Question thermodynamique

[aduffaut]

Bonjour, je comprends pas bien le QCM 2 du poly 2023-24 :

 

Voici mes calculs :

B. 25°C = (25*273) 6825 K

    G = H – T.S 

       = 52*10^3 - 6825*12 = - 29000.

Donc si le résultat est négatif la réaction est exergonique et la transformation se fait dans le sens 1.

Or dans la correction le résultat obtenu est positif et la réaction est dite effectuée dans le sens 2.

 

Du coup j'arrive pas trop à comprendre la correction du B,C et E 

J'espère que mes calculs sont clairs :)

 

 

[aduffaut]

Je suis désolée mais j'ai un peu de mal :(

 

Voici mon raisonnement mais je suis pas sûre :

La réaction 1 est exergonique => sens spontané => ∆rG° < 0, donc lnK > 0 soit K > 1

La réaction 2 est endergonique => sens inverse => ∆rG° > 0, donc lnK < 0 soit K < 1

Donc par définition les constantes d'équilibre indiquent que la réaction (2) est moins rapide que la réaction (1), non ?

[NIcotine]

Salut ! 

Il y a 2 heures, aduffaut a dit :

Bonjour, je comprends pas bien le QCM 2 du poly 2023-24 :

 

Voici mes calculs :

B. 25°C = (25*273) 6825 K

    G = H – T.S 

       = 52*10^3 - 6825*12 = - 29000.

Donc si le résultat est négatif la réaction est exergonique et la transformation se fait dans le sens 1.

Or dans la correction le résultat obtenu est positif et la réaction est dite effectuée dans le sens 2.

 

Du coup j'arrive pas trop à comprendre la correction du B,C et E 

J'espère que mes calculs sont clairs :)

 

 

Je vais essayer de t'expliquer item par item :

 

ITEM B :

La formule est correct, le seul problème c'est le passage de °C à K. 

Pour passer de °C à K (kelvin) il faut que tu ajoutes 273. 

T(K)= T(°C) + 273

Donc 25°C c'est égale à 298 K. 

Maintenant on applique la formule : 

∆rG° = ∆rH° - T*∆rS° = 52*10ˆ3 - (298*12) = 48 424 J  

On a ∆rG° > 0, ce qui veut dire que la réaction est endergonique (sens 2). 

Donc, l'item B est faux. 

 

ITEM C : 

Comme indiquer dans ton cours, si ∆rG° > 0 alors on aura K < 1. On a bien ∆rG°>0 donc l'item C est vrai. 

 

ITEM E : 

Certaines réactions non spontanées (endergoniques) sont rendues possibles grâce à l’apport énergétique d’autres réactions exergoniques. Ces réactions sont dites couplées. 

Ici, pour que la réaction du qcm 4 se réalise on va essayer de la couplé avec une autre réaction qui a un ∆G = -50 kJ. Si en couplant les deux réactions on obtient un ∆G <0 alors la réaction deviendra spontanné. 

Pour connaitre le ∆G final des 2 réactions couplées on va tout simplement additionner les deux ∆G. 

On a : 

∆rG°(réaction couplée) = ∆rG°(de la réaction du qcm 4) + ∆G = 48 424 + - 50 000 = 48 424 - 50 000 = -1576 J < 0

∆rG° (réaction couplée) est négatif donc la réaction pourra se produire. 

L'item E est vrai. 

 

Il y a 2 heures, aduffaut a dit :

Je suis désolée mais j'ai un peu de mal :(

 

Voici mon raisonnement mais je suis pas sûre :

La réaction 1 est exergonique => sens spontané => ∆rG° < 0, donc lnK > 0 soit K > 1

La réaction 2 est endergonique => sens inverse => ∆rG° > 0, donc lnK < 0 soit K < 1

Donc par définition les constantes d'équilibre indiquent que la réaction (2) est moins rapide que la réaction (1), non ?

Les valeurs de cte d'équilibre n'influencent pas la vitesse de la réaction, donc l'item est faux. 

J'espère avoir pu t'aider. 

N'hésites pas si tu as d'autres questions, bon courage !

 

 

 

[aduffaut]

Salut, ça m'a vraiment aidée tout est bien clair :)

Encore merci !