thermodynamique

Ministère de l’enseignement supérieur et de
la recherche scientifique
Université Mohamed Seddik Benyahia
Faculté des sciences et de la technologie
Département EF des sciences et techniques
Année universitaire 2016/2017
Série de TD N° 2 De Chimie 2 (thermodynamique)
Premier principe de la thermodynamique
Exercice 1 :
a. Calculer l’énergie de formation de l’eau oxygénée (H 2 O 2 ) à l’état standard pour les
réactions suivantes :
2H 2 (g) + O 2 (g)
∆H 1 °= -136.8 Kcal/mol
2 H 2 O (l)
1
2
H 2 O 2 (g)
∆H 2 °=-23 Kcal/mol
H 2 O (l) + O 2 (g)
b. Sachant que la chaleur standard de formation de l’eau liquide à -25°C est de
-68.3 Kcal/mol. Calculer la valeur de cette chaleur à la température de 100°C
Données : C p (H 2 ) = 6,8 cal/mol.K ; C p (O 2 ) = 6,97 cal/mol.K ; C p (H 2 O) = 18 cal/mol.K;
∆H° d’un gaz =0
Exercice 2 :
La variation d’enthalpie de formation de HCl (g) est de -92 kJ.mol-1 à 298 K.
Calculer la variation d’enthalpie de formation de HCl (g) à 500K. Connaissant les capacités calorifiques
molaires C p , que l’on admettra constantes dans l’intervalle de température considéré.
Données : C p (Cl 2 ) (g) = 34 J.mol-1.K-1 ; C p (H 2 ) (g) = 29 J.mol-1.K-1 ; C p (HCl) (g) = 30 J.mol-1.K-1.
Exercice 3:
L’enthalpie molaire de combustion de méthane à 25°C et sous une atmosphère est égale à -212,8 kcal.
Connaissant les enthalpies des réactions suivantes :
C (graphite) + O 2 (g) → CO 2 (g)
H 2 (g) + 1/2O 2 (g) → H 2 O(l)
(1)
(2)
∆H r °298 (1) = -94,05 kcal
∆H r °298 (2) = -68,3 kcal
a) Calculer l’enthalpie molaire standard de formation du méthane gazeux ∆ H f °,298 (CH 4 ) (g) .
b) Calculer l’enthalpie molaire de combustion du méthane sous une atmosphère et à la température de
1273 K, en utilisant la méthode du cycle et la loi de Kirchhoff.
On donne les chaleurs molaires (supposées constantes entre 298 et 1273K) des corps suivants:
Cp (CH 4 ) (g) = 13,2 cal.mol-1. K-1 ; Cp (O 2 ) (g) = 7,6 cal.mol-1.K-1;
Cp (CO 2 ) (g) = 11,2 cal.mol1.K-1; Cp (H 2 O) (g) = 9,2 cal.mol-1.K-1; Cp (H 2 O) (l) = 18,0 cal.mol-1.K-1.
L’enthalpie de vaporisation de l’eau est : ∆H vap (H 2 O) = 9,7 Kcal.mol-1
Exercice 4 :
Calculer l’enthalpie de combustion d’une mole de Benzène gazeux (C 6 H 6 ) (g) à T=80°C et
P=1 atm, sachant que l’enthalpie de combustion d’une mole de Benzène liquide à T=20°C et P=1atm
est égale à 3273 KJ.
Données : C p (C 6 H 6 ) (l) =1,9J.K-1.g-1 ; C p (H 2 O) (l) =4,2 J.K-1.g-1 ; C p (CO 2 ) (g) =38,53 J.K-1.mol-1 ;
C p (O 2 ) (g) =29,33 J.K-1.mol-1 ; ∆H vap (C 6 H 6 )=394,49 J.g-1 ; T vap = 80°C ; M C6H6 =78g.
Exercice 5 :
Soit la réaction chimique à T=25°C et sous pression constante :
CH 4(g) + NH 3(g)
H-CN (g) + 3H 2(g)
1°Calculer ∆H de la reaction
2°Calculer la quantité de chaleur de la réaction à volume constant
Données : ∆H f °(CH 4(g) )= -74,9 KJ.mol-1 ; ∆H f °(NH 3 (g) )=-46,2 KJ.mol-1 ;
∆H° C-N =-877,2 KJ.mol-1; ∆H° C-H =-413,8 KJ.mol-1 ;
∆H° H-H = -435,5 KJ.mol-1; ∆H° N-N = -944,7 KJ.mol-1 ;
∆H sub (C (s) )=714 KJ.mol-1
Exercice 3 :
Calculer la variation d’enthalpie standard de la réaction de formation de l’acroléine liquide
CH 2 =CH−CHO à 298 K. On donne pour cela les énergies de liaison suivantes en KJ.mol-1 :
∆H° (C=C) = - 614 KJ.mol-1 ; ∆H°
(C=O)
= -736 KJ.mol-1; ∆H° (C−C) = -347 KJ.mol-1
∆H° (C−H) = -413 KJ.mol-1 ; ∆H° (O=O) = -495 KJ.mol-1 ; ∆H° (H−H) = -435 KJ.mol-1
On donne également les enthalpies de changement d’état suivantes : enthalpie de vaporisation de
l’acroléine liquide : ∆H vap ° (CH 2 =CH−CHO) = 21 KJ.mol-1 ; enthalpie de sublimation du C
graphite :
∆H° sub (C (gr) ) = 717 KJ.mol-1