TD de chimie générale série n°8 - Thermodynamique

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Exercice 1 :
Les valeurs, à l’état standard, de l’enthalpie de formation ΔfH0, de l’enthalpie libre de
formation ΔfG0 et de l’entropie S0 d’une mole de monoxyde de carbone CO, d’une mole de
dioxyde de carbone CO2 et d’une mole de dioxygène O2 sont données dans le tableau ci-
dessous :
ΔfH0 (kJ/mol)
ΔfG0 (kJ/mol)
S0 (J/mol.K)
CO2 (g)
-393,13
-393,92
213,4
CO (g)
-110,43
-137,06
197,2
02 (g)
0
0
-
Soit la réaction bilan suivante :
1. A partir de ces données, calculer l’enthalpie standard ΔrH0, l’enthalpie libre standard ΔrG0
et l’entropie standard ΔrS0 de cette réaction à 298 K.
2. Calculer l’entropie absolue standard du dioxygène O2 (g) de cette réaction à 298 K.
Exercice 2 :
1. Calculer la variation d’entropie correspondant à la formation du méthanol à 298 K.
2. Calculer la variation d’entropie de même réaction à 337 K.
3. Calculer la variation d’entropie correspondant à la transformation de 2,5 moles d’éthanol
de l’état solide à T = - 135 °C et P 1 atm à l’état gazeux à T = 180°C et sous la même
pression.
CH3OH (l)
H2 (g)
C (s)
O2 (g)
C2H5OH (s)
C2H5OH (l)
C2H5OH (g)
S0 (J.mol-1.K-1)
126,6
130,4
5,68
204,80
-
-
-
CP° (J.mol-1.K-1)
81,50
28,80
8,57
29,30
44,60
87,70
78,10
Données : ΔvapH0 (C2H5OH, l) = 43,5 KJ.mol-1 ; ΔfusH0 (C2H5OH, sd) = 4,6 KJ.mol-1 ;
Tfus = -114,3°C ; Téb = 78,3 °C.
Exercice 3 :
On considère la réaction chimique suivante à 298 K et sous 1 atmosphère.
1. Calculer la variation d’enthalpie libre standard de la réaction, que peut-on dire de la
réaction ?

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2. Calculer la variation d’entropie standard de la réaction. Commenter le résultat.
3. En déduire l’entropie absolue standard de Cl2 (g) à 298 K.
4. Que devient la valeur de l’entropie absolue standard de Cl2 (g) à 127°C ? Commenter le
résultat.
5. A quelle température cette réaction sera-t-elle spontanée dans les conditions standards ?
On donne :
NO (g)
NOCl (g)
Cl2 (g)
ΔfH0 (kJ/mol)
90,25
52,50
----
ΔfG0 (kJ/mol)
86,55
66,75
---
S0 (J.mol-1.K-1)
210,76
261,40
?
CP° (J.mol-1.K-1)
---
---
29,84
Exercice 4 :
Calculer la variation d’entropie accompagnant l’élévation de la température d’une mole de
CCl4 de - 40 °C à 80 °C sous la pression de 1 atm.
On donne :
ΔfusH0 (CCl4, sd) = 2,5 KJ.mol-1 ; ΔvapH0 (CCl4, l) = 30,00 KJ.mol-1 ; Tfus = -25°C ; Téb = 77°C.
CP°(CCl4,sd) = 122,4 J.K-1.mol-1 ; CP°(CCl4,l) = 138,5 J.K-1.mol-1 ; CP°(CCl4,g) = 74,1 J.K-1.mol-1
Exercice 5 :
Soit la réaction suivante réalisée à 300 K et sous une pression constante de 1 bar :
1. Calculer l’enthalpie standard de la réaction à 300 K sachant que les enthalpies standards
de formation à 300 K sont : NO (g) : 87,9 kJ.mol-1 ; NH3 (g) : -46,5 kJ.mol-1 et H2O (g) = -243
kJ.mol-1.
2. On réalise cette réaction dans une enceinte adiabatique, à la pression constante de 1 bar.
Les gaz sont introduits à 300 K dans des proportions stœchiométriques.
a. Etablir le cycle thermodynamique permettant la détermination de la température de
flamme Tflamme atteinte en fin de réaction.
b. Ecrire le bilan thermique correspondant au cycle en question.
c. Déterminer la température de flamme.
On donne les capacités standards à pression constante en J.K-1.mol-1 :
Cp° (NO,g) = 27,2 + 0,004 T et Cp° (H2O,g) = 34,3 + 0,008 T

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Exercice 6 :
Un calorimètre contient initialement une masse m1 = 250 g d’eau. La température initiale de
l’ensemble est T1 = 18°C. On ajoute une masse m2 = 300 g d’eau à la température T2 = 80 °C.
1. Quelle serait la température d’équilibre thermique Téqui de l’ensemble si la capacité
thermique du calorimètre et de ses accessoires était négligeable ?
2. On mesure en fait une température d’équilibre thermique égale à 50 °C, déterminer la
capacité thermique C du calorimètre et de ses accessoires.
On donne : Chaleur massique de l’eau : Ceau = 4185 J.kg-1.K-1 ; ρeau = 1000 kg.m-3.