Question 2
Énoncé
La constante d'équilibre de la réaction de formation de l'ammoniac gazeux selon : 1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) \(\rightarrow\) NH3 (g)
est exactement égale à 1 à la température de 456,4 K.
Combien vaut l'enthalpie libre molaire standard \(\Delta_rG°_{456,4K}\) de cette réaction à cette température (en kJ.mol-1) ?
Aide simple :
La constante d'équilibre K d'une réaction chimique est directement reliée à l'enthalpie libre molaire standard de cette réaction.
Rappel de cours :
L'enthalpie libre d'une réaction à l'état d'équilibre est nulle : \(\Delta_rG_T\) = 0 kJ.mol-1.
Il devient alors possible de déterminer la valeur de \(\Delta_rG_T\) à partir de celle de K.
Résultat
Correction
Explications
Lorsque la réaction de formation de NH3 est dans l'état d'équilibre alors \(\Delta_rG\) = 0 kJ.mol-1, et il en est de même pour la somme \(\Delta_rG° + RTlnK\) = 0.
Puisque la constante d'équilibre K = 1 à 456,4 K, et comme ln1 = 0, on a donc : \(\Delta_rG°_{456,4K}\) = 0 kJ.mol-1.
Remarque : Comme \(\Delta_rG°_{456,4K} = \Delta_rH°_{456,4K} - 456,4 \times \Delta_rS°_{456,4K}\) = 0 kJ.mol-1, on en déduit : 456,4 K =\(\frac{\Delta_rH°_{456,4K}}{\Delta_rS°_{456,4K}}\)