Bonjour à tous,
Je reprends des études et rencontre quelques difficultés quant à la résolution de certains exercices de chimie.
On réalise la réaction complète suivante:
N2(g) + 3H2(g)--> 2NH3(g) en utilisant 0,5 mol de N2 et 2,5 mol de H2.
Dans les conditions normales de T° et de pression, quel est le volume occupé par le système au terme de la réaction?
Tentative de résolution:
recherche du réactif limitant:
nN2 = 0,5 --> 0,5 - x = 0 soit x = 0,5
nH2 = 2,5 --> 2,5 - 3x = 0 soit x = 0,833
le réactif limitant est N2
Ainsi à la fin de la réaction:
nN2 =0
nH2 = 0,01
nNH3 = 1
quantité de matière totale à la fin de la réaction = 1 + 0,01
en utilisant la loi des gaz parfait: PV = nRT
V = nRT/P = (1,01 x 8,31 x 273) / 10⁵ = 0,022 m³ soit 22L
Est ce correct?
Merci par avance
Mimi
N2 est bien le réactif limitant ; l'avancement final vaut donc effectivement : xf = 0,5mol
Dans ces conditions, à l'état final :
n(N2)=0
n(H2)=2,5-3*0,5=1mol
n(NH3)=2*0,5=1mol
Je te laisse rectifier la suite.
Le but de cet exercice est simplement de manipuler les tableaux d'avancement... Il faut tout de même savoir que cet exercice est une véritable horreur : l'énoncé demande de raisonner comme si la réaction était totale dans le sens de formation de l'ammoniac, ce qui est totalement faux dans les conditions normales de température et de pression. De très nombreuses réactions totales existent dans la nature sans aller chercher celle-ci !
On réalise la réaction complète suivante:
N2(g) + 3H2(g)--> 2NH3(g)
Tableau d'avancement de la réaction :
………..N2(g) + 3H2(g)--> 2NH3(g)
t=0……..(a)………(b)………(0)
t………..(a-x)….(b-3*x)……(2*x)
où a est le nombre de moles initial de N2, b le nombre de moles initial de H2 et x l'avancement de la réaction.
La réaction est supposée non inversible et l'état final de la réaction obtenu lors de la disparition d'un réactif (réactif limitant) ou des réactifs s'ils sont initialement présents dans les proportion stoechiométriques de la réaction.
On se trouve dans le cas où b>3*a ce qui fait que N2 est le réactif limitant et donc x=a à l'état final :
………..N2(g) + 3H2(g)--> 2NH3(g)
tfin…..(0)…….(b-3*a)……(2*a)
bilan final b-a mol soit 2 mol.
Ces gaz étant supposés parfaits on utilise la relation P*V=n*R*T où P représente la pression du gaz exprimée en Pa, V le volume occupe par le gaz en m^3 n est le nombre de moles , R la constante des gaz parfaits exprimée en J/(mol K) et T la température en K.
Dans les conditions normales T=298.15K, R=8.314 J/(mol K) et P=1.013*10^5 Pa ==>V=n*R*T/P = 2*8.314*298.15/(1.013*10^5) =0.0490 m^3=49.0 L
Les conditions normales correspondent à T=273,15K et P = 1,013.105Pa...
C'est donc mimibro qui a raison même s'il conviendrait plutôt d'arrondir à 45L...
Le problème avec les conditions dites normales c'est qu'elles ont des définitions multiples surtout en ce qui concerne la température qui peut être prise, selon les auteurs, égale à 0°C, 20 ou 25°.
Les références prises en thermodynamique en ce qui concerne la température sont multiples et il est bon de s'en préoccuper lorsque l'on consulte les données de la littérature qui sont le pus souvent fournies à 25°C (ou 20° C) comme la valeur des pH ou des constantes d'équilibre en solution. Seules les conditions standard définies par l'IUPAC et universellement utilisées sont indiscutables.
Mais il n'existe pas de température standard au sens donné à ce mot en France dans le cadre de la thermodynamique chimique ! Ce n'est pas parce que les données thermodynamiques sont conventionnellement fournies dans les conditions standard et à 25°C qu'il est possible de qualifier 25°C de température standard ! Il existe des conditions standard à toute température en thermodynamique chimique !
En relisant l'énoncé attentivement ainsi que le début de solution fournie par mimibro, on peut penser légitimement que les conventions adoptées par l'énoncé sont celles le plus fréquemment utilisées en France (celles que j'ai rappelées) même si, effectivement, dans l'industrie, d'autres conventions sont parfois utilisées.
Enfin bref : tout cela n'est pas bien grave...
Bonsoir Barbidoux
Ton intervention a eu du bon : elle m'a obligé à me replonger dans les normes de l'IUPAC... Pas si simple ! J'ai retenu trois choses qui me paraissent importantes :
Pour les conditions normales, l'UIPAC recommande maintenant : 273,15K et 105Pa et non 273,15K et 1,013.105 comme cela continue à se faire très généralement en France mais l'influence de cette variation est tout à fait minime. N'empêche que ce changement de norme m'avait échappé.
Pour les conditions standard, il y a deux conventions selon le contexte :
1° : Pour un gaz dans un contexte n'impliquant pas de réaction chimique : 298.15K et 105Pa.
2° Pour l'étude de la thermodynamique des réactions chimiques : la situation est celle que j'ai décrite dans mon message précédent : il n'existe pas de température standard. Les lois de Kirschoff permettent d'étudier les variations en fonction de T des grandeurs standard de réaction : rH° , rS° ... Les diagrammes d'Ellingham représentent les variations en fonction de T de l'enthalpie libre standard de réaction...
Mais tout cela dépasse largement le contexte de cet exercice...
Bonsoir Ardita
Ton tableau d'avancement est incomplet. Il ne comporte que la ligne concernant les quantités introduites. Il te faut une deuxième ligne précisant les quantités en fonction de l'avancement . Une fois trouvé l'avancement maximum, tu peux trouver les quantités finales. Mon message du 27.08.17 fournit le résultat.
Oui je n'ai juste pas noté toute les informations. Mon problème était en fait que je n'ai pris que la quantité de matière restant dans les produits sans prendre en compte celle restant dans les réactifs. Merci
Je détaille un peu le tableau d'avancement.
constituants | N2 | H2 | NH3 |
Quantités introduites (mol) | 0,5 | 2,5 | 0 |
Quantités en cours de réaction (mol) | 0,5-x | 2,5-3x | 2x |
Quantités finales (mol) | 0,5-xf | 2,5-3xf | 2xf |
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