Réactions totales : autour de l'ammoniac bac S Amérique du Nord 2008. voir le site du lycée Rochambeau

Les trois parties sont indépendantes. La synthèse industrielle de l'ammoniac s'effectue en phase gazeuse. Les réactifs dihydrogène et diazote sont introduits en proportions stoechiométriques. La réaction a lieu en présence d'un catalyseur qui est du ruthénium sur un support de graphite, sous une pression comprise entre 100 Bar et 200 bar et à une température comprise entre 350°C et 500 °C. ( d'après http://www.iupac.org ) L'équation associée à la réaction de synthèse est N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g). Dans un réacteur, on mélange 100 mol de diazote et 300 mol de dihydrogène. Le taux d'avancement final est t = 0,70. Donner l'expression du taux d'avancement final et la signification des termes utilisés. t = xfin / xmax ; xfin avancement final (mol) et xmax avancement maximal (mol). La réaction de synthèse de l'ammoniac est-elle une réaction totale ? Justifier. Le taux d'avancement final est inférieur à 1 : la réaction est limité, elle n'est pas totale. Etablir le tableau d'avancement relatif à cette réaction. En déduire la composition finale en quantité de matière du mélange. avancement (mol) N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g). initial 0 100 300 0 en cours x 100-x 300-3x 2x fin ( si réacrion totale) xmax 100-xmax=0 300-3xmax=0 2xmax fin ( si réacrion limitée) xfin = 0,7 xmax =70 100-xfin =30 300-3xfin =90 2xfin =140 Quel intérêt à t-on du point de vue microscopique à choisir une température élevée lors d'une transformation chimique ? Le nombre de chocs efficaces entre molécules est plus important : la vitesse de la réaction augmente. Quel est le rôle du catalyseur dans la synthèse de l'ammoniac ? Accélère la réaction : l'équilibre est plus rapidement atteint ; sa composition n'est pas modifiée.   La solution aqueuse d'ammoniac. Volume molaire des gaz : Vm=24 L/mol ; produit ionique de l'eau Ke = 10-14. Un volume gazeux d'ammoniac v = 0,24 L est dissout dans de l'eau distillée pour obtenir Vs=1,0 L de solution aqueuse d'ammoniac S. Donner l'expression, puis calculer la quantité de matière d'ammoniac n0 contenue dans le volume gazeux v. n0 = v/Vm = 0,24/24 = 1,0 10-2 mol. Le pH de la solution est mesuré et à pour valeur 10,6. Rappeler la définition d'une base selon Bronsted. Espèce, ion ou molécule susceptible de libérer un proton H+. Ecrire l'équation de la réaction modélisant la transformation chimique de l'ammoniac avec l'eau. NH3 aq + H2O(l) = NH4+aq + HO-aq. (1) Calculer la quantité de matière d'ion hydroxyde présents dans la solution S. [HO-]= Ke / [H3O+]= 10-14/ 10-10,6 = 10-3,4 =4,0 10-4 mol/L. La transformation chimique associée à la réaction est-elle totale ? Justifier. xmax = n0 = 1,0 10-2 mol ; xfin = [HO-] Vs = 4 10-4 mol ; t = xfin/xmax = 4 10-4/10-2 = 4 10-2. Le taux d'avancement est inférieure à 1 : la réaction est limitée.   Donner l'expression de la constante d'équilibre associée à l'équation (1) et déterminer sa valeur. K = [HO-aq][NH4+aq] / [NH3 aq]. avancement (mol) NH3 aq + H2O(l) = NH4+aq + HO-aq initial 0 n0 = 0,01 solvant en grand excès 0 0 en cours x n0-x x x fin ( si réacrion totale) xmax = n0 n0 -xmax=0 xmax xmax fin ( si réacrion limitée) xfin = t xmax =t n0 n0 -xfin =n0(1-t ) xfin =t n0 xfin =t n0 Le volume étant de 1 L on peut confondre quantité de matière et concentration . K =(t n0)2 / (n0(1-t )) = n0t2/ (1-t ) = 0,01*0,042/(1-0,04) =1,67 10-5 ~ 1,7 10-5. En déduire la constante d'acidité Ka du couple NH4+aq / NH3 aq. Or la constante d'acidité du couple NH4+aq / NH3 aq s'écrit : Ka = [NH3 aq] [H3O+ aq] / [NH4+aq] soit : [NH4+aq] / [NH3 aq] = [H3O+ aq] /Ka . Repport dans l'expression de K : K = [HO-aq][H3O+ aq] /Ka . K= Ke/Ka d'où Ka =Ke/ K = 10-14/1,67 10-5 =6,1 10-10. Etude d'un mélange d'acide éthanoïque et d'une solution aqueuse d'ammoniac. pKa ( NH4+/NH3)= 9,2 ; pKa ( CH3COOH/CH3COO-) =4,8. Expérience : Etat initial : dans un becher on introduit VA= 100,0 mL d'une solution d'acide éthanoïque de concentration cA= 0,10 mol/L et VB = 40,0 mL d'une solution aqueuse d'ammoniac de concentration cB=0,50 mol/L. Dans cet état on néglige la présence d'ion CH3COO- et NH4+. Etat d'équilibre : le pH du mélange est mesuré est vaut pH= 9,2. La transformation chimique qui a lieu est modélisée par la réaction chimique d'équation CH3COOH aq+NH3 aq = CH3COO- aq + NH4+ aq ( (2) Donner l'expression littérale puis calculer le quotient de réaction du système Qr éq dans l'état d'équilibre. Qr éq = 10-4,8 +9,2 = 104,4 = 2,5 104. Quel est la valeur du quotient Qr i de réaction dans l'état initial ? Le comparer à Qr éq et conclure sur l'évolution du système. Qr i =[CH3COO- ]i [NH4+]i /([CH3COOH]i [NH3]i ). Or [NH4+]i ~[CH3COO- ]i~ 0 ; en conséquence Qr i ~0. Le quotient initial étant inférieure à Qr éq, le système évolue spontanément dans le sens direct. Pour le couple NH4+ /NH3, tracer le diagramme de prédominance des espèces en fonction du pH. En déduire la relation entre [NH3]éq et [NH4+]éq dans le mélange étudié. Le pH du mélange est mesuré est vaut pH=pKa(NH4+ /NH3)= 9,2, donc [NH3]éq = [NH4+]éq Donner, en le justifiant, la relation entre [NH4+]éq et [CH3COO- ]éq. avancement (mol) CH3COOH aq +NH3 aq = CH3COO- aq + NH4+ aq initial 0 VA cA = 0,01 VB cB = 0,02 0 0 en cours x 0,01 -x 0,02-x x x fin ( si réacrion totale) xmax = 0,01 0,01-xmax=0 0,02-xmax= 0,01 xmax= 0,01 xmax= 0,01 fin ( si réacrion limitée) xfin = t xmax 0,01- xfin 0,02- xfin xfin xfin [NH4+]éq =[CH3COO- ]éq. La mesure de la conductivité de la solution S a permis de connaître la concentration en ion ammonium à l'équilibre. Sa valeur est 7,1 10-2 mol/L. En déduire la quantité de matière des espèces NH4+, CH3COO-, NH3 et CH3COOH présentes dans le mélange à l'équilibre. [NH4+]éq =7,1 10-2 mol/L ; volume de la solution 0,14 L xfin = n(NH4+) = 7,1 10-2*0,14 =9,94 10-3 ~9,9 10-3 mol. n(CH3COO-) = n(NH4+) =n(NH3) = ~9,9 10-3 mol. n(CH3COOH ) =0,01- xfin =0,01-9,94 10-3 ~6,0 10-5 mol. La transformation chimique entre l'acide éthanoïque et l'ammoniac modélisée par la réaction chimique d'équation (2) est-elle totale ? t = xfin /xmax = 9,94 10-3 /0,01 = 0,994, valeur très proche de 1 : la transformation peut être considérée comme totale.

retour -menu