TD thermo 2013 PHARM1

Chimie
spécifique pharmacie
PACES
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1
RAPPEL SUR LE PLANNING DES SEANCES DES SEPI ET TD DU CYCLE PHARM1.
GROUPES
3, 4, 5, 6 1, 2, 7, 8
SEPI Jeudi 4 avril
à la Serve à Meylan Mardi 9 avril à la Serve à Meylan
Thermochimie 9h – 10h 14h – 15h
Cinétique chimique 10h –11h 15h – 16h
TD
Jeudi 4 avril à la Serve à Meylan Lundi 15 avril amphi Lemarchands à La Tronche
Thermochimie 13h – 15h 8h – 10h
Cinétique chimique 15h – 17h 10h – 12h
Chimie physique
TD DE THERMOCHIMIE.
Les QCM sont à préparer avant la séance de TD et seront corrigés en début de séance.
Les exercices supplémentaires, qui ne sont pas sous forme QCM, seront travaillés et
corrigés durant la séance de TD mais ne sont pas à préparer avant.
!!! CE TD EST A PREPARER SANS L’UTILISATION DE CALCULATRICE !!!
Formulaire :
Lois de Hess :
0 0
r 298 f 298
∆X .∆X
i
i
ν =
∑
0 0
r 298 i i
i
∆S = ν
×S
∑
(X = H ou G)
Expression de l’affinité chimique
en fonction de K
0
et Qr :
0
r
K
RT.ln
Q
A =
Relation de Van’t Hoff :
(
)
(
)
0
0
r
2
d ln K (T)
∆H
= +
dT
RT

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QCM
L’éthanol CH
3
CH
2
OH peut être préparé à partir d’éthylène et de vapeur d’eau selon la
réaction 1:
CH
2
=CH
2
(g) + H
2
O (g) = CH
3
CH
2
OH (g)
On se place dans le cadre de l’approximation d’Ellingham.
Données. Ethylène (g) Eau (g) Ethanol (g)
∆
f
H° (kJ.mol
-
1
) à 298 K 52,5 -242 -235
S° (J.mol
-
1
.K
-
1
) à 298 K 220 190 280
Q UESTION 1. Parmi les items suivants, lequel (lesquels) est (sont) juste(s) ?
A. Une réaction de formation s’écrit toujours à partir des éléments constitutifs dans leur
état gazeux.
B. La réaction 1 est la réaction de formation de l’éthanol gazeux au sens
thermodynamique.
C. Le ∆
f
H° de l’éthylène (g) correspond au ∆
r
H° de toute réaction formant une mole
d’éthylène gazeux.
D. Le ∆
f
H° de l’eau (g) correspond au ∆
r
H° d’une réaction formant une mole d’eau
gazeuse à partir d’une mole de H
2
(g) et d’une mole de O (g).
E. Les items A, B, C et D sont faux.
Q UESTION 2. Que vaut l’enthalpie standard de réaction ∆
r
H°
1
?
A. – 59,5 kJ/mol
B. – 424,5 kJ/mol
C. – 45,5 kJ/mol
D. + 59,5 kJ/mol
E. Les items A, B, C et D sont faux.
Q UESTION 3. Connaissant le signe de ∆
r
H°
1
, que pouvez-vous en conclure ?
A. La réaction est endothermique.
B. La réaction est exothermique.
C. Quand T augmente, la constante de cet équilibre K°
1
diminue.
D. Quand T augmente, la constante de cet équilibre K°
1
augmente.
E. Les items A, B, C et D sont faux.
Q UESTION 4. Parmi les items suivants, lequel (lesquels) est (sont) juste(s) ?
A. ∆
r
S°
1
<0 car la réaction dans le sens direct conduit à une désorganisation du système.
B. ∆
r
S°
1
>0 car la réaction dans le sens direct conduit à une désorganisation du système.
C. ∆
r
S°
1
<0 car la réaction dans le sens direct conduit à un système plus ordonné.
D. ∆
r
S°
1
>0 car la réaction dans le sens direct conduit à un système plus ordonné.
E. Les items A, B, C et D sont faux.

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Q UESTION 5. Que vaut l’entropie standard de réaction ∆
r
S°
1
?
A. – 130 J/K/mol
B. + 130 J/K/mol
C. – 690 J/K/mol
D. + 690 J/K/mol
E. Les items A, B, C et D sont faux.
Q UESTION 6. Que vaut l’enthalpie libre standard de réaction ∆
r
G°
1
à 500K?
A. – 100,5 kJ/mol
B. Environ – 65 kJ/mol
C. + 19,5 kJ/mol
D. + 19,5 J/mol
E. Les items A, B, C et D sont faux.
Q UESTION 7. Connaissant ∆
r
G°
1
à une température donnée on peut calculer la constante
d’équilibre K°
1
à la même température par la relation :
A. K°
1
= – RT.ln(∆
r
G°)
B. K°
1
= – RT.log(∆
r
G°)
C. ∆
r
G° = – RT.ln(K°
1
)
D. ∆
r
G° = – RT.log(K°
1
)
E. Les items A, B, C et D sont faux.
Q UESTION 8. Au sujet de la température d’inversion de la réaction 1, quel(s) item(s) est (sont)
juste(s) ?
A. C’est la température pour laquelle ∆
r
G°
1
= 0.
B. C’est la température pour laquelle K°
1
= 1.
C. Elle existe nécessairement car ∆
r
H°
1
et ∆
r
S°
1
sont de même signe.
D. Elle vaut 350 K.
E. Les items A, B, C et D sont faux.
Q UESTION 9. Au sujet de modifications de paramètres physiques une fois l’équilibre de la
réaction 1 établi, indiquer quel(s) item(s) est(sont) juste(s) ?
A. Une augmentation de température à pression constante déplace l’équilibre dans le
sens direct.
B. Une augmentation de température à pression constante déplace l’équilibre dans le
sens indirect.
C. Une augmentation de pression à température constante déplace l’équilibre dans le
sens direct.
D. Une modification de pression à température constante est sans effet sur l’équilibre.
E. Les items A, B, C et D sont faux.
Questions 10 et 11. Pour simplifier les notations, on utilisera les indices A, B et C pour
désigner une grandeur relative respectivement à l’éthylène, à l’eau et à l’éthanol. Par
exemple, la pression partielle de l’eau sera notée P
B
.

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Q UESTION 10. Parmi les expressions du quotient de réaction associé à la réaction 1, indiquer
quelle(s) expression(s) est(sont) juste(s)
A.
.
.
°
=
C
A B
P P
Qr
P P
B.
,
.
.
C T g
A B T
n n
P
Qr
n n P
°
= ×
C.
.
C
A B
n
Qr
n n
=
D.
.
. .
C
A B
n
V P
Qr
n n RT
°
= ×
E. Les items A, B, C et D sont faux.
Q UESTION 11. Parmi les perturbations suivantes une fois l’équilibre de la réaction 1 établi,
quelle(s) est (sont) celle(s) dont on peut conclure qu’elle(s) déplace(nt) l’équilibre dans le
sens de la formation d’éthanol ?
A. Un retrait d’éthanol (=composé C) à température et pression constantes.
B. Un ajout de vapeur d’eau (= composé B) à température et volume constants.
C. Un ajout d’air (considéré comme un mélange de N
2
et O
2
inerte) à température et
pression constantes.
D. Un ajout d’air (considéré comme un mélange de N
2
et O
2
inerte) à température et
volume constants.
E. Les items A, B, C et D sont faux.

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EXERCICES SUPPLEMENTAIRES
Exercice 1.
On reprend la synthèse de l’éthanol : CH
2
=CH
2
(g) + H
2
O (g) = CH
3
CH
2
OH (g)
On se place à une température donnée. Partant d’un état initial de 100 mol en éthylène, 100
mol en eau et 0 mol en éthanol, sous une pression totale constante P
T
= 1 bar.
A) On travaille en premier lieu à une température pour laquelle K°
1
= 2.10
–4
.
(a) Estimer la valeur de l’avancement à l’équilibre en effectuant les approximations
adéquates.
(b) Quel est l’état du système à l’équilibre ?
B) On travaille maintenant à une température pour laquelle K°
1
= 10
4
.
(a) Estimer les nombres de moles d’éthylène et d’eau restants à l’équilibre en effectuant les
approximations adéquates.
(b) Quel est l’état du système à l’équilibre ?
Exercice 2.
On rappelle que pour une demi-équation redox de type Ox + n.e
–
= Red écrite dans ce sens, on
définit une enthalpie libre standard de demi-réaction : ∆
r
G
0
* = – n.F.E
0
où E
0
est le potentiel
standard du couple redox considéré et F la constante de Faraday (F = 96 500 c.mol
-1
).
Données (à 298K) :
E
01
(Fe
3+
/Fe
2+
) = + 0,77 V
E
02
(Ni
2+
/Ni(s)) = – 0,23 V
On considère une pile formée par deux demi-piles:
• la première contient du nickel solide (électrode) et des ions Ni
2+
en solution aqueuse
• la seconde contient et des ions Fe
3+
et Fe
2+
en solution aqueuse (l’électrode étant en
platine, métal noble inattaquable)
Le fonctionnement de la pile est donc basée sur la réaction entre les espèces des couples
Ni
2+
/Ni(s) et Fe
3+
/Fe
2+
.
A) (a) A la vue des valeurs des E
0
, quelle est à votre avis la réaction spontanée permettant à la
pile de débiter ?
(b) Ecrire son équation chimique avec les coefficients stœchiométriques entiers les plus petits
possibles.
B) (a) Exprimer en fonction des potentiels standard l’enthalpie libre standard de réaction à
298K.
(b) Faire l’application numérique.
C) Donner une expression numérique en puissance de 10 de K
0
à 298K. On prendra
RT/F.ln (x) = 0,06 log(x) à 298 K.