Année 2015-2016 TD n°1 : Evolution d'un système physico-chimique S. Falcou
PCSI
Exercice 1 : Diagramme partiel (p,T) de l'eau.
1) Indiquer dans quel état se trouve l'eau à :
a) p = 5,00 bar et θ = 0,00°C.
b) p = 240 bar et θ = 400°C.
c) p = 0,00200 bar et θ = 50,0°C.
d) p = 1,013 bar et θ = -30,0°C.
2) Donner le nom des différentes courbes présentent et rappeler les caracrtéristiques
particulières des points T et C.
3) On suppose maintenant que l'on part d'une mole d'eau dans l'état décrit en 1)c) et on
augmente la pression jusqu'à 5 bars, à température constante, en diminuant régulièrement le
volume.
a) Déterminer le volume initial du système étudié.
b) Pour quelle pression apparait-il une nouvelle phase ? Quelle est la nature de cette
phase ? Comment nomme-t-on le passage de la phase initiale à la nouvelle phase ? Quel est le
volume du récipient au moment où apparait cette première phase ?
c) Tracer l'allure de la courbe donnant p en fonction de V lors de l'évolution étudiée.
4) A partir de l'état précédemment obtenu, on diminue la température jusqu'à -10,0°C, en
retirant régulièrement de la chaleur au système.
a) Quel changement de phase observe-t-on et à quelle température a-t-il lieu ?
b) Tracer alors la courbe d'analyse thermique lors de l'évolution étudiée.
5) Est-il alors possible d'obtenir du gaz ou du liquide en modifiant la pression ? Indiquer
comment.
6) On considère enfin de l'eau à 0,00°C sous 40,0 bar. On fait alors varier la pression à 0°C
de 40 bars à 1,0.10-4 bar. Décrire ce qui se passe et tracer l'allure de l'évolution de la pression
en fonction du volume du récipient dans lequel se trouve l'eau.
Réponse : 3)a) 11,8 m3b)191 L 4)a) -1,5°C
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Exercice 2 : vapeur saturante et vapeur sèche.
On introduit 4,00 g d’eau dans un récipient de volume V = 10,0 L maintenu à 80°C.
1- Quelle est la pression régnant dans le récipient s’il était initialement vide d’air ? Quelle est
la masse d’eau liquide ?
2- Même question si la température est de 100°C.
Données : pression de vapeur saturante à 80°C : 0,466 bar.
R = 8,31 J.K-1.mol-1
Réponse : 1) 0,466 bar ; 1,14 g 2) 0,689 bar.
Exercice 3: volume massique moyen d’un mélange.
Un récipient de volume 80,0 L contient 4,00 kg de fréon sous la pression de 1,60 bar. Le
fréon n’est pas présent à l’état solide
1- Quelle est la température en kelvin ? On calculera le volume massique moyen du fréon
dans ces conditions.
2- Quelles sont les proportions en masse de liquide et de vapeur dans le mélange ? Quelles
sont alors les proportions en moles ?
3- Quels sont les volumes occupés par les phases vapeur et liquide ?
Données : sous P = 1,60 bar, teb = -18,49°C, ul = 6,876.10-4 m3.kg-1, uv = 0,1031 m3.kg-1, t(°C)
= T(K) – 273,15.
Réponse : 1) 254,66 K 2) 18,9 % de vapeur en masse 3) 77,8 L de vapeur
Exercice 4 : réactions nucléaires.
en vous aidant de la classification périodique donnée en annexe, écrire les réactions
modélisant les transformations nucléaires suivantes :
a) Le sodium Na 24 subit une désintégration -.
b) Le sodium Na 22 subit une désintégration +.
c) L'uranium U 238 capte un proton et un seul élément est obtenu : le neptunium Np 239.
d) Curie et Joliot ont étudié le bombardement de noyaux d'aluminium Al 27 par des
particules en 1934. La transformation met en jeu la rencontre d'une particule avec un
atome d'aluminium, et conduit dans 95% des cas à la production d'un proton et d'un nouveau
noyau. Dans 5% des cas, la rencontre conduit à la production d'un neutron et d'un nouveau
noyau. Répondre à la question pour les deux processus.
Exercice 5 : fractions molaire et massique.
1) On considère un mélange gazeux binaire eau H2O - ammoniac NH3 de fraction massique
en eau weau = 0,30. Déterminer les fractions molaires en eau et ammoniac de ce mélange.
Commenter le résultat obtenu. Pouvait-on s'y attendre ?
2) On considère un alliage or Au - cuivre Cu de fraction molaire 0,50 en l'un des métaux.
Déterminer les fractions massiques en chacun des métaux. Commenter le résultat obtenu.
Exercice 6 : transformations chimiques.
Equilibrer les réactions suivantes :
1) C5H12O + O2 CO2 + H2O
2) MnO4- + H2O2 + H+ Mn2+ + O2 + H2O
3) N2O4 + N2H4 N2 + H2O
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Exercice 7 :
1) Ecrire l’équation-bilan de la réaction d’oxydation totale méthane en dioxyde de carbone
et eau par le dioxygène avec un coefficient stoechiométrique de 1 pour le méthane.
2) On réalise cette réaction en partant d’un mélange d’une mole de dioxygène et d’une
mole de méthane. Calculer le degré d’avancement de la réaction lorsque 0,50 moles de
dioxyde de carbone se sont formées.
Même question lorsque 0,25 moles d’eau se sont formées.
3) On part cette fois-ci d’un mélange contenant 0,50 moles de méthane, 4,00 moles de
dioxygène, 0,25 moles de dioxyde de carbone et 0,60 moles d’eau. Calculer les limites entre
lesquelles peut varier si la réaction pouvait se faire dans les deux sens (ce qui dans ce cas
n’est d’ailleurs pas possible chimiquement).
Solution : 2) 0,5 ; 0,125 3)-0,25 et 0,5.
Exercice 8 :
1) Ecrire l’équation-bilan de l’oxydation de l’éthanol CH3-CH2-OH en acide carboxylique
CH3-CO2H et eau par le dioxygène.
2) Le dioxygène étant en excès, l’oxydation de 23 g de cet alcool fournit 24 g de l’acide
carboxylique correspondant. Calculer le rendement de cette réaction.
Données : masses atomiques molaires en g.mol-1 : H 1,0 ; C 12,0 ; O 16,0.
Solution : 2) 80 %.
Exercice 9 :
Un réacteur de volume constant deux litres et maintenu à la température constante de 20°C
contient un mélange équimolaire d’air (mélange à 80% en moles de diazote et 20% de
dioxygène) et de dihydrogène sous une pression de 1 bar. Il se produit la réaction de synthèse
de l’eau à partir de dihydrogène et de dioxygène. Dans les conditions indiquées, l’eau est
liquide et les deux réactifs sont gazeux. On mesure dans l’état final une pression de 0,700 bar.
1) Déterminer les quantités de matière introduites initialement.
2) Montrer que la valeur de la pression finale prouve que la réaction a été totale.
Donnée : R = 8,314 J.K-1.mol-1, 1 bar = 105 Pa.
Exercice 10 : On étudie l’équilibre de dimérisation de 1,00 mole d’acide éthanoïque, dans
des conditions de pression et de température fixes où l’acide éthanoïque et son dimère sont à
l’état gazeux : 2 CH3COOH C4H8O4
Calculer l’expression de la densité du mélange gazeux en fonction de l’avancement de cette
réaction.
Solution : d = 2/(1-
).
Exercice 11 :
Dans un litre de solution d’acide chlorhydrique à 1,00 mole par litre, on dissout 0,20 moles
de soude (NaOH) et 0,50 moles de phosphate de sodium (Na3PO4). Il se produit
successivement et de façon totale les réactions acide-base suivante :
a- OH- + H3O+ b- PO43- + H3O+ c- HPO42- + H3O+
Donner les concentrations des différentes espèces présentes dans la solution à la fin de ces
réactions.
1
/
3
100%
