Transcript Voir le document

PHY2001 – Thermodynamique des systèmes terrestres
AUT 2014
TRAVAIL PRATIQUE #10
Nouvelles connaissances :
Enthalpie libre de réaction. Interprétation de son signe
Conditions d’équilibre
Constantes d’équilibre, Kc (concentration) et Kp (pression)
Lien entre enthalpie libre de réaction, ∆rG0, et constante d’équilibre, Kp.
Les changements de phase
Exercice 1
On considère la réaction CuBr2(s) → CuBr(s) + 1/2 Br2(g)
a) Dans quelle direction cette réaction se produit-elle à 298 K et sous une pression de 1 bar ?
b) À quelle température ces trois composés coexistent à la pression de 1 bar ?
On suppose que les valeurs de l’enthalpie de formation et de l’entropie absolue standard ne
varient pas avec la température.
On donne :
CuBr2
CuBr(s)
Br2(l)
Br2(g)
∆fH0 (kcal/mol)
-33,2
-25,1
0,00
7,34
S0 (cal K-1mol-1)
30,1
21,9
36,36
58,64
Exercice 2
Lorsqu’on envoie, dans un four à une température de 900°C, un courant gazeux, supposé parfait,
constitué d’un mélange de CO, CO2 et H2, à la pression d’une atmosphère, il s’établit l’équilibre
suivant :
CO(g) + H2O(g) ↔ H2(g) + CO2(g)
a) Donner les variations d’enthalpie et d’entropie standards de la réaction, à la température
de 25°C.
b) Calculer la constante d’équilibre à 900°C.
c) Calculer le nombre de moles des différents constituants du mélange à l’équilibre, pour un
mélange initial à 900°C de 20 moles de CO, 15 moles de CO2 et 25 moles de H2.
d) Calculer la température d’inversion de l’équilibre pour favoriser la formation d’eau.
EM
TP#10-1/2
17/11/2014
PHY2001 – Thermodynamique des systèmes terrestres
AUT 2014
Exercice 3
Calculez la variation d’enthalpie libre standard et la constante d’équilibre, Kp, pour la réaction :
NO (g) + O3 (g)= NO2 (g) + O2 (g)
La grandeur de la constante d’équilibre est-elle surtout une conséquence de la variation d’enthalpie
ou de la variation d’entropie pour cette réaction?
Données :
∆G 0f ( NO2 ) = 51,23kJ / mol ; ∆G 0f (O3 ) = 163,2kJ / mol ; ∆G 0f ( NO ) = 86,58kJ / mol ;
Exercice 4
 t 
 100 
4
Au voisinage de 100 ˚C, la pression saturante de=
l’eau vaut : ps p=
0
 , p0 1bar
On considère une cocotte-minute dont la soupape a une masse de 40 g et le tuyau de soupape une
section de 4 mm2. On met de l’eau dans la cocotte-minute et on ferme hermétiquement le couvercle.
L’ensemble est ensuite placé sur un rond de cuisinière. Au bout d’un certain temps, la soupape se
met en rotation. Quelle est la température à l’intérieur de la cocotte-minute?
Exercice 5
La température normale d’ébullition du butane est -0,5°C. À la pression de 10 atmosphères, la
température d’ébullition est de 79,5°C.
a) Calculer l’enthalpie de vaporisation du butane, supposée constante dans l’intervalle de
température de l’exercice.
b) Quelle est la pression à l’intérieur d’une bouteille de butane à 25°C? À -2°C?
c) Est-il possible d’utiliser le butane comme combustible à cette dernière température?
Expliquer.
Exercice 6
On propose de suivre la courbe de vaporisation du sodium de sa température de fusion (371 K)
jusqu’à son point critique (2509 K). L’enthalpie de vaporisation du sodium liquide à sa température
normale d’ébullition (1156 K) est de 89,6 kJ mol-1.
a) Évaluez la pression de vapeur saturante au-dessus du sodium liquide en mettant en évidence
les hypothèses simplificatrices faites.
b) Calculez la tension de vapeur du sodium liquide à 700 K, ainsi que sa pression critique. Que
devient la courbe lorsqu’on fait croître T indéfiniment?
c) On se propose maintenant de tenir compte des capacités calorifiques en les supposant
constantes : Cp,m (Na liq) = 37,47 J mol-1K-1; Cp,m (Na vap) = 20,79 J mol-1K-1. Intégrez l’équation
de Clapeyron dans ces conditions.
d) Quelles sont alors la tension de vapeur du liquide à 700 K et la pression critique?
L’expérience donne respectivement 1 mbar et 256 bars.
EM
TP#10-2/2
17/11/2014