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La solution de la série d’exercices de thermochimie
Exercice 1
Calcul de la constante des gaz parfaits R en L.atm.mol-1
.K-1
, J. mol-1
.K-1
et Cal. mol-1
.K-1
sachant que n =
1 mole, V= 22.4 l, P= 1 atm, T= 0°C :
• R= ? atm.K-1
.mol-1
L’équation des gaz parfaits est donnée par : P.V = n.R.T
R=
୔.୚
୬.୘
A.N : R =
ଵ	.		ଶଶ.ସ
ଵ	.ଶ଻ଷ
= 0.08205 atm.K-1
.mol-1
• R= ? J.K-1
.mol-1
Pour avoir R en joule il faut que V soit en m3
et P en Pa (Pascal)
R=
୔୚
୬୘
A.N : R =
ଵ଴ଵଷଶହ	.		ଶଶ.ସ	.		ଵ଴షయ
ଵ	.ଶ଻ଷ
= 8.32 J.K-1
.mol-1
• R= ? Cal.K-1
.mol-1
1 Cal = 4.185 J R =
଼.ଷଶ
ସ.ଵ଼ହ
= 2 Cal.K-1
.mol-1
Exercice 2
La réaction de l’hydrolyse du saccharose :
saccharose + H2O (liq) glucose + fructose
Les enthalpies de formation des réactifs et produits ont été données dans le tableau.
On applique la loi de Hess pour calculer l’enthalpie de la réaction (∆H°R):
∆H°R =(∆H°f (g) +∆H°f (f) ) – (∆H°f (s) + ∆H°f (H2O)liq)
A.N : ∆H°R = (-1258 – 1268.8) – (-2236.9 – 285.8)
∆H°R = - 4.2 KJ
Exercice 3
Soit la réaction suivante à pression constante (1 atm) et à 298 K :
NH3 (g) +
ହ
ସ
O2 (g) NO (g) +
ଷ
ଶ
H2O (g) (1)
Réaction chimique réalisée sous pression constante : ∆H°R = QR
a- Calcul de ∆H°R par la méthode du cycle : Il est possible de construire un cycle de Hess mettant en
jeu la réaction (1) et les autres réactions données dans l’exercice :
∆H°R
NH3 (g) +
ହ
ସ
O2 (g) NO (g) +
ଷ
ଶ
H2O (g)
-∆H°2 + -∆H°4 -	
ଷ
ଶ
	∆H°1
ଷ
ଶ
H2O (l)
ଷ
ଶ
	 ∆H°3
ଵ
ଶ
N2 (g) +
ଷ
ଶ
H2 (g)+
ହ
ସ
O2 (g)
- ∆H°2 - ∆H°4 +
ଷ
ଶ
∆H°3 -
ଷ
ଶ
∆H°1 - ∆H°R = 0 => ∆H°R = - ∆H°2 - ∆H°4 +
ଷ
ଶ
∆H°3 -
ଷ
ଶ
∆H°1
A.N : ∆H°R = -54.1 KJ
b- ∆H°R par la méthode de la combinaison linéaire :
-∆H°2
NH3(g)
ଵ
ଶ
N2 (g) +
ଷ
ଶ
H2 (g)
+ -∆H°4
ଵ
ଶ
N2 (g) +
ଵ
ଶ
O2 (g) NO (g)
+ -	
ଷ
ଶ
∆H°1
																
ଷ
ଶ
H2O (l)
ଷ
ଶ
H2O (g)
+
ଷ
ଶ
∆H°3
						
ଷ
ଶ
H2 (g) +
ଷ
ସ
O2 (g)
ଷ
ଶ
H2O (l)
= ∆H°R
NH3 (g) +
ହ
ସ
O2 (g) NO (g) +
ଷ
ଶ
H2O (g)
∆H°R = - ∆H°2 - ∆H°4 -
ଷ
ଶ
∆H°1 +
ଷ
ଶ
∆H°3
A.N: ∆H°R = -(-11) - (-21.6) -	
ଷ
ଶ
(-10.5) +	
ଷ
ଶ
	(-68.3)
∆H°R = -54.1 KJ
Exercice 4
CH4 (g) + 4F2 (g) CF4 (g) + 4HF (g) ∆H°R = -1923.0 KJ.mol-1
Calcul de l’enthalpie de formation de la liaison C-F (∆HC-F) :
On utilisant la méthode du cycle :
∆HR
CH4 (g) + 4F2 (g) CF4 (g) + 4HF (g)
+
4∆HC-H 4∆HF-F 4∆HC-F 4∆HH-F
C (g) + 4 H (g) + 8F(g)
- ∆HR - 4∆HF-F - 4∆HC-H + 4∆HC-F + 4∆HH-F = 0 => ∆HC-F =
୼ୌ౎	ା		ସ	୼ୌూషూ	ା			ସ୼ୌిషౄି	ସ୼ୌౄషూ
ସ
A.N: ∆HC-F =
ିଵଽଶଷ	ା		ସሺିଵହଷሻା			ସሺିସଵଶ.଺ሻି	ସሺିହ଺ଶ.଺ሻ
ସ
∆HC-F = -483.75 KJ/mol
Exercice 5:
1- La réaction de formation du méthanol à 298K et 1 atm :
C(s) + 2H2 (g) +
ଵ
ଶ
O2 (g) CH3OH (l)
2- Enthalpie standard de vaporisation du méthanol (∆H°V) :
On utilisant la méthode du cycle :
∆H°f (CH3OH)l
C(s) + 2H2 (g) +
ଵ
ଶ
O2 (g) CH3OH (l)
∆H°V
+
CH3OH (g)
∆Hsub(C)s 2∆HH-H
ଵ
ଶ
∆HO=O
3∆H°C-H+ ∆H°C-O+ ∆H°O-H
C (g) + 4H (g) + O (g)
E
E
- ∆H°f (CH3OH)l +∆Hsub(C)s + 2∆HH-H +		
ଵ
ଶ
∆HO=O + 3∆H°C-H + ∆H°C-O + ∆H°O-H - ∆H°V= 0
∆H°V = - ∆H°f (CH3OH)l + ∆Hsub(C)s + 2∆HH-H +
ଵ
ଶ
∆HO=O + 3∆H°C-H + ∆H°C-O + ∆H°O-H
A.N: ∆H°V = -(-239) + 718 +2(-436) +
ଵ
ଶ
(-498) + 3(-414) + (-456)
∆H°V (CH3OH)l = 29 KJ.mol-1
3- La chaleur de la réaction de formation du méthanol à volume constant Qv ( T = 298K , P = 1 atm)
∆H = ∆U + ∆nRT
À volume constant: ∆U = Qv
Qv = ∆H –∆n.R.T avec ∆n = -2.5 (la différence des coefficients stœchiométriques des gaz)
A.N : Qv = -239 – (-2,5 x 8.32 x10-3
x 298)
Qv = -232,8 KJ
4- La capacité calorifique (Cp) de CH3OH (l) :
• Tout d’abord on va calculer ∆Cp de la réaction de formation de CH3OH (l) :
Par application de la loi de Kirchhoff :
∆H2 = ∆H1 + ∆Cp.∆T avec ∆H1 à T1 et ∆H2 à T2
∆Cp =
∆ୌమି∆ୌభ
∆୘
A.N : ∆Cp =		
ିଶଷ଼ିሺିଶଷଽሻ
ଷଶ଼ିଶଽ଼
∆Cp = 0.033 KJ.mol-1
.K-1
• On peut maintenant calculer (Cp) de CH3OH (l) par application de la loi de Hess :
∆Cp
C(s) + 2H2 (g) +
ଵ
ଶ
O2 (g) CH3OH (l)
∆Cp = Cp (CH3OH)l - (Cp (C)s + 2Cp(H2)g +
ଵ
ଶ
Cp (O2)g) =˃
Cp (CH3OH)l = ∆Cp + Cp (C)s + 2Cp (H2)g +
ଵ
ଶ
Cp (O2)g
A.N: Cp (CH3OH)l = 0.033 x 10-3
+ 8.56 + 2(20.59) +
ଵ
ଶ
(20.93)
Cp (CH3OH)l = 93.535 J/K.mol
Exercice 6
1- La réaction de combustion de l’éthanol liquide à 298 K:
CH3 - C - H (l) +
ହ
ସ
O2(g) 2CO2 (g) + 2H2O (l) ∆H°c = -1165 KJ
O
2- Calcul de ∆H°f (CH3CHO)g et ∆H°f (CH2 CH2)g
O
Par application de la loi de Hess :
∆H°c (CH3CHO)l = 2∆H°f (CO2)g + 2∆H°f (H2O)l - ∆H°f (CH3CHO)l =˃
∆H°f (CH3CHO)l = 2∆H°f (CO2)g + 2∆H°f (H2O)l - ∆H°c (CH3CHO)l
A.N: ∆H°f (CH3CHO)l = 2 (-393 +(-285.5)) + 1165
∆H°f (CH3CHO)l = -192 KJ.mol-1
∆H°V (CH3CHO)l = ∆H°f (CH3CHO)l - ∆H°f (CH3CHO)g =˃
∆H°f (CH3CHO)g = ∆H°f (CH3CHO)l - ∆H°V (CH3CHO)l
A.N: ∆H°f (CH3CHO)g = 30.4 – 192
∆H°f (CH3CHO)g = -161.6 KJ.mol-1
∆H°V ( CH2 CH2 )l = ∆H°f ( CH2 CH2)l - ∆H°f (CH2 CH2)g
O O O
∆H°f (CH2 CH2)g = ∆H°V ( CH2 CH2 )l + ∆H°f (CH2 CH2)l
O O O
A.N: ∆H°f (CH2 CH2)g = 28.5 – 94
O
∆H°f (CH2 CH2)g = -65.5 KJ.mol-1
O
1
3- CH2 CH2 (g) CH3 - C - H (g)
O 2 O
∆S°R = S°f (CH3 - C – H) g - S°f (CH2 CH2 )g
O O
A.N: ∆S°R = -108.3 – (-130.8) = 22.5 J/K
∆S°R = 22.5 J.K-1
∆H°R = ∆H°f (CH3 - C – H) g - ∆H°f (CH2 CH2 )g
O O
A.N: ∆H°R = -161.6 – (-65.5) = -96.1 KJ
∆H°R = -96.1 KJ
∆G°R = ∆H°R - T∆S°R
A.N: ∆G°R = -96.1 – 198(22.5 x 10-3
) = -102.805 KJ
∆G°R = -102.805 KJ
Conclusion:
∆G°R ˂ 0 alors la réaction est spontanée dans le sens 1
Exercice 7
La réaction de combustion de l’urée solide à 298 K
NH2
O=C (s) +
ଷ
ଶ
O2 (g) CO2 (g) + N2 (g) + 2H2O (l)
NH2
1- Calcul de ∆H°f CO(NH2)2 (s) :
La réaction de combustion de C(s)
C(s) + O2 CO2(g) alors ∆H°c (C)s = ∆H°f (CO2)g = 395 KJ.mol-1
La reaction de combustion de H2 (g):
H2(g) +
ଵ
ଶ
O2 H2O (l) alors ∆H°c (H2)g= ∆H°f (H2O)l = 286 KJ.mol-1
Par application de la loi de Hess sur la réaction de combustion de l’urée solide:
∆H°c (CO(NH2)2 (s)) = ∆H°f (CO2)g + 2∆H°f (H2O)l - ∆H°f (CO(NH2)2 (s))
∆H°f (CO(NH2)2 (s)) = ∆H°f (CO2)g + 2∆H°f (H2O)l - ∆H°c (CO(NH2)2 (s))
A.N: ∆H°f (CO(NH2)2 (s)) = (395)+2(-286) +636
∆H°f (CO(NH2)2 (s)) = -333 KJ.mol-1
2- Calcul de S°f (CO(NH2)2 (s)) sachant que ∆G°c (CO(NH2)2 (s)) = -677 KJ
∆G°c = ∆H°c - T∆S°c ∆S°c =
୼ୌ°	ౙି	୼ୋ°	ౙ
୘
A.N: ∆S°c =
ି଺ଷସିሺି଺଻଻ሻ
ଶଽ଼
= 0.14429 KJ = 144.29 J
∆S°c = ( S°f (CO2) + S°f (N2) + 2S°f (H2O)l) - (S°f (CO(NH2)2 (s)) +
ଷ
ଶ
	S°f (O2)g)
S°f (CO(NH2)2 (s)) = S°f (CO2) + S°f (N2) + 2S°f (H2O)l -
ଷ
ଶ
	S°f (O2)g - ∆S°c
A.N: S°f (CO(NH2)2 (s)) = 213 + 191 + 2(70) -
ଷ
ଶ
(205) – 144.29
S°f (CO(NH2)2 (s)) = 92.21 J.K-1
.mol-1
3- Calcul de ∆H° sub (CO(NH2)2 (s)):
Par application de la méthode du cycle:
∆H° f CO(NH2)2 (s)
C(s) +
ଵ
ଶ
	O2 (g) + N2(g) + 2H2(g) CO(NH2)2 (s)
∆H°sub
ଵ
ଶ
	∆H°(O2) ∆H°(N2) 2∆H° (H2) + ∆H° sub
∆H°CO+2 ∆H°CN+4 ∆H°NH
C(g) + O(g) + 2N(g) + 4H(g) CO(NH2)2 (g)
∆H° f CO(NH2)2 (s) + ∆H° sub CO(NH2)2 (s) - (∆H°CO+2 ∆H°CN+4 ∆H°NH) - ∆H°sub +
ଵ
ଶ
	∆H°(O2) + ∆H°(N2)
+ 2∆H° (H2) = 0
∆H° sub CO(NH2)2 (s) = -∆H° f CO(NH2)2 (s) + ∆H°CO + 2 ∆H°CN+4 ∆H°NH + ∆H°sub -
ଵ
ଶ
	∆H°(O2) -
∆H°(N2) - 2∆H° (H2)
A.N: ∆H° sub CO(NH2)2 (s) = -(-333) – 744 + 2(-304) + 4(-391) + 718 -
ଵ
ଶ
(-497) –(-946) -2(-435)
∆H° sub CO(NH2)2 (s) = 199.5 KJ.mol-1
4- Calcul de ∆H° f CO(NH2)2 (g) :
∆H° sub CO(NH2)2 (s)
CO(NH2)2 (s) CO(NH2)2 (g)
∆H° sub CO(NH2)2 (s) = ∆H° f CO(NH2)2 (g) - ∆H° f CO(NH2)2 (s)
∆H° f CO(NH2)2 (g) = ∆H° f CO(NH2)2 (s) + ∆H° sub CO(NH2)2 (s)
A.N: ∆H° f CO(NH2)2 (g) = -333 +199.5
∆H° f CO(NH2)2 (g) = -133.5 KJ.mol-1

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Solutions des exercices de thermochimie med

  • 1. La solution de la série d’exercices de thermochimie Exercice 1 Calcul de la constante des gaz parfaits R en L.atm.mol-1 .K-1 , J. mol-1 .K-1 et Cal. mol-1 .K-1 sachant que n = 1 mole, V= 22.4 l, P= 1 atm, T= 0°C : • R= ? atm.K-1 .mol-1 L’équation des gaz parfaits est donnée par : P.V = n.R.T R= ୔.୚ ୬.୘ A.N : R = ଵ . ଶଶ.ସ ଵ .ଶ଻ଷ = 0.08205 atm.K-1 .mol-1 • R= ? J.K-1 .mol-1 Pour avoir R en joule il faut que V soit en m3 et P en Pa (Pascal) R= ୔୚ ୬୘ A.N : R = ଵ଴ଵଷଶହ . ଶଶ.ସ . ଵ଴షయ ଵ .ଶ଻ଷ = 8.32 J.K-1 .mol-1 • R= ? Cal.K-1 .mol-1 1 Cal = 4.185 J R = ଼.ଷଶ ସ.ଵ଼ହ = 2 Cal.K-1 .mol-1 Exercice 2 La réaction de l’hydrolyse du saccharose : saccharose + H2O (liq) glucose + fructose Les enthalpies de formation des réactifs et produits ont été données dans le tableau. On applique la loi de Hess pour calculer l’enthalpie de la réaction (∆H°R): ∆H°R =(∆H°f (g) +∆H°f (f) ) – (∆H°f (s) + ∆H°f (H2O)liq) A.N : ∆H°R = (-1258 – 1268.8) – (-2236.9 – 285.8) ∆H°R = - 4.2 KJ Exercice 3 Soit la réaction suivante à pression constante (1 atm) et à 298 K : NH3 (g) + ହ ସ O2 (g) NO (g) + ଷ ଶ H2O (g) (1) Réaction chimique réalisée sous pression constante : ∆H°R = QR a- Calcul de ∆H°R par la méthode du cycle : Il est possible de construire un cycle de Hess mettant en jeu la réaction (1) et les autres réactions données dans l’exercice :
  • 2. ∆H°R NH3 (g) + ହ ସ O2 (g) NO (g) + ଷ ଶ H2O (g) -∆H°2 + -∆H°4 - ଷ ଶ ∆H°1 ଷ ଶ H2O (l) ଷ ଶ ∆H°3 ଵ ଶ N2 (g) + ଷ ଶ H2 (g)+ ହ ସ O2 (g) - ∆H°2 - ∆H°4 + ଷ ଶ ∆H°3 - ଷ ଶ ∆H°1 - ∆H°R = 0 => ∆H°R = - ∆H°2 - ∆H°4 + ଷ ଶ ∆H°3 - ଷ ଶ ∆H°1 A.N : ∆H°R = -54.1 KJ b- ∆H°R par la méthode de la combinaison linéaire : -∆H°2 NH3(g) ଵ ଶ N2 (g) + ଷ ଶ H2 (g) + -∆H°4 ଵ ଶ N2 (g) + ଵ ଶ O2 (g) NO (g) + - ଷ ଶ ∆H°1 ଷ ଶ H2O (l) ଷ ଶ H2O (g) + ଷ ଶ ∆H°3 ଷ ଶ H2 (g) + ଷ ସ O2 (g) ଷ ଶ H2O (l) = ∆H°R NH3 (g) + ହ ସ O2 (g) NO (g) + ଷ ଶ H2O (g) ∆H°R = - ∆H°2 - ∆H°4 - ଷ ଶ ∆H°1 + ଷ ଶ ∆H°3 A.N: ∆H°R = -(-11) - (-21.6) - ଷ ଶ (-10.5) + ଷ ଶ (-68.3) ∆H°R = -54.1 KJ
  • 3. Exercice 4 CH4 (g) + 4F2 (g) CF4 (g) + 4HF (g) ∆H°R = -1923.0 KJ.mol-1 Calcul de l’enthalpie de formation de la liaison C-F (∆HC-F) : On utilisant la méthode du cycle : ∆HR CH4 (g) + 4F2 (g) CF4 (g) + 4HF (g) + 4∆HC-H 4∆HF-F 4∆HC-F 4∆HH-F C (g) + 4 H (g) + 8F(g) - ∆HR - 4∆HF-F - 4∆HC-H + 4∆HC-F + 4∆HH-F = 0 => ∆HC-F = ୼ୌ౎ ା ସ ୼ୌూషూ ା ସ୼ୌిషౄି ସ୼ୌౄషూ ସ A.N: ∆HC-F = ିଵଽଶଷ ା ସሺିଵହଷሻା ସሺିସଵଶ.଺ሻି ସሺିହ଺ଶ.଺ሻ ସ ∆HC-F = -483.75 KJ/mol Exercice 5: 1- La réaction de formation du méthanol à 298K et 1 atm : C(s) + 2H2 (g) + ଵ ଶ O2 (g) CH3OH (l) 2- Enthalpie standard de vaporisation du méthanol (∆H°V) : On utilisant la méthode du cycle : ∆H°f (CH3OH)l C(s) + 2H2 (g) + ଵ ଶ O2 (g) CH3OH (l) ∆H°V + CH3OH (g) ∆Hsub(C)s 2∆HH-H ଵ ଶ ∆HO=O 3∆H°C-H+ ∆H°C-O+ ∆H°O-H C (g) + 4H (g) + O (g) E E
  • 4. - ∆H°f (CH3OH)l +∆Hsub(C)s + 2∆HH-H + ଵ ଶ ∆HO=O + 3∆H°C-H + ∆H°C-O + ∆H°O-H - ∆H°V= 0 ∆H°V = - ∆H°f (CH3OH)l + ∆Hsub(C)s + 2∆HH-H + ଵ ଶ ∆HO=O + 3∆H°C-H + ∆H°C-O + ∆H°O-H A.N: ∆H°V = -(-239) + 718 +2(-436) + ଵ ଶ (-498) + 3(-414) + (-456) ∆H°V (CH3OH)l = 29 KJ.mol-1 3- La chaleur de la réaction de formation du méthanol à volume constant Qv ( T = 298K , P = 1 atm) ∆H = ∆U + ∆nRT À volume constant: ∆U = Qv Qv = ∆H –∆n.R.T avec ∆n = -2.5 (la différence des coefficients stœchiométriques des gaz) A.N : Qv = -239 – (-2,5 x 8.32 x10-3 x 298) Qv = -232,8 KJ 4- La capacité calorifique (Cp) de CH3OH (l) : • Tout d’abord on va calculer ∆Cp de la réaction de formation de CH3OH (l) : Par application de la loi de Kirchhoff : ∆H2 = ∆H1 + ∆Cp.∆T avec ∆H1 à T1 et ∆H2 à T2 ∆Cp = ∆ୌమି∆ୌభ ∆୘ A.N : ∆Cp = ିଶଷ଼ିሺିଶଷଽሻ ଷଶ଼ିଶଽ଼ ∆Cp = 0.033 KJ.mol-1 .K-1 • On peut maintenant calculer (Cp) de CH3OH (l) par application de la loi de Hess : ∆Cp C(s) + 2H2 (g) + ଵ ଶ O2 (g) CH3OH (l) ∆Cp = Cp (CH3OH)l - (Cp (C)s + 2Cp(H2)g + ଵ ଶ Cp (O2)g) =˃ Cp (CH3OH)l = ∆Cp + Cp (C)s + 2Cp (H2)g + ଵ ଶ Cp (O2)g A.N: Cp (CH3OH)l = 0.033 x 10-3 + 8.56 + 2(20.59) + ଵ ଶ (20.93) Cp (CH3OH)l = 93.535 J/K.mol
  • 5. Exercice 6 1- La réaction de combustion de l’éthanol liquide à 298 K: CH3 - C - H (l) + ହ ସ O2(g) 2CO2 (g) + 2H2O (l) ∆H°c = -1165 KJ O 2- Calcul de ∆H°f (CH3CHO)g et ∆H°f (CH2 CH2)g O Par application de la loi de Hess : ∆H°c (CH3CHO)l = 2∆H°f (CO2)g + 2∆H°f (H2O)l - ∆H°f (CH3CHO)l =˃ ∆H°f (CH3CHO)l = 2∆H°f (CO2)g + 2∆H°f (H2O)l - ∆H°c (CH3CHO)l A.N: ∆H°f (CH3CHO)l = 2 (-393 +(-285.5)) + 1165 ∆H°f (CH3CHO)l = -192 KJ.mol-1 ∆H°V (CH3CHO)l = ∆H°f (CH3CHO)l - ∆H°f (CH3CHO)g =˃ ∆H°f (CH3CHO)g = ∆H°f (CH3CHO)l - ∆H°V (CH3CHO)l A.N: ∆H°f (CH3CHO)g = 30.4 – 192 ∆H°f (CH3CHO)g = -161.6 KJ.mol-1 ∆H°V ( CH2 CH2 )l = ∆H°f ( CH2 CH2)l - ∆H°f (CH2 CH2)g O O O ∆H°f (CH2 CH2)g = ∆H°V ( CH2 CH2 )l + ∆H°f (CH2 CH2)l O O O A.N: ∆H°f (CH2 CH2)g = 28.5 – 94 O ∆H°f (CH2 CH2)g = -65.5 KJ.mol-1 O 1 3- CH2 CH2 (g) CH3 - C - H (g) O 2 O ∆S°R = S°f (CH3 - C – H) g - S°f (CH2 CH2 )g O O A.N: ∆S°R = -108.3 – (-130.8) = 22.5 J/K ∆S°R = 22.5 J.K-1 ∆H°R = ∆H°f (CH3 - C – H) g - ∆H°f (CH2 CH2 )g O O
  • 6. A.N: ∆H°R = -161.6 – (-65.5) = -96.1 KJ ∆H°R = -96.1 KJ ∆G°R = ∆H°R - T∆S°R A.N: ∆G°R = -96.1 – 198(22.5 x 10-3 ) = -102.805 KJ ∆G°R = -102.805 KJ Conclusion: ∆G°R ˂ 0 alors la réaction est spontanée dans le sens 1 Exercice 7 La réaction de combustion de l’urée solide à 298 K NH2 O=C (s) + ଷ ଶ O2 (g) CO2 (g) + N2 (g) + 2H2O (l) NH2 1- Calcul de ∆H°f CO(NH2)2 (s) : La réaction de combustion de C(s) C(s) + O2 CO2(g) alors ∆H°c (C)s = ∆H°f (CO2)g = 395 KJ.mol-1 La reaction de combustion de H2 (g): H2(g) + ଵ ଶ O2 H2O (l) alors ∆H°c (H2)g= ∆H°f (H2O)l = 286 KJ.mol-1 Par application de la loi de Hess sur la réaction de combustion de l’urée solide: ∆H°c (CO(NH2)2 (s)) = ∆H°f (CO2)g + 2∆H°f (H2O)l - ∆H°f (CO(NH2)2 (s)) ∆H°f (CO(NH2)2 (s)) = ∆H°f (CO2)g + 2∆H°f (H2O)l - ∆H°c (CO(NH2)2 (s)) A.N: ∆H°f (CO(NH2)2 (s)) = (395)+2(-286) +636 ∆H°f (CO(NH2)2 (s)) = -333 KJ.mol-1 2- Calcul de S°f (CO(NH2)2 (s)) sachant que ∆G°c (CO(NH2)2 (s)) = -677 KJ ∆G°c = ∆H°c - T∆S°c ∆S°c = ୼ୌ° ౙି ୼ୋ° ౙ ୘ A.N: ∆S°c = ି଺ଷସିሺି଺଻଻ሻ ଶଽ଼ = 0.14429 KJ = 144.29 J
  • 7. ∆S°c = ( S°f (CO2) + S°f (N2) + 2S°f (H2O)l) - (S°f (CO(NH2)2 (s)) + ଷ ଶ S°f (O2)g) S°f (CO(NH2)2 (s)) = S°f (CO2) + S°f (N2) + 2S°f (H2O)l - ଷ ଶ S°f (O2)g - ∆S°c A.N: S°f (CO(NH2)2 (s)) = 213 + 191 + 2(70) - ଷ ଶ (205) – 144.29 S°f (CO(NH2)2 (s)) = 92.21 J.K-1 .mol-1 3- Calcul de ∆H° sub (CO(NH2)2 (s)): Par application de la méthode du cycle: ∆H° f CO(NH2)2 (s) C(s) + ଵ ଶ O2 (g) + N2(g) + 2H2(g) CO(NH2)2 (s) ∆H°sub ଵ ଶ ∆H°(O2) ∆H°(N2) 2∆H° (H2) + ∆H° sub ∆H°CO+2 ∆H°CN+4 ∆H°NH C(g) + O(g) + 2N(g) + 4H(g) CO(NH2)2 (g) ∆H° f CO(NH2)2 (s) + ∆H° sub CO(NH2)2 (s) - (∆H°CO+2 ∆H°CN+4 ∆H°NH) - ∆H°sub + ଵ ଶ ∆H°(O2) + ∆H°(N2) + 2∆H° (H2) = 0 ∆H° sub CO(NH2)2 (s) = -∆H° f CO(NH2)2 (s) + ∆H°CO + 2 ∆H°CN+4 ∆H°NH + ∆H°sub - ଵ ଶ ∆H°(O2) - ∆H°(N2) - 2∆H° (H2) A.N: ∆H° sub CO(NH2)2 (s) = -(-333) – 744 + 2(-304) + 4(-391) + 718 - ଵ ଶ (-497) –(-946) -2(-435) ∆H° sub CO(NH2)2 (s) = 199.5 KJ.mol-1 4- Calcul de ∆H° f CO(NH2)2 (g) : ∆H° sub CO(NH2)2 (s) CO(NH2)2 (s) CO(NH2)2 (g) ∆H° sub CO(NH2)2 (s) = ∆H° f CO(NH2)2 (g) - ∆H° f CO(NH2)2 (s) ∆H° f CO(NH2)2 (g) = ∆H° f CO(NH2)2 (s) + ∆H° sub CO(NH2)2 (s) A.N: ∆H° f CO(NH2)2 (g) = -333 +199.5 ∆H° f CO(NH2)2 (g) = -133.5 KJ.mol-1