Thermodynamique 4 :
Equilibre ou Evolution ?
Quelques réponses
1 : Faux. S’il n’y a que des phases condensées pures (dont l’activité vaut 1), le quotient de réaction est constamment égal à 1.
2 : Faux. Par exemple, dans les équilibres de précipitation comme Ag+(aq) + Cl-(aq) = AgCl(s), on a beau introduire Ag+ et Cl-, rien ne se passe tant que le produit [Ag+][Cl-] ne dépasse pas la valeur KS.
3 : Faux. On peut imaginer que la réaction s’est déroulée en sens direct et a totalement consommé un des réactifs. Quand la transformation cesse, les concentrations et autres paramètres n’évoluent plus : on est à l’équilibre. Mais un des réactifs manque : ce n’est pas un équilibre chimique.
4 : Faux. K° ne dépend que de T.
5 : 1) K° > 1 : la transformation dans une pile suit le sens favorable.
2) Qr = 1 donc quel que soit l’avancement (uniquement des phases condensées pures), on a toujours Qr < K°.
La réaction se déroule en sens direct : l’état d’équilibre final n’est pas un état d’équilibre chimique (Hg(OH)2 a disparu).
6 : 1) ΔrS° = - 42,6 J.K-1.mol-1. 2) ΔrG° (500 K) = - 28,4 kJ.mol-1.
3) a) ngaz,init =2,4 mol → Ptot,init = 4,99 bar. La quantité de matière gazeuse reste constante : Ptot,fin = 4,99 bar.
Donc, xCO2,fin = 0,46 et nCO2,fin = 1,11 mol = nH2,fin. K° (500 K) = 140 d’où : ΔrG° (500 K) = - 20,5 kJ.mol-1. b) Guldberg-Waage : K° (500 K) = ξ²/[(2-ξ)(1-ξ)] → ξ = 0,993 mol.
7 : 1) ΔrS° = 161 J.K-1.mol-1 (augmentation du désordre en sens direct : on forme un gaz à partir d’un solide) ΔrH° = 78,0 kJ.mol-1 : endothermique.
2) Peq (500 K) = 1,86 bar ≠ P. Equilibre final = rupture d’équilibre avec A > 0. Le réactif a totalement disparu : ξf = 0,100 mol. A T et P constantes, Q = ΔH ≈ ΔrH° ξf = 7,8 kJ.
8 : 1) P(SO3,eq) = 7,0.10-6 bar ; P(SO2,eq) = 2 P(O2,eq) = 3,4.10-3 bar.
2) (4) = (3) – (1) donc K4 = K3/K1 = 1,43.105.
