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Série n°9 Loi DE modération
:: المنتدى التعليمي :: منتدى الباكالوريا :: bac tech
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Série n°9 Loi DE modération
من طرف Admin الخميس 7 يناير - 15:20
EXERCICE 1
Dans une enceinte de volume V = 7,14ℓ, on mélange 0,36 moℓ
diazote N2 (gaz) et 0,68moℓ de hydrogène H2 (gaz) à la température T1
= 200°C. On aboutit à une réaction limitée dont l'équation chimique est
N2 (g)
+ 3H2
(g) 2NH3 (g)
1) A l'équilibre dynamique, il se forme 0.12moℓ d'ammoniac NH3
(gaz).
a- Déterminer les nombres de moles de N2
et H2 présents à l'équilibre.
b- En déduire la valeur de la constante
d'équilibre K1.
2) L'équilibre précédent est porté à une
température T2 = 300°C
en maintenant le volume V constant , un nouvel état d'équilibre
s'établit lorsque 50 % d'ammoniac NH3
initial ont été consommés .
a- Déterminer la nouvelle composition du mélange à
l'équilibre.
b- En déduire que la nouvelle valeur de la
constante d'équilibre est K2 = 2,7.
c- Que peut-on conclure quand au caractère
énergétique des deux réactions associées au sens (1) et (2) ?
Justifier.
d- Parmi les température T1 et T2
laquelle qui donne un rendement, à l'équilibre, plus meilleur en NH3.
3) La température étant maintenant constante, quel
est l'effet d'une augmentation de pression sur cet équilibre.
EXERCICE 2
On s'intéresse à
l'équilibre chimique correspondant à la réaction de synthèse d'iodure
d'hydrogène gaz (HI) à partir de dihydrogène gaz (H2)
et de diiode gaz (I2). L'équilibre est schématisé par
l'équation chimique suivante:
1) Le tableau
suivant donne la variation expérimentale de la constante d'équilibre K en
fonction de la température.
En se basant
sur le tableau précèdent déduire laquelle des réactions (1)
ou (2), est exothermique. Justifier.
2) Dans un récipient de
volume constant et maintenu à la température T1=300°C, on
introduit, à t=0s n0 moles de H2 (gaz) et n0
moles de I2 (gaz). On étudie alors, en fonction du temps, la
variation du nombre moles de HI. Les résultats obtenus permettent
d'établir la courbe nHI=f(t) de la figure-1
suivante :
a- À partir de quelle date
t1, l'équilibre chimique
est-il atteint? Déterminer à cette date
le nombre de moles de
HI.
b- Montrer que, pour un
mélange équimolaire de H2 et de I2la
constante d'équilibre K peut s'écrire sous la forme K=
. En déduire les
quantités de matière de H2 et de I2à
l'équilibre, ainsi que le nombre moles initiale n0.
3) L'expérience
précédente est refaite dans les même
conditions
initiales ou n0=1,1.10-2moℓ mais à la température T4= 627°C.
Soit t2 date à laquelle
l'équilibre chimique est atteint et n'HI la quantité de
matière de HI à l'équilibre.
a-Dire, si t2est supérieure, égale ou
inférieure à t1.Justifier.Déterminer le nombre de moles n'HI.
b- Tracer approximativement
la nouvelle allure de la courbe nHI=f(t) sur le même graphique de la figure-1.
4) Quel est l’effet d’une diminution de
pression sur l’équilibre précédent à température constante ? Justifier.
EXERCICE 3
On prépare à 25°C une solution (S) en
ajoute à un litre solution de chlorure de fer III (Fe3+ + 3Cl-) de concentration 10-3moℓ.ℓ -1, quelques
cristaux de thiocyanate de potassium KSCN correspondant à 0.0909 moℓ,
de SCN- . L'ajoute est supposée fait sans changement de
volume .
Un complexe rouge sang de formule Fe(SCN)2+
apparaît et sa concentration [Fe(SCN)2+] est égale à 9.10-4 moℓ.ℓ-1. L'équilibre correspondant à la formation de
ce complexe est d'équation :
Fe3+ + SCN- Fe(SCN)2+
1) Montrer que la valeur de la constante relative
à cet équilibre est K= 100.
2) On se propose de provoquer une augmentation de
l'intensité de la couleur rouge sang observée dans le mélange (s).
Pour ce faire, doit on augmenter ou diminuer, sans
changement de volume, la quantité de Fe3+ ?
Justifier la réponse en faisant appel aux lois de
modération.
3) Au mélange (s) on ajoute un litre d'une
solution contenant 5.10-5mol. de Fe3+ .
Déterminer la nouvelle concentration de Fe(SCN)2+lorsque
l'équilibre est atteint .
EXERCICE 4
Le trioxyde de soufre peut être préparé à partir
du dioxyde de soufre et du dioxygène selon l’équation (I) :
2SO2 + O2 2SO3. (I)
On prépare initialement un mélange contenant 2
moles de SO2 et une mole de O2 dans une
enceinte de volume constant V = 2
L.
1°)A une température T l’équilibre est
atteint lorsque le nombre de mole de O2 restant est 0,5 moℓ.
a-Quelle est la composition du mélange à
l’équilibre ?
b-Calculer la valeur de la constante
d’équilibre K à la température T.
2°)A une température T’>T un nouvel état
d’équilibre de l’équation (I) est atteint lorsque le nombre de mole
de O2 consommé est de 40% de sa quantité
initiale.
a-Quelle est la nouvelle composition du
mélange à l’équilibre ?
b-Déduire la valeur de la constante
d’équilibre K’ à la température T’.
c-Que peut-on conclure quant aux
caractères énergétiques des réactions (1) et (2).
3°) Quel est
l’effet d’une diminution de pression sur l’équilibre à température
constante ? Justifier.
EXERCICE 5
L’ammoniac est
préparé dans l’industrie à partir du dihydrogène et du diazote suivant
l’équation :
N2 (g) + 3H2
(g) 2NH3 (g)
Dans un
récipient de volume 135L maintenu à température et à pression constante, on
fait réagir 1mol de N2 et 3 mol de H2.
On obtient à l’équilibre 0.53 mol
de NH3.
1/ Interpréter à
l’échelle moléculaire l’évolution du
système vers l’état d’équilibre dynamique.
2/ Déterminer la
composition du mélange à l’équilibre et en déduire la valeur de la constante
d’équilibre.
3/ Dans les même
conditions que précédemment, on mélange 0.5 mole de N2, 0.5 mole de
H2 et 1 mol de NH3. Le système est – il en équilibre ? Si non dans quel sens peut – il évoluer ? .Justifier.
EXERCICE 6
On considère la
réaction de dissociation du tétraoxyde de diazote N2O4 :
N2O4 (g) 2NO2 (g)
1/ A une
température T1= 27°C
et sous la pression atmosphérique normale, on introduit une mole de N2O4
dans une enceinte de volume V1= 29.4 L. A l’équilibre il
se forme 0.4 mol de NO2. Déterminer la constante d’équilibre
K1.
2/ A une
température T2 = 45°C, on enferme 0.6 mol de N2O4
dans une enceinte de volume
V2
= 21.5 L.
a-
Quelle est la composition du mélange à l’équilibre sachant que 37.9 % de
N2O4 initial se sont dissocies ? .
b- Calculer la constante d’équilibre K2
à la température T2.
3/Comparer K1
et K2. Que peut – on dire quant au caractère énergétique des
deux réactions (1) et (2) ? Justifier.
4/ Préciser les
effets d’une augmentation de la pression sur les réactions (1) et (2).
EXERCICE 7
Dans une enceinte de
volume constant V = 2L, on introduit à la température T, 0,5 moℓ de méthanol gazeux CH3OH. On aboutit à une
réaction limitée dont l'équation chimique est :
CH3OH
(g) CO (g) + 2H2
(g)
A l'équilibre,
il se forme 0,28 moℓ de monoxyde de carbone CO
(g).
1) a-Donner
l'expression de la fonction π des concentrations, à un
instant t quelconque, en fonction des nombres de moles et du volume V du
mélange réactionnel
b- Déterminer la
composition du mélange à l'équilibre. En déduire la valeur de la constante
d'équilibre K.
3) Le système
étant en équilibre à la température T :
a- Par une
variation de la pression, l'équilibre se déplace dans le sens tel que le nombre
de mole de CH3OH devient 0,3moℓ. Préciser la nature de cette variation. Quel est son effet
sur la constante d'équilibre. Justifier.
b- Comment
évolue le système lorsqu'on lui ajoute :
► x mole de CO(g) à pression et température
constants.
►Un catalyseur convenablement choisi.
4) A une
température T'inférieure à T, on introduit dans
l'enceinte initialement vide : 0,2 moℓ de CH3OH, 0,4mol de CO et 0,6moℓ
de H2. A l'équilibre le nombre de moles total est nt=
0,9moℓ.
a- Dans quel
sens a évolué le système ? Justifier.
b- Déterminer la
composition du mélange à l'équilibre.
c- En déduire la
valeur de la constante d'équilibre K'.
d- Que
peut-on conclure quand au caractère énergétique des réactions (1) et (2).
Dans une enceinte de volume V = 7,14ℓ, on mélange 0,36 moℓ
diazote N2 (gaz) et 0,68moℓ de hydrogène H2 (gaz) à la température T1
= 200°C. On aboutit à une réaction limitée dont l'équation chimique est
N2 (g) + 3H2
(g) 2NH3 (g)
1) A l'équilibre dynamique, il se forme 0.12moℓ d'ammoniac NH3
(gaz).
a- Déterminer les nombres de moles de N2
et H2 présents à l'équilibre.
b- En déduire la valeur de la constante
d'équilibre K1.
2) L'équilibre précédent est porté à une
température T2 = 300°C
en maintenant le volume V constant , un nouvel état d'équilibre
s'établit lorsque 50 % d'ammoniac NH3
initial ont été consommés .
a- Déterminer la nouvelle composition du mélange à
l'équilibre.
b- En déduire que la nouvelle valeur de la
constante d'équilibre est K2 = 2,7.
c- Que peut-on conclure quand au caractère
énergétique des deux réactions associées au sens (1) et (2) ?
Justifier.
d- Parmi les température T1 et T2
laquelle qui donne un rendement, à l'équilibre, plus meilleur en NH3.
3) La température étant maintenant constante, quel
est l'effet d'une augmentation de pression sur cet équilibre.
EXERCICE 2
On s'intéresse àl'équilibre chimique correspondant à la réaction de synthèse d'iodure
d'hydrogène gaz (HI) à partir de dihydrogène gaz (H2)
et de diiode gaz (I2). L'équilibre est schématisé par
l'équation chimique suivante:
1) Le tableau
suivant donne la variation expérimentale de la constante d'équilibre K en
fonction de la température.
| Température | 300 | 440 | 527 | 627 |
| Constante d'équilibre K | 81 | 49 | 40 | 36 |
En se basant
sur le tableau précèdent déduire laquelle des réactions (1)
ou (2), est exothermique. Justifier.
2) Dans un récipient de
volume constant et maintenu à la température T1=300°C, on
introduit, à t=0s n0 moles de H2 (gaz) et n0
moles de I2 (gaz). On étudie alors, en fonction du temps, la
variation du nombre moles de HI. Les résultats obtenus permettent
d'établir la courbe nHI=f(t) de la figure-1
suivante :
a- À partir de quelle date
t1, l'équilibre chimique
est-il atteint? Déterminer à cette date
le nombre de moles de
HI.
b- Montrer que, pour un
mélange équimolaire de H2 et de I2la
constante d'équilibre K peut s'écrire sous la forme K=
. En déduire lesquantités de matière de H2 et de I2à
l'équilibre, ainsi que le nombre moles initiale n0.
3) L'expérience
précédente est refaite dans les même
conditions
initiales ou n0=1,1.10-2moℓ mais à la température T4= 627°C.
Soit t2 date à laquelle
l'équilibre chimique est atteint et n'HI la quantité de
matière de HI à l'équilibre.
a-Dire, si t2est supérieure, égale ou
inférieure à t1.Justifier.Déterminer le nombre de moles n'HI.
b- Tracer approximativement
la nouvelle allure de la courbe nHI=f(t) sur le même graphique de la figure-1.
4) Quel est l’effet d’une diminution de
pression sur l’équilibre précédent à température constante ? Justifier.
EXERCICE 3
On prépare à 25°C une solution (S) en
ajoute à un litre solution de chlorure de fer III (Fe3+ + 3Cl-) de concentration 10-3moℓ.ℓ -1, quelques
cristaux de thiocyanate de potassium KSCN correspondant à 0.0909 moℓ,
de SCN- . L'ajoute est supposée fait sans changement de
volume .
Un complexe rouge sang de formule Fe(SCN)2+
apparaît et sa concentration [Fe(SCN)2+] est égale à 9.10-4 moℓ.ℓ-1. L'équilibre correspondant à la formation de
ce complexe est d'équation :
Fe3+ + SCN- Fe(SCN)2+1) Montrer que la valeur de la constante relative
à cet équilibre est K= 100.
2) On se propose de provoquer une augmentation de
l'intensité de la couleur rouge sang observée dans le mélange (s).
Pour ce faire, doit on augmenter ou diminuer, sans
changement de volume, la quantité de Fe3+ ?
Justifier la réponse en faisant appel aux lois de
modération.
3) Au mélange (s) on ajoute un litre d'une
solution contenant 5.10-5mol. de Fe3+ .
Déterminer la nouvelle concentration de Fe(SCN)2+lorsque
l'équilibre est atteint .
EXERCICE 4
Le trioxyde de soufre peut être préparé à partir
du dioxyde de soufre et du dioxygène selon l’équation (I) :
2SO2 + O2 2SO3. (I)On prépare initialement un mélange contenant 2
moles de SO2 et une mole de O2 dans une
enceinte de volume constant V = 2
L.
1°)A une température T l’équilibre est
atteint lorsque le nombre de mole de O2 restant est 0,5 moℓ.
a-Quelle est la composition du mélange à
l’équilibre ?
b-Calculer la valeur de la constante
d’équilibre K à la température T.
2°)A une température T’>T un nouvel état
d’équilibre de l’équation (I) est atteint lorsque le nombre de mole
de O2 consommé est de 40% de sa quantité
initiale.
a-Quelle est la nouvelle composition du
mélange à l’équilibre ?
b-Déduire la valeur de la constante
d’équilibre K’ à la température T’.
c-Que peut-on conclure quant aux
caractères énergétiques des réactions (1) et (2).
3°) Quel est
l’effet d’une diminution de pression sur l’équilibre à température
constante ? Justifier.
EXERCICE 5
L’ammoniac est
préparé dans l’industrie à partir du dihydrogène et du diazote suivant
l’équation :
N2 (g) + 3H2(g) 2NH3 (g)
Dans un
récipient de volume 135L maintenu à température et à pression constante, on
fait réagir 1mol de N2 et 3 mol de H2.
On obtient à l’équilibre 0.53 mol
de NH3.
1/ Interpréter à
l’échelle moléculaire l’évolution du
système vers l’état d’équilibre dynamique.
2/ Déterminer la
composition du mélange à l’équilibre et en déduire la valeur de la constante
d’équilibre.
3/ Dans les même
conditions que précédemment, on mélange 0.5 mole de N2, 0.5 mole de
H2 et 1 mol de NH3. Le système est – il en équilibre ? Si non dans quel sens peut – il évoluer ? .Justifier.
EXERCICE 6
On considère la
réaction de dissociation du tétraoxyde de diazote N2O4 :
N2O4 (g) 2NO2 (g)1/ A une
température T1= 27°C
et sous la pression atmosphérique normale, on introduit une mole de N2O4
dans une enceinte de volume V1= 29.4 L. A l’équilibre il
se forme 0.4 mol de NO2. Déterminer la constante d’équilibre
K1.
2/ A une
température T2 = 45°C, on enferme 0.6 mol de N2O4
dans une enceinte de volume
V2
= 21.5 L.
a-
Quelle est la composition du mélange à l’équilibre sachant que 37.9 % de
N2O4 initial se sont dissocies ? .
b- Calculer la constante d’équilibre K2
à la température T2.
3/Comparer K1
et K2. Que peut – on dire quant au caractère énergétique des
deux réactions (1) et (2) ? Justifier.
4/ Préciser les
effets d’une augmentation de la pression sur les réactions (1) et (2).
EXERCICE 7
Dans une enceinte devolume constant V = 2L, on introduit à la température T, 0,5 moℓ de méthanol gazeux CH3OH. On aboutit à une
réaction limitée dont l'équation chimique est :
CH3OH
(g) CO (g) + 2H2
(g)
A l'équilibre,
il se forme 0,28 moℓ de monoxyde de carbone CO
(g).
1) a-Donner
l'expression de la fonction π des concentrations, à un
instant t quelconque, en fonction des nombres de moles et du volume V du
mélange réactionnel
b- Déterminer la
composition du mélange à l'équilibre. En déduire la valeur de la constante
d'équilibre K.
3) Le système
étant en équilibre à la température T :
a- Par une
variation de la pression, l'équilibre se déplace dans le sens tel que le nombre
de mole de CH3OH devient 0,3moℓ. Préciser la nature de cette variation. Quel est son effet
sur la constante d'équilibre. Justifier.
b- Comment
évolue le système lorsqu'on lui ajoute :
► x mole de CO(g) à pression et température
constants.
►Un catalyseur convenablement choisi.
4) A une
température T'inférieure à T, on introduit dans
l'enceinte initialement vide : 0,2 moℓ de CH3OH, 0,4mol de CO et 0,6moℓ
de H2. A l'équilibre le nombre de moles total est nt=
0,9moℓ.
a- Dans quel
sens a évolué le système ? Justifier.
b- Déterminer la
composition du mélange à l'équilibre.
c- En déduire la
valeur de la constante d'équilibre K'.
d- Que
peut-on conclure quand au caractère énergétique des réactions (1) et (2).
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