Un composé A se dissocie sous l'action de la chaleur ;...

Un composé A se dissocie sous l'action de la chaleur ; l'équation stœchiométrique de la réaction s'écrit : $$ 2 \mathrm{~A}(\mathrm{~g})=2 \mathrm{~B}(\mathrm{~g})+\mathrm{C}(\mathrm{g}) . $$ et la fraction dissociée de $\mathrm{A}$ est une fonction croissante de la température. On place $0,1 \mathrm{~mol}$ de $\mathrm{A}$ dans un réacteur de 1,5 litre où l'on a préalablement fait le vide, à $20^{\circ} \mathrm{C}$, puis on chauffe le réacteur. À $250^{\circ} \mathrm{C}$ la pression dans le réacteur atteint 3,34 bars. a) Montrez que cette observation prouve l'existence d'une réaction. b) Quelle est à $250^{\circ} \mathrm{C}$, la fraction (en \%) de A qui s'est décomposée ? c) Quelles sont les pressions partielles des constituants du mélange gazeux qui se trouve dans le réacteur à cette température? d) À $800^{\circ} \mathrm{C}$ la décomposition de A est totale. Quelle est alors la pression dans le réacteur? e) Quelle serait la pression dans le réacteur à $1000^{\circ} \mathrm{C}$ ?

Un composé A se dissocie sous l'action de la chaleur ; l'équation stœchiométrique de la réaction s'écrit :
$$
2 \mathrm{~A}(\mathrm{~g})=2 \mathrm{~B}(\mathrm{~g})+\mathrm{C}(\mathrm{g}) .
$$
et la fraction dissociée de $\mathrm{A}$ est une fonction croissante de la température.
On place $0,1 \mathrm{~mol}$ de $\mathrm{A}$ dans un réacteur de 1,5 litre où l'on a préalablement fait le vide, à $20^{\circ} \mathrm{C}$, puis on chauffe le réacteur. À $250^{\circ} \mathrm{C}$ la pression dans le réacteur atteint 3,34 bars.
a) Montrez que cette observation prouve l'existence d'une réaction.
b) Quelle est à $250^{\circ} \mathrm{C}$, la fraction (en \%) de A qui s'est décomposée ?
c) Quelles sont les pressions partielles des constituants du mélange gazeux qui se trouve dans le réacteur à cette température?
d) À $800^{\circ} \mathrm{C}$ la décomposition de A est totale. Quelle est alors la pression dans le réacteur?
e) Quelle serait la pression dans le réacteur à $1000^{\circ} \mathrm{C}$ ?

Key Concepts

Partial Pressures and Dalton’s Law

Partial pressures refer to the pressures exerted by individual gases in a mixture. According to Dalton’s Law, the total pressure of a gas mixture is the sum of the partial pressures of each constituent gas. This concept is key when analyzing the composition of mixtures after a reaction, as each species contributes to the overall pressure according to its molar fraction.

Temperature Dependence of Chemical Equilibrium

The equilibrium position of a reversible reaction can shift with temperature changes, a principle captured by Le Chatelier’s principle. In an endothermic reaction, increasing temperature typically shifts the equilibrium towards product formation, which can be observed as an increase in total pressure in a system where gaseous products are formed. Understanding this effect is important for predicting the behavior of a reaction under varying thermal conditions.

Ideal Gas Law

The Ideal Gas Law (PV = nRT) relates the pressure, volume, temperature, and number of moles of a gas. It is an essential tool in chemical reactions involving gases because it allows one to connect changes in these physical variables to changes in the amounts of gaseous species present in the reaction vessel.

Stoichiometry

Stoichiometry is the quantitative relationship between reactants and products in a chemical reaction. It involves using the balanced chemical equation to determine the relative amounts of substances involved. This concept is crucial for predicting the moles of products formed when a given amount of reactant decomposes or reacts, based on the stoichiometric coefficients in the reaction.

Extent of Reaction (Fraction of Dissociation)

The fraction of dissociation, or extent of reaction, represents the ratio of the amount of reactant that has decomposed to the initial amount. This concept is central in determining how far a reaction has proceeded towards completing the transformation of reactants into products, and it is typically expressed as a percentage.

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