exam 2010-11 thermochimie TC

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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
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