Université de Provence 1ère session 2010-2011 Licence 1 BIO – Thermodynamique chimique Date de l'épreuve : 19 mai 2011 Horaires de l'épreuve : 11h-12h Sans document, mais avec calculatrice verte homologuée UP Pour l’ensemble des exercices, rappelons que : - La constante des gaz parfaits R = 8,314 J.mol-1.K-1 - La température : 0°C = 273,15 K - La pression : 1 atmosphère = 1,013.105 Pa 1 bar = 105 Pa 1. Gaz parfait et Thermodynamique Un gaz parfait occupe un volume de 17,40 dm3, à 300,0 K, sous une pression de 1,050.105 Pa. On chauffe ce gaz en maintenant le volume constant, jusqu’à ce que la pression soit de 1,800.105 Pa. a) Calculer la température finale du gaz b) Calculer la variation d’énergie interne (∆U) et d’enthalpie (∆H) de ce gaz au cours du processus. c) Calculer la quantité de chaleur fournie au gaz pour l’amener à l’état final. La capacité calorifique molaire de ce gaz à pression constante est : Cp,m = 29,30 J.K-1.mol-1 2. Thermochimie du cyclopropane a - Calculer la variation d’enthalpie ∆rH lors de la combustion à pression constante et à 298 K de 3 moles de cyclopropane (CH2)3(g) et de la quantité suffisante d'oxygène selon l'équation bilan (à équilibrer). La réaction est-elle endo ou exothermique ? …(CH2)3 (g) + …O2 (g) …CO2 (g) + …H2O (l) Données : variation d'énergie interne à 298 K au cours de la combustion de 3 moles de cyclopropane : ∆rU = - 6 251.103 J b - Calculer l'enthalpie molaire standard de formation du cyclopropane ∆fH°((CH2)3(g) 298 K) Données : les enthalpies molaires standard de combustion à 298 K : (CH2)3 (g) : ∆cH°m = - 2 090 kJ.mol-1 C (s) : ∆cH°m = - 393,5 kJ.mol-1 H2 (g) : ∆cH°m = - 285,9 kJ.mol-1 3. Synthèse industrielle de l’éthanol L'éthanol est en partie synthétisé par l'hydratation de l'éthène en phase gazeuse à 300°C, sous une pression constante de 70 bar, en présence d'un catalyseur acide: C2H4(g) + H2O(g) = CH3CH2OH(g) a) Calculer la valeur de l'enthalpie standard, de l'entropie standard et de l'enthalpie libre standard de cette réaction à 25°C. b) Calculer la valeur de la constante d'équilibre de la réaction à 300°C, en supposant que les valeurs calculées au a) sont indépendantes de la température. c) Dans les conditions industrielles, on introduit 2 moles d'eau et 2 moles d'éthène pour démarrer la réaction. Définir l'avancement ξ de la réaction et calculer sa valeur ξe à l'équilibre. d) Dans quel sens cet équilibre est déplacé si on augmente la pression totale ? et si on ajoute de l’eau ? Justifier. Données : Masse molaire en g.mol-1: C : 12,0 Grandeurs thermodynamiques déterminées à indépendantes de la température: Composé (état) ∆fH°m (kJ.mol-1) CH3CH2OH(g) -235,1 H2O(g) -241,8 C2H4(g) 52,3 O : 16,0 25°C et supposées S°m (J.K-1.mol-1) 282,7 188,7 219,5