Examens de Thermochimie L1(S1) - Licence Sciences de la Matière

 Ci dessous vous allez trouver des examens de avec corrigé, ces examens traitent les chapitres de module , pour s'entraîner bien c'est mieux de faire toutes les exercices d'examens.

Examens de Thermochimie

Examen 1

Exercice I 

Soit la réaction suivante : 
N2H4(liq) + CH3OH(liq) → CH2O(g) + N2(g) + 3H2(g) (I) 
1-Calculer à 298K L’enthalpie standard de la réaction (I) en utilisant des enthalpies standard des réactions suivantes : 
(1) N2H4(liq) + H2(g) → 2NH3(g) rH°1 = -140,6 kJ.mol-1 
(2) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) rH°2 = -92,2 kJ.mol-1 
(3) CH2O(g) + H2(g) → CH3OH(liq) rH°3 = -130,6 kJ.mol-1 
2-a-Etablir le cycle de Hess permettant de déterminer l’enthalpie de la réaction (I) à partir des enthalpies de liaison. Calculer sa valeur. 
b- Comparer la valeur obtenue à celle déterminée dans la question (1-) et conclure. 
3- Calculer l’enthalpie standard de la réaction à 350K, sachant qu’à cette température CH3OH se trouve à l’état gazeux. 
4- On considère, à 350K, un système réactionnel constitué de 5.10-3 mol de N2H4 et 5.10-3 mol de CH3OH. Calculer la quantité de chaleur échangée par ce système à T = 350K et à : a-pression constante, 
b- volume constant. 

Données : 

- Enthalpies standard de liaison à 298 K (kJ.mol-1) 
lH°(C-H) = –415 ; lH°(O-H) = –463; lH°(C=O) = –730 ;
 lH°(C-O) = –350 ; lH°(N-N) = –160 ; lH°(N-H) = –389 ; 
lH°(N≡N) = –936 ; lH°(H-H) = –436 
- Enthalpies standard de vaporisation à 298 K (kJ.mol-1)  
vapH°(CH3OH) = 38,1 ;  vapH°(N2H4) = 44,7 
- Capacités calorifiques molaires Cp (J.K-1.mol-1) Cp(CH3OH, g) = 43,9 ; Cp(N2H4, liq) = 139,3 ; Cp(CH2O, g) = 35,4 ; Cp(H2, g) = 28,8 ; Cp(N2, g) = 29,1 
- Constante des gaz parfaits : R= 8,31 J.K-1.mol-1 
- Formules développées

Exercice II

On considère la réaction d’oxydation du méthane CH4 par le peroxyde d’hydrogène H2O2, dans les conditions standard : 
H2O2(g) + CH4(g) → CH3OH(g) + H2O(g) (I) 
1- Calculer L’enthalpie libre standard de réaction ΔrG°298. Commenter son signe. 
2- Déduire l’entropie standard de réaction ΔrS°298. Commenter sa valeur. 
3- Calculer l’entropie absolue standard de H2O2 gazeux à 298K. 
4- Déterminer l’entropie absolue standard de H2O2 solide à 272,6K. 

Données: 

-Enthalpie standard de la réaction (I) : ΔrH°298(I) = -231,5 kJ.mol-1 
- Enthalpies libres standard de formation à 298K (kJ.mol-1) : 
f G°(CH4, g) = –50,7 ; f G°(H2O2, g) = –105,6 ; 
f G°(H2O, g) = –228,6 ; f G°(CH3OH, g) = –161,6 
- Entropies absolues standard à 298K (J.K-1.mol-1) : 
S°( CH4,g) = 186,3 ; S°(H2O, g) =188,8 ; S°(CH3OH, g) =239,8 
- Enthalpie standard de fusion à 272.6 K (kJ.mol-1) : 
fusH°272.6 (H2O2) = 10,5 - Enthalpie standard de vaporisation à 298 K (kJ.mol-1) :  vap H°298 (H2O2) = 51,6 
- Capacité calorifique molaire (J.mol-1.K-1): C p (H2O2, liq) = 89,1 

Exercice III 

La dissociation de NO2 (g) conduit à l’équilibre suivant : 
2NO2 (g) ⇌ 2 NO (g) + O2(g) 
1- Calculer, pour cette réaction, à 298K, les valeurs des grandeurs thermodynamiques suivantes et commenter leurs signes. 
a- L’enthalpie standard ∆rH°298, 
b- L’entropie standard ∆rS°298. 
2- On réalise, à 500 K, l’équilibre chimique ci-dessus en introduisant initialement, une quantité de NO2 (g) dans un récipient de volume constant. 
a- Calculer la variance du système et commenter la valeur trouvée 
b- Calculer la valeur de la constante Kp à 500K. ΔrH° et ΔrS° sont supposées constantes dans l’intervalle de température considéré. 
c- Exprimer le rapport P/Po en fonction du coefficient de dissociation  de NO2 à l’équilibre (Po : la pression à l’instant initial et P : la pression à l’équilibre). 
d- Donner l’expression de Kp en fonction de  et Po. 
e- Pour quelle valeur de Po, on a dissociation de 10% de NO2 ? 

Données : 

- Les gaz sont supposés parfaits 
- Constante des gaz parfaits : R= 8,31 J.K-1.mol-1 
- Enthalpies standard de formation à 298 K (kJ.mol-1) : ΔfH°(NO2, g) = 33.2 ; ΔfH°(NO, g) = 91,2 
- Entropies standard absolues à 298 K (J. K-1.mol-1) : S°(NO2, g) = 240,1 ; S°(NO, g) = 210,8 ; S°(O2, g) = 205,2