4 HNO3 (l) + 4 NO (g) + 10 H2O (g) Réactions suggérées: NO (g) + 3/2 H2O (g) → NH3 (g) + 5/4 O2 (g) ∆H°r = 1293,3 kJ NO (g) + 1/2 O2 (g) → NO2 (g) ∆H°r = - 58,8 kJ 2/3 HNO3 (l) + 1/3 NO (g) → NO2 (g) + 1/3 H2O (g) ∆H°r = + 44,6 kJ 3ème OS chimie Révision : Thermochimie et Equilibre Chimique -2- Exercice 2 La chaleur dégagée par la combustion de l’acétylène, C2H2, à 25°C est de 1299kJ/mol. Déterminer l’enthalpie de formation de l’acétylène gazeux. Données à 298K : ΔH°f (CO (g)= -393,5kJ/mol ; ΔH°f (H2O (g))= -242kJ/mol Exercice 3 Quelle quantité de chaleur est-elle échangée lorsqu’on éteint 1kg de chaux vive (CaO) selon la réaction : CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) ? La réaction est-elle exothermique ou endothermique ? Exercice 4 En supposant que 50% de la chaleur est utilisable, combien de kg d’eau à 15°C peuvent-ils être chauffé à 95°C par combustion de 200L de méthane, CH4, mesurés dans les CNTP ? Données : cp(eau) = 4,18 J/g·K Exercice 5 La production industrielle de gaz à l’eau utilise la réaction : C (s) + H2O (g) → H2 (g) + CO (g) La chaleur nécessaire pour cette réaction endothermique peut être fournie en ajoutant une quantité limitée d’air et en faisant brûler du carbone en gaz carbonique. Combien de grammes de carbone doit-on brûler en CO2 si l’on veut fournir assez de chaleur pour que 100g de carbone soient transformés en gaz à l’eau ? Exercice 6 Dans un calorimètre de capacité thermique de 180 J/K, on place 2L d'eau à 25°C. On y place une bombe calorimétrique en acier (capacité thermique massique 450 J/kg·K) de 500g qui contient 1,226g d'acide benzoïque C6H5COOH, ainsi que du dioxygène O2 en excès. On déclenche la réaction par un système électrique. On mesure une température finale de 28,7°C. a) Ecrire la réaction chimique. b) Calculer l'enthalpie de combustion de l'acide benzoïque. Exercice 7 Un récipient de 1L contient initialement 0,01020mol de CO et 0,00609mol de Cl2, à la température de 600K. Quand la réaction CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g) atteint l’équilibre, la concentration de Cl2 est égale à 0,00301mol/L a) Calculez les concentrations de toutes les espèces à l’équilibre. b) Déterminez la constante d’équilibre. Exercice 8 Un récipient de 2L contient initialement 0,5mol de COBr2 qui se décompose à la température de 73°C selon la réaction suivante : COBr2 (g) CO (g) + Br2 (g) a) Calculez les concentrations de toutes les espèces à l’équilibre, sachant que K = 0,190 à 73°C. b) Calculez le pourcentage de COBr2 décomposé à cette température. c) Une fois l’équilibre atteint, vous ajoutez 2mol de CO. Que se passe-t-il ? d) Calculez les nouvelles concentrations de COBr2, CO et Br2 après rétablissement de la situation d’équilibre. Exercice 9 Le pentachlorure de phosphore se décompose à haute température. PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) ∆H°r = 2294,7 kJ Un ballon de 1L, à une température donnée, contient 3,120g de PCl5, 3,845g de PCl3 et 1,787g de Cl2 en équilibre. 3ème OS chimie Révision : Thermochimie et Equilibre Chimique -3- a) Dan quelle direction l’équilibre se déplace-t-il si on ajoute 1,418g de Cl2 ? Calculez les nouvelles concentrations une fois l’équilibre rétabli. b) Dans quelle direction se déplace l’équilibre si on diminue la pression du système ? Expliquez votre raisonnement c) Dans quelle direction se déplace l’équilibre si on diminue le volume du système ? Expliquez votre raisonnement d) Dans quelle direction se déplace l’équilibre si on diminue la température du système ? Expliquez votre raisonnement ———————————————————————— Exercice de matu 1 On introduit dans un réacteur à 25°C, 3 mol/L de NO (g) et 1,5 mol/L de O2 (g) pour former du NO2 (g) selon la réaction ci-dessous : 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) Lorsque l’équilibre est atteint, la concentration de NO (g) est de 0,8 mol/L. a) Quelles sont les concentrations de O2 (g) et de NO2 (g) à l’équilibre ? b) Quelle est la valeur de la constante d’équilibre Kc pour cette réaction ? c) Quel est l’effet d’une diminution de la pression dans le réacteur ? Justifiez votre réponse. Suite sur la page suivante ! d) Dans quel sens peut-on influencer l’équilibre en utilisant un catalyseur ? e) Que dire de la nature endo ou exothermique de la réaction de formation de NO2 (g), si l’équilibre se déplace vers la gauche lorsqu’on augmente la température ? Justifiez votre réponse. f) Quelle est la valeur de la constante d’équilibre Kc si la réaction s’effectue comme ci-dessous ? 2 NO2 (g) 2 NO (g) + O2 (g) Exercice de matu 2 On brûle de l’éthylène C2H4 pour chauffer de l’eau. On supposera que tous les réactifs et produits sont à l’état gazeux. a) Écrivez et équilibrez l’équation chimique de la combustion de C2H4. b) Combien de grammes de C2H4 faut-il brûler pour récupérer 2000kJ si le rendement de la réaction est de 50%. c) On chauffe 10 litres d’eau à 25°C (au départ) avec les 2000kJ produits par la réaction. En considérant que toute l’énergie thermique est utilisée pour le chauffage (système parfaitement isolé, sans pertes), quelle sera la température atteinte par l’eau ? Cp(H2O(l)) = 4,184 J·K-1·g-1. Exercice de matu 3 Soit l’équilibre chimique suivant : 2 NOBr (g) 2 NO (g) + Br2 (g) On introduit 10 mol de NOBr dans un récipient hermétique de 2 litres, puis on laisse l’équilibre s’établir. Une fois l’équilibre atteint, la concentration de Br2 est de 2 mol/L (= mol⋅l-1 ou M). a) Calculer les concentrations de toutes les espèces à l’équilibre. b) Calculer Kc. Exercice de matu 4 On considère les équilibres suivants à 25°C : 1) CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g) ΔH°réaction = - 9,8 kJ/mol 2) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ΔH° réaction = - 92,4 kJ/mol 3) CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) ΔH° réaction = - 41,2 kJ/mol 4) C2H6 (g) C2H2 (g) + 2 H2 (g) uploads/Finance/ revision-thermo-et-equilibre.pdf