thermodynamique

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 (H2O2) à l’état standard pour les
réactions suivantes :
2H2 (g) + O2 (g) 2 H2O(l)
∆
H1°= -136.8 Kcal/mol
H2O2 (g) H2O(l) + 1
2 O2 (g)
∆
H2°=-23 Kcal/mol
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 : Cp (H2) = 6,8 cal/mol.K ; Cp (O2) = 6,97 cal/mol.K ; Cp (H2O) = 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 Cp, que l’on admettra constantes dans l’intervalle de température considéré.
Données : Cp (Cl2)(g) = 34 J.mol-1.K-1 ; Cp (H2)(g) = 29 J.mol-1.K-1 ; Cp (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) + O2 (g) → CO2 (g) (1) ∆Hr°298 (1) = -94,05 kcal
H2 (g) + 1/2O2 (g) → H2O(l) (2) ∆Hr°298 (2) = -68,3 kcal
a) Calculer l’enthalpie molaire standard de formation du méthane gazeux ∆ Hf°,298 (CH4)(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 (CH4)(g) = 13,2 cal.mol-1. K-1 ; Cp (O2)(g) = 7,6 cal.mol-1.K-1;
Cp (CO2)(g) = 11,2 cal.mol1.K-1; Cp (H2O)(g) = 9,2 cal.mol-1.K-1; Cp (H2O)(l) = 18,0 cal.mol-1.K-1.
L’enthalpie de vaporisation de l’eau est : ∆Hvap(H2O) = 9,7 Kcal.mol-1
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

Exercice 4 :
Calculer l’enthalpie de combustion d’une mole de Benzène gazeux (C6H6)(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 : Cp(C6H6)(l)=1,9J.K-1.g-1 ; Cp(H2O)(l)=4,2 J.K-1.g-1 ; Cp(CO2)(g)=38,53 J.K-1.mol-1
;
Cp(O2)(g)=29,33 J.K-1.mol-1 ;
∆
Hvap(C6H6)=394,49 J.g-1 ; Tvap= 80°C ; MC6H6=78g.
Exercice 5 :
Soit la réaction chimique à T=25°C et sous pression constante :
CH4(g) + NH3(g) H-CN(g) + 3H2(g)
1°Calculer
∆
H de la reaction
2°Calculer la quantité de chaleur de la réaction à volume constant
Données :
∆
Hf°(CH4(g))= -74,9 KJ.mol-1 ;
∆
Hf°(NH3 (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 ;
∆
Hsub(C(s))=714 KJ.mol-1
Exercice 3 :
Calculer la variation d’enthalpie standard de la réaction de formation de l’acroléine liquide
CH2=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 :
∆
Hvap° (CH2=CH
−
CHO) = 21 KJ.mol-1 ; enthalpie de sublimation du C
graphite :
∆
H°sub (C(gr)) = 717 KJ.mol-1