Concours technicien police technique et scientifique externe 2008. Synthèse de l'ammoniac, acide base, atomistique

Exercice 1. Données à 298 K ; R= 8,31 J K-1 mol-1. Les gaz sonr assimilés à des gaz parfaits. On donne les enthalpies standard de formation et les entropies standard de certains composés chimiques. Composé N2 gaz H2 gaz NH3 gaz DfH° (kJ/ mol) 0 0 -46,19 S° (J mol-1 K-1) 191,5 130,6 192,5 pKa(NH4+/NH3)=9,2 ; produit ionique de l'eau Ke = 10-14. Calculer l'enthalpie standart DrH° de la réaction de synthèse de l'ammoniac à 298 K. N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) DrH° =2DfH° (NH3(g)) - 3DfH° (H2(g))-DfH° (N2(g)) = 2*(-46,19) = -92,38 kJ. La réaction est-elle exothermique, endothermique, athermique ? Justifier . DrH° < 0, la réaction est exothermique. Calculer l'entropis standard de cette réaction à 298 K. S° =2S° (NH3(g)) - 3S° (H2(g))-S° (N2(g)) = 2*192,5-3*130,6-191,5 = -198,3 J K-1.   En déduire l'enthalpis standard DrG° associée à cette réaction à 298 K. Cette réaction est-elle thermodynamiquement possible à 298 K dans les conditions standard ? Justifier. DrG° = DrH°-T S° DrG° = -92,38-298(-0,198,3) = -33,28 kJ. DrG° <0, cette réaction est thermodynamiquement possible.   Calculer la constante d'équilibre de la réaction à 298 K. DrG° = -RT ln K ln K =-(-33,28 103 )/ (8,31*298) =13,44 ; K = 6,86 105. Quel est l'influence sur l'équilibre de la réaction : - d'une augmentation de température à pression constante ? Justifier. Toute hausse de température appliquée à un système fermé en équilibre, maintenu à pression ou encore à volume constant entraîne un déplacement dans le sens indirect , si la réaction exothermique. - d'une augmentation de pression, à température constante ? Justifier. Influence d'une hausse de pression à température constante et en système fermé pour l'équilibre (1) seul : loi de Le Chatelier ou principe de modération Lors d'une hausse de pression à température constante et en système fermé, l'équilibre (1) est déplacé dans le sens indirect, c'est à dire diminution du nombre de moles de gaz. Industriellement la synthèse de l'ammoniac s'effectue à 450°C en présence d'un catalyseur ( le fer a divisé). Expliquer ce choix en précisant le rôle du catalyseur. Il s'agit d'une catalyse hétérogène ( catalyseur solide et mélange réactionnel gazeux). Le catalyseur est sous forme très divisée ( grande surface de contact avec les réactifs) pour une efficacité maximale. Le rendement thermodynamique n'est pas modifié par la présence du catalyseur : ce dernier permet d'atteindre plus rapidement l'équilibre sans en modifier la composition.   En solution aqueuse l'ammoniac réagit avec l'eau. Il s'établit l'équilibre acido-basique suivant : NH3 (aq) + H2O(l) = NH4+(aq) + HO-(aq). Que vaut le pH de la solution si la concentration en NH3 initialement mis en solution est c0=1,0 10-5 mol/L ? On établit le tableau d'avancement avec 1 L de solution. avancement (mol) NH3 (aq) + H2O(l) = NH4+(aq) + HO-(aq) initial 0 c0=1,0 10-5 solvant en large excès 0 0 DfH° (kJ/ mol) x 1,0 10-5 -x x x S° (J mol-1 K-1) xfin 1,0 10-5 -xfin xfin xfin K =x2fin / (1,0 10-5 -xfin) = 1,6 10-5 ; x2fin + 1,6 10-5xfin - 1,6 10-10=0 D½ = 3,0 10-5 ; xfin =7,0 10-6 ; [HO-]fin =7,0 10-6 mol/L [H3O+]fin =10-14/ 7,0 10-6=1,4 10-9 mol/L ; pH= 8,8. Exercice 2. A quoi correspond le numéro atomique d'un élément ? Nombre d'électrons, nombre de protons, nombre de charge. Donner la définition de la masse atomique d'un atome. Masse d'une moles d'atomes. Donner le nombre de neutrons, protons et électrons dans les atomes ou ions suivants : S, N, C, O, Fe3+, F-. élément 14N 12 C 16 O 19F- 32S 56 Fe3+ n° atomique 7 6 8 9 16 26 nombre de protons 7 6 8 9 16 26 nombre d'électrons 7 6 8 9+1=10 16 26-3=23 nombre de neutrons 14-7=7 12-6=6 16-8=8 19-9=10 32-16=16 56-26=30 Donner la définition d'un isotope. Même numéro atomique, mais des nombres de neutrons différents. Donner la structure électronique des éléments chimiques suivants et préciser leur nombre de protons et électrons : élément 11Na+ 17 Cl- 16S2- 13 Al3+ n° atomique 11 17 16 13 nombre de protons 11 17 16 26 nombre d'électrons 11-1=10 17+1=18 16+2=18 13-3=10 structure électronique 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 Expliquer et indiquer quel ion peut former chacun des atomes suivants et donner leur nom. Chaque atome a tendance à compléter à 8 sa couche électronique externe ( règle de l'octet). élément 20Ca 8 O 12Mg 13 Al 10Ne n° atomique 20 8 12 13 10 structure électronique 1s2 2s2 2p63s2 3p6 4s2 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 1s2 2s2 2p6 ion formé Ca2+ O2-(oxyde) Mg2+ Al3+ pas d'ion structure électronique de l'ion 1s2 2s2 2p63s2 3p6 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 Donner la structure de Lewis des ions suivants et les nommer : CO32- ; SO42- ; PO43- ; H2O ; N2. Parmi les molécules suivantes, une seule vérifie la règle de l'octet. Laquelle ? Donner sa formule de Lewis en indiquant ce que signifie chaque tiret. CCl, CCl2, CCl3, CCl4, CCl5, CCl6, CCl7. Nommer les différents types de liaisons intermoléculaires, moléculaires et atomiques. Placer les par ordre croissant d'énergie. Liaison de van der Waals faible : interaction entre moments dipolaires électriques. Liaison intermoléculaire faible : liaison hydrogène Liaison ionique forte entre ions : interactions électrostatiques. Liaison métallique entre atome Liaison chimique forte entre atome d'une molécule, intramoléculaire : liaison covalente. Soit les températures d'ébullition des composés suivants : molécules H2O H2S H2Se H2Te température °C 100 -60 -41 -1 Expliquer la différence notable de température d'ébullition entre l'eau et les autres composés. Température d'ébullition en fonction de la masse molaire des hydrures : Les températures d'ébullition augmentent avec la masse molaire sauf pour l'eau où la valeur est anormalement élevée. Explication : présence de liaisons hydrogènes intermoléculaires formant des associations moléculaires. D'autre part H2Te est plus polarisable que H2Se ; les interactions de London seront plus grandes dans H2Te que dans H2Se : la température d'ébullition de H2Te sera plus grande que celle de H2Se. Expliquer à partir de la configuration électronique de chacun des atomes, et des hybridations possibles, la structure de l'acéthylène. Faire apparaître les orbitalles moléculaires sur le schéma de la molécule. Hydrogène : 1s ; carbone : 1s2 2s2 2p2.

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