Question 5
Déterminer la valeur de la constante d'équilibre K500K de la réaction de formation de l'ammoniac gazeux à 500 K selon :
1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) \(\rightarrow\) NH3 (g)
Données à 298 K : \(\Delta_fH°_{NH_3, g, 298 K}\) = - 46,1 kJ.mol-1; \(\Delta_fS°_{NH3, g, 298 K}\) = - 99,35 J.mol-1.K-1
Capacités calorifiques molaires à pression constante (CPi = ai + bi T + ci T-2).
ai (J.mol-1.K-1) | bi (J.mol-1.K-2) | ci (J.mol-1.K) | Intervalle de température | |
|---|---|---|---|---|
N2 (g) | 27,88 | 4,27.10-3 | 0 | 298K - 2500K |
H2 (g) | 27,29 | 3,26.10-3 | 0,5.105 | 298K - 3000K |
NH3 (g) | 29,76 | 25,11.10-3 | -1,55.105 | 298K - 1800K |
Aide simple :
L'enthalpie libre standard de réaction \(\Delta_rG°_T\) et la constante d'équilibre K (ou KT) d'une réaction chimique ne sont fonctions que de la température :
\(\Delta_rG°_T = \Delta_rH°_T - T\Delta_rS°_T\)
\(K_T = e^{-\frac{\Delta_rG°_T}{RT}}\)
Rappel de cours :
Il est possible de déterminer l'enthalpie et l'entropie molaires standard de réaction en prenant en compte les variations avec T des capacités calorifiques molaires.