Exercices CH 7 : Sens d’évolution spontanée d’un système

Exercices p 141 qcm n° 1

1. A et B

2. A et C

3. A et C

Qcm 2

4. B et C

5. B

6. B

Qcm 3

7. B et C

8. A

9. B et C

10. B

11. B

Ex 4

1. Equation de la réaction 2. Conclusion

D’après le graphique (a) on peut voir que la quantité des ions argent ne s’annule pas, bien que les ions fer (II) soit en très large excès. Il s’agit donc d’une

transformation non totale.

Ex 6

1. Calcul de xmax L’eau étant en large excès (solvant) le réactif limitant est donc l’acide éthanoïque. Il faut donc calculer la quantité initiale d’acide éthanoïque :

2. Taux d’avancement final 3. Ex 8

Ex 10

1. Calcul du quotient de réaction à l’état initial

2. si la masse d’argent diminue c’est qu’il est consommé et donc que la transformation se

fait dans le sens de la gauche vers la droite (sens direct). Donc le quotient de réaction

augmente. La constante d’équilibre K doit donc être plus grande que le quotient de réaction initial. 3. Encadrement de K Calcul du nouveau quotient de réaction à l’état initial Puisqu’il y a production d’argent métal Ag(s) alors la transformation évolue en sens indirect et donc

Ex 12

Ex 14

1. Voir schéma 2. Equation de la transformation Les électrons circulent en sens inverse du courant conventionnel. Donc sur la demi-pile de Fer les électrons sont produits suivant la demi-équation électronique :

Les électrons sont captés sur la demi-pile d’étain suivant la demi-équation électronique : L’équation de la réaction de fonctionnement est donc : 3. la séparation en deux demi-piles permet aux électrons de circuler dans un circuit extérieur pour alimenter des appareils électriques. Ex 16

1. Quantité d’électricité débité 2. Variation de masse de l’électrode de nickel et de concentration de Ag+

Ex 18

Ex 19

Calcul de la masse de zinc m nécessaire pour fonctionner durant ∆𝒕 = 𝟓 𝒎𝒊𝒏𝒖𝒕𝒆𝒔

Calcul de la masse m’ de zinc autour d’un trombone : Ex 20

On pourrait éliminer les ions plomb si la réaction donnée se fait spontanément dans le sens direct avec les concentrations limites, des concentrations des ions plomb et sulfate d’une eau potable, données dans le texte. Calcul du quotient de réaction initial avec les concentrations limites.

Ex 22

1. Le type de dispositif évoqué dans la phrase « le processus inverse utilise le dihydrogène

pour produire de l’électricité » est une pile.

2. Equation des réactions aux électrodes

Electrode 1 : oxydation

Electrode 2 : Réduction 3. Sens des électrons Sens du courant conventionnel 4. a. Calcul de la charge électrique débitée Q b. Masse de dihydrogène gazeux consommé.

c. Volume de dihydrogène consommé

5. Ce volume est raisonnablement petit pour être stocké dans un petit réservoir.

Ex 23

1. Concentration en diiode du Lugol 2. Montrer que le diiode est plus soluble dans une solution contenant des ions iodure Le quotient initiale de réaction que la réaction du diiode avec les ions iodure est nulle car il n’y a pas d’ions 𝐼3

− initialement.

Le sens de l’évolution de la réaction (2) est donc direct. On consomme du

𝐼2(𝑎𝑞) . La dissolution du diiode dans la solution contenant des ions iodure est donc

plus importante que dans l’eau pure.

3. Quantité des ions iodure ayant réagi. A l’équilibre le quotient de réaction de la transformation (2) égale à la constante d’équilibre.

Pour vérifier si le système de production électrique et les réservoirs attenants sont correctement proportionnés il faut les comparer aux besoins du vaisseau et de ces occupants:

1. Les besoins.

L’énergie électrique nécessaire pour le fonctionnement du vaisseau pendant 14 jours : Les masses de dihydrogène et de dioxygène nécessaires pour réaliser cette production d’énergie. D’après les coefficients stœchiométriques de la réaction de production d’eau : La masse de dioxygène nécessaire pour la respiration des astronautes La masse d’eau nécessaire pour les astronautes

2. Les productions potentielles pour la mission.

L’énergie électrique potentiellement produite par les 3 piles en 14 jours

La masse d’eau produite lors de cette production d’énergie 3. Bilan et conclusion.

Le système de production électrique et les réservoirs attenants sont correctement proportionnés

Ex 25

1. Equation de la réaction 2. Quotient de réaction de (1) 3. a. Constantes d’équilibre

b. Calcul de la constante d’équilibre de (1) La réaction (1) étant la combinaison des réactions (2) (3) et (4) alors : 4. Lorsque le système est à l’équilibre alors : 5. La réaction n’étant pas totale alors les produits côtoient les réactifs. Sont donc présents : 6. Sens de l’évolution quand la solution « s’étire » Lorsque la solution « s’étire » alors la concentration en diminue en passant à l’état gazeux dans l’air. Le quotient de réaction de (1) Donc pour revenir vers la constante d’équilibre K1 le nouveau quotient de réaction doit

diminuer ; La réaction aura donc lieu en sens inverse de l’équation (1). 7. Formation des stalactites

Lorsque la réaction (1) évolue en sens inverse il y a formation de carbonate de calcium qui précipite est forme la concrétion.

8. Formation des stalagmites Lorsque qu’une goutte d’eau touche le sol, son étalement favorise le passage à l’état gazeux du dioxyde de carbone. La réaction (1) se fait aussi en sens inverse et favorise la formation de la concrétion.

Ex 27

1. taux d’avancement de la dissolution de l’aspirine 2. a. Quotient de réaction à l’état final b. Constante d‘équilibre de dissolution A l’état final c. Espèces présentes :

3. Equation de la réaction (2) 4. a. Evolution du quotient de réaction 𝑄𝑟1 b.

5. Si tout l’acide HA est dissous alors la réaction (1) est totale en milieux basique

6. Interprétation de la précipitation à l’ajout d’acide chlorhydrique. Lorsqu’on ajoute des ions oxonium on peut observer la réaction suivante : Le quotient de réaction 𝑸𝒓𝟏va donc augmenter et avoir une valeur plus grande que 𝐾1.

Pour revenir vers cette constante d’équilibre 𝐾1, la réaction (1) va se faire en sens inverse de l’équation est de l’acide HA va précipiter sous forme de cristaux blancs.

Ex 28

1. Les deux couples oxy/réd de la pile saline

2. Il ne faut pas que tous les constituants de la pile soient en contact. Les deux demi-piles doivent faire circuler des électrons entre elle à travers un circuit électrique.

3. Equation de la réaction de fonctionnement de la pile

4. Capacité électrique de la pile Recherche du réactif limitant : 5. Energie électrique stockée pour 1g de pile 6. a. Rôle du lithium dans une pile au lithium

Le lithium à un rôle de réducteur

b. On peut le remplacer par du sodium (même colonne, même famille)

7. Les piles au lithium sont les plus utilisées car elles possèdent le plus d’énergie électrique par gramme en stock. Sodium : Oxyde d’argent : Lithium :

ECE.

1. I est positive donc le sens du courant conventionnel est comme indiqué sur le schéma. 2. Si on enlève le pont salin alors l’électro neutralité des solutions n’est plus assurée. Le courant électrique s’arrête et I=0. 3. Redonner éclat au couvert Au pôle + de la pile : Au pôle – de la pile : Bilan de la pile :

4. On peut redonner l’éclat des couverts en argent en les enveloppant dans du papier d’aluminium et en les plongeant dans une solution salée pour augmenter

la conduction. Le transfert d’électron se fera directement (sans passer par un circuit électrique).