Exercices de thermochimie PDF Exercices de thermochimie l'exercice :

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mol-1. Page 46. Exercices et problèmes corrigés de thermodynamique chimique. 53. Exercice II.

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Le cycle idéal de Rankine. 227. Exercice d'application. Le cycle idéal de Hirn avec simple surchauffe 229. 8.2.4 La notion

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base de la thermochimie. Dans le Chapitre II les exercices proposés traitent les parties concernant l'entropie molaire standard de formation

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Mar 7 2016 Exercices et problèmes corrigés de thermodynamique chimique ... Chapitre II : Second principe de la thermodynamique…

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Exercices et problèmes corrigés de thermodynamique chimique. 1. «EXERCICES ET PROBLEMES Chapitre II : Second principe de la thermodynamique…

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Thermodynamique et chimie des solutions : Cours et Exercices Corrigés 3) Calculer la solubilité s2 dans une solution à 0001 mol.L.

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Chapitre 1

Equilibre chimique.

1.1 Oxydation du dioxyde de soufre.

L'oxydation du dioxyde de soufre en phase gazeuse est une reaction totale dans les conditions de l'exercice :

2SO2+O2!2SO3

Partant d'un melange d'une mole d'air et une mole deSO2, faire le tableau d'avancement en fonction deet donner le nombre de mole nal en chaque espece. Calculer la pression partielle en chaque constituant a l0'etat nal sachant que la pression totale est de 10 bar.

Reponse:O2reactif limitant etF=0,2 mole.

1.2 Conductivite d'un electrolyte fort

On plonge une cellule de conductimetrie parfaite (S=1cm

2et l=1cm) dans une solution contenant

0=0,01 mol de KCl etn0=0,01 mol de PbCl2dans un littre d'eau.

a 25CH 30+HO
K +Pb 2+Cl (mS.m

2.mol1)3519,97,35147,63

1. Justier a partir de vos connnaissances sur l'electronegativite que les composees sont des com-

posees ioniques. Quelle consequence cela-a-t-il lors de la mise en solution.

2. Calculer la conductivite et la resistivite de la solution.

3. En deduire la valeur de la conductance et la resistance achee par le conductimetre.

4. Pourquoi dans la pratique est il necessaire d'etalonner le conductimetre.

Reponse:G=4,42 mS et R=226

1.3 Conductivite d'un electrolyte faible, mesure de pKa

On plonge une cellule de conductimetrie parfaite (S=1cm

2et l=1cm) dans une solution contenant

de l'acideethanoqueCH3COOHde concentrationC0=0,01 mol.L1. La mesure conduit a G=0,175mS 3

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a 25CH 30+HO
CH

3COO(mS.m

2.mol1)3519,94,1

1. Ou trouve-t-on de l'acide ethanoque dans la vie courante.

2. Calculer le pKa du couple de l'acide ethanoque.

3. Pourquoi parle-t-on d'electrolyte faible?

Reponse: pKa=4,7

1.4 Dosage d'un acide faible par une base forte.

Etudions le titrage d'un volumeVA= 10mld'acide ethanoqueCH3COOHde concentrationCA inconnue mais voisine de 0;1mol:L1par de la soude de concentrationCB= 0;1mol:L1.

1. Faire un schema experimental du montage de dosage avec suivi pH metrique.

2. Ecrire la reaction de dosage.

3. Commenter le graphique obtenue.

4. Determiner le volume de soude versee a l'equivalence et calculerCA.

5. Determiner le pH de la solution initiale.

6. Determiner le pH de la solution a la demi-equivalence.

7. Determiner le pH de la solution a l'equivalence.College stanislashttp://ribiere.regit.org/

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1.5 Dosage d'un diacide par une base forte.

Etudions le titrage d'un volumeVA= 10mldeH2CO3de concentrationCAinconnue mais voisine de 0;1mol:L1par de la soude de concentrationCB= 0;1mol:L1.

1. Faire un schema experimental du montage de dosage avec suivi pH metrique.

2. Rappeler quels sont les caracteristiques d'une reaction de dosage.

3. Ecrire les reactions possibles entre la soude etH2CO3. Laquelle possede la plus grande constante

d'equilibre.

4. Identier sur le graphique les reactions successives.

5. Justier a partir du graphique que l'on puisse considerer les deux reactions comme successives.

6. Determiner le volume de soude versee a l'equivalence (preciser laquelle vous choisissez) et

calculerCA.

7. Determiner le pH de la solution initiale. Commenter en particulier les hypotheses faites lors de

ce calcul.

8. Determiner le pH de la solution a la premiere demi-equivalence.

9. Determiner le pH de la solution a la premiere equivalence.

10. Determiner le pH de la solution a la seconde demi-equivalence.

11. Proposer une zone de virage de l'indicateur colore permettant de suivre ce dosage. Comment

s'utilise un indicateur colore.College stanislashttp://ribiere.regit.org/

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1.6 Complexes Cobalt Ammoniac, lecture graphique.

Le graphe ci-apres donne le diagramme de distribution des especes pour les complexes ammineco-

balt (III) en fonction de pNH3 = - log[NH3], les indices de coordination allant de 1 a 6. Les courbes

tracees representent le pourcentage de chacune des especes contenant du cobalt (III) lorsque pNH3 varie.

1. Indiquer a quelles especes se rapportent les diverses courbes tracees.

2. Determiner, a partir du graphe et en justiant la methode utilisee, les constantes de formation

successivesKf i. En deduire les constantes globaleside formation de chacun des complexes.

3. On considere une solution obtenue en melangeant une solution de sulfate de cobalt (III) et une

solution d'ammoniac. Determiner, a partir du graphe, la composition de la solution pour : a ) pNH3 = 5 b) [NH3] = 3,5.10

4mol.L1Figure1.1 { Complexation du Cobalt par l'Ammoniac

1.7 Solubilite du sulfate de plomb PbSO

1. Calculer la solubilite du sulfate de plomb PbSO

4, pKs= 7;8.

2. On met dans un premier b^echer de 1L, 10

5 mole dePb2+et 105 mole deS024. Que se

passe-t-il en solution?

3. On met dans un second b^echer de 1L, 0,1 mole dePb2+et 0,1 mole deS024. Que se passe-t-il

en solution? Quel est la concentration a l'equilibre dePb2+.

Reponses=pK

0s= 1;3:104mol.L1.

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1.8 L'accumulateur au plomb.

La batterie est un accumulateur au plomb. Elle se decharge au demarrage, en fonctionnant comme une pile ordinaire (conversion d'energie chimique en energie electrique) puis se recharge lorsque la voiture roule (conversion d'energie cinetique en energie chimique). La baterie correspond a la pile suivante : Pb(s)jPbSO4(s)j(H2SO4C0= 1;7mol:L1)jPbSO4(s)jPbO2(s) L'acide sulfurique est tres concentre, il est considere dans cet exercice comme un diacide fort.

1. Que signie le fait que le diacide est suppose fort.

2. Etudier l'electrode de gauchePb(s)jPbSO4(s), donner le potentiel de cet electrode.

3. Etudier l'electrode de droitePbSO4(s)jPbO2(s), donner le potentiel de cet electrode.

4. Donner la polarite de la pile et le nombre de pile a monter en serie pour avoir une batterie de

12V

Donnees :E0

(Pb2+=Pb)=0;13VVE0 (PbO2(s)=Pb2+)= 1;44VetpKs(PbSO4) = 7;8

Reponse: 2. E

1=-0,37V, 2. E2=1,75V 3. e=2,12V

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Chapitre 2

Thermochimie.

2.1 Enthalpie standard de formation.

On s'interesse aux reactions suivantes :

2(g) +H2(g)!CO(g) +H2O(l) rH01

2(s) +H2(g)!CO(g) +H2O(l) rH02

1. Calculer le

rH01de la reaction suivante a 25C sachant que fH0a 25C enkJ:mol1de CO(g) est -110,3 deH2O(l) est -285,3 et deCO2(g) -392,2

2. Calculer le

rH02de la reaction suivante a 25C sachant que sublimH0(CO2) = 43;72kJ:mol1.

3. Calculer le

rH01de la reaction suivante a 150C sachant quec0penJ:mol1:K1de CO(g) est

28, deH2O(l) est 33, deH2(g) est 28 et deCO2(g) 34.

4. Calculer le

rH01de la reaction suivante a 150C sachant quec0p(qui sont fonction de la temperature) enJ:mol1:K1de CO(g) est 28+0,003.T, deH2O(l) est 33+0,004T, deH2(g) est 28+0,003.T et deCO2(g) 34+0,005.T.

Commentaire :

Un simple exercice d'application direct du cours, avec du changement d'etat. Il est interessant de

verier que vous ^etes en mesure d'ecrire les etapes du cycles de Hess. La derniere question de l'exercice

est aujourd'hui hors programme puisque les capacites caloriques molaires ne doivent pas dependre de la temperature (approximation d'Ellingham). Le calcul montre que leur prise en compte conduisait a des ecarts faibles pour des variations de temperature raisonnable.

2.2 Pile a hydrogene.

1. Quelle est l'energie thermique liberee par une pile a hydrogene lors de la formation d'un

kilogramme d'eau liquide a 25 C, partant d'un melange stoechiometrique, sous pression at- mospheriqueP0sachant que pour la reaction explosive suivante :

2H2(g) +O2(g) = 2H2O(l) rH0(298K) =570;4kJ:mol1

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Preciser de quel type de reaction (acide base, complexation, precipitation, oxydoreduction) il s'agit.

2. On appelleC01= 27;2J:mol1:K1,C02= 27;2J:mol1:K1,C03= 75;3J:mol1:K1les ca-

pacites thermiques molaires isobares deH2,O2,H2O(l), valeur moyenne independante de T, calculer rH0(350K).

3. Faire une breve recherche internet sur les possibilites de la pile a hydrogene.

Reponse:=m2M= 27;8moletH=15840kJ <0

2.3 Enthalpie standard de l'equilibre de Boudouard.

L'equilibre de Boudouard est le suivant :

C(s) +CO2(g) = 2CO(g)

A 25 C, l'enthalpie molaire de formation du dioxyde de carbone est fH0(CO2) =112;9kJ:mol1 et l'enthalpie molaire de formation du monoxyde de carbone est fH0(CO) =392;9kJ:mol1.

1. Preciser le degre d'oxydation du carbone dans chaque cas.

2. Calculer l'enthalpie standard de reaction a 298K.

3. La reaction est elle endo ou exothermique.

Reponse:rH0=672;9kJ:mol1<0

2.4 Combustion totale de l'ethanol liquide.

Une massem= 0;4867gd'ethanol liquideCH3CH2OHest brule totalement dans un calo- rimetre adiabatique et isochore dans un exces de dioxygene. Une elevation de temperature de 23;56C a 25;54Cest observee.

1. Ecrire l'equation bilan de la reaction.

2. Sachant que la capacite calorique a volume constant totale initiale (avant reaction) estCV=

5;580:103J:K1, calculer l'energie standard de combustion.

3. En deduire alors l'enthalpie de combustion.

4. L'energie de liaisonEXY(ou enthalpie standard de dissociation d'une liaison) est la moyenne

des enthalpies de dissociation de cette liaison calculee sur un ensemble de composesa l'etat gazeuxcomportant cette liaison.

Diverses energies de liaisons en kJ.mol

1sont rappelees dans le tableau ci apres :

E CHE CCE COE OHE O=OE C=OE

OH415345356463498804463

L'enthalpie de vaporiation de l'ethanol est

vapH= 43kJ.mol1. A partir de ces donnees, comparer le resultat experimental a vos attentes theoriques et com- menter.

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Reponse: theoriquementrH=1218kJ.mol1alors qu'experimentalement1365kJ.mol1

Commentaire :

Un exercice complet, qui comporte une partie experimentale, nouvelle maniere d'introduire les exer-quotesdbs_dbs1.pdfusesText_1

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Equilibre chimique.

1.1 Oxydation du dioxyde de soufre.

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Reponse:O2reactif limitant etF=0,2 mole.

1.2 Conductivite d'un electrolyte fort

2et l=1cm) dans une solution contenant

0=0,01 mol de KCl etn0=0,01 mol de PbCl2dans un littre d'eau.

2.mol1)3519,97,35147,63

1. Justier a partir de vos connnaissances sur l'electronegativite que les composees sont des com-

2. Calculer la conductivite et la resistivite de la solution.

3. En deduire la valeur de la conductance et la resistance achee par le conductimetre.

4. Pourquoi dans la pratique est il necessaire d'etalonner le conductimetre.

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1. Ou trouve-t-on de l'acide ethanoque dans la vie courante.

2. Calculer le pKa du couple de l'acide ethanoque.

3. Pourquoi parle-t-on d'electrolyte faible?

Reponse: pKa=4,7

1.4 Dosage d'un acide faible par une base forte.

1. Faire un schema experimental du montage de dosage avec suivi pH metrique.

2. Ecrire la reaction de dosage.

3. Commenter le graphique obtenue.

4. Determiner le volume de soude versee a l'equivalence et calculerCA.

5. Determiner le pH de la solution initiale.

6. Determiner le pH de la solution a la demi-equivalence.

7. Determiner le pH de la solution a l'equivalence.College stanislashttp://ribiere.regit.org/

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1.5 Dosage d'un diacide par une base forte.

1. Faire un schema experimental du montage de dosage avec suivi pH metrique.

2. Rappeler quels sont les caracteristiques d'une reaction de dosage.

3. Ecrire les reactions possibles entre la soude etH2CO3. Laquelle possede la plus grande constante

4. Identier sur le graphique les reactions successives.

5. Justier a partir du graphique que l'on puisse considerer les deux reactions comme successives.

6. Determiner le volume de soude versee a l'equivalence (preciser laquelle vous choisissez) et

7. Determiner le pH de la solution initiale. Commenter en particulier les hypotheses faites lors de

8. Determiner le pH de la solution a la premiere demi-equivalence.

9. Determiner le pH de la solution a la premiere equivalence.

10. Determiner le pH de la solution a la seconde demi-equivalence.

11. Proposer une zone de virage de l'indicateur colore permettant de suivre ce dosage. Comment

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1. Indiquer a quelles especes se rapportent les diverses courbes tracees.

2. Determiner, a partir du graphe et en justiant la methode utilisee, les constantes de formation

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1. Calculer la solubilite du sulfate de plomb PbSO

4, pKs= 7;8.

2. On met dans un premier b^echer de 1L, 10

5 mole dePb2+et 105 mole deS024. Que se

3. On met dans un second b^echer de 1L, 0,1 mole dePb2+et 0,1 mole deS024. Que se passe-t-il

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1. Que signie le fait que le diacide est suppose fort.

2. Etudier l'electrode de gauchePb(s)jPbSO4(s), donner le potentiel de cet electrode.

3. Etudier l'electrode de droitePbSO4(s)jPbO2(s), donner le potentiel de cet electrode.

4. Donner la polarite de la pile et le nombre de pile a monter en serie pour avoir une batterie de

Donnees :E0

Reponse: 2. E

1=-0,37V, 2. E2=1,75V 3. e=2,12V

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