Thermochimie – Equilibres Chimiques CHM1002L

   Thermochimie – Equilibres Chimiques CHM1002L   Contrôle Continu n°2 – 01/12/2009

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EXERCICE N°1: (8pts) Un calorimètre adiabatique de capacité thermique C = 630,4 J.K-1 contient une masse m1 de 1000g d’eau, H2O (l), en équilibre à la température de T1=10°C. On ajoute une masse m2 de 200g de glace, H2O (s), à la température T2= -35°C.

1) On fait l’hypothèse que toute la glace a fondu, Calculer la température d’équilibre Te ?

2) Est-ce possible ? Que peut-on en conclure ? Quelle est donc la vraie température d’équilibre Te ?

3) Quand l’équilibre thermique est réalisé, calculer la masse mf de glace fondue ?

4) Calculer les variations d’entropie subies:

        - par l’eau initialement présente dans le calorimètre,

        - par la glace,

        - par l’ensemble du système.

5) On veut faire fondre le restant de glace sans échauffer l’intérieur du calorimètre (i.e. en maintenant la température d’équilibre à 0°C. Pour cela, on plonge un barreau de Fer de masse m3=67g dans le calorimètre.

A quelle température T3 (en Kelvin) doit-on préalablement faire chauffer ce barreau ?

Données : Cp(H2O, liq)=4,184 J.K-1.g-1, ΔfusH°(H2O)273K=335 KJ.Kg-1, Cp(Fer)=0,5 J.K-1.g-1. Cp(H2O, sol)=2,092 J.K-1.g-1

EXERCICE N°2: (6pts) Sous la pression constante de 1bar, on chauffe une mole de Zinc (Zn) initialement liquide de la température T1=880K à la température T2=1380K.

1) Donner les différentes étapes de cette transformation.

2) Calculer ΔH, ΔS, ΔU.

Données à 298 K: les gaz sont considérés comme parfait. R=8,314 J. K-1.mol-1.

Température de Vaporisation du Zn : 1180K. Enthalpie de vaporisation du Zn : 114,1 kJ.mol-1.

Capacités thermiques : Cp(Zn, liq)= 31,4 J.K-1.mol-1 et Cp(Zn, gaz)= 20,8 J.K-1.mol-1.

EXERCICE N°3: (6pts) 

1) Calculer à 298K l’enthalpie de formation de SO2(g), sachant que la réaction de combustion de 6,4g de dioxyde de soufre à pression constante dégage 12,5 kJ à cette même température.

(NB : la combustion des dérivés du soufre conduit à la formation de trioxyde de soufre, SO3(g)).

2) Calculer la variation d’enthalpie de combustion de SO2(g) en SO3(g) à 350K.

Données : ΔfH°(SO3, 298K)=-395 kJ.mol-1.Cp(SO2(g))=39,92 J.K-1.mol-1 ; Cp(SO3(g))=50,75 J.K-1.mol-1 ; Cp(O2(g))=29,37 J.K-1.mol-1 ; M(S)=32 g.mol-1 et M(O)=16 g.mol-1.

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