Thermodynamique chimique/Exercices/Lois de la thermochimie

Exercice 1:

On considère la collision d'un atome d'hydrogène H avec un atome de chlore Cl en phase gazeuse pour former HCl. Calculer la chaleur Q_P échangée lors de la réaction à pression constante.
On donne:

• l'enthalpie de dissociation du dihydrogène $:\qquad H_{2}(g)=2~H(g)\qquad \Delta H_{1}=436~kJ.mol^{-}1$
• l'enthalpie de dissociation du dichlore $:\qquad Cl_{2}(g)=2~Cl(g)\qquad \Delta H_{2}=242~kJ.mol^{-}1$
• l'enthalpie de formation de l'acide chlorhydrique (chlorure d’hydrogène) $:\qquad 0,5~H_{2}(g)+0,5~Cl_{2}(g)=HCl(g)\qquad \Delta H_{3}=-92~kJ$

Solution

Le bilan de la réaction est $:\qquad H~(g)+Cl~(g)=HCl~(g)$

L' enthalpie H étant une fonction d'état, on peut faire un cycle de Hess pour calculer ΔH.

$H~(g)+Cl~(g)$ .............^X..............$HCl~(g)$

$1\searrow \qquad \qquad \qquad \qquad \qquad \nearrow 2$

$\qquad 0,5~H_{2}(g)+0,5~Cl_{2}(g)$

Dans ce cycle, on veut calculer x à partir de (1) qui est la formation d'une demi-mole $H_{2}(g)$ et d'une demi-mole $Cl_{2}(g)$ ( - 218 - 121 kJ ) et de (2) qui est la formation de HCl ( - 92 kJ ).

On a donc:

Q_P = ΔH = x = - 0,5 D₀($H_{2}$) - 0,5 D₀($Cl_{2}$) + F($HCl$) = - 436*0.5 - 242*0.5 - 92 = - 218 - 121 - 92 = - 431 kJ < 0 ( les deux atomes sont très réactifs et libèrent de la chaleur lors de la formation de la molécule ! )

remarque

• Ici, on a une réaction qui est une étape élémentaire et on peut aussi écrire $:\qquad H(g)+Cl(g)\to HCl(g)$
• On a noté D₀ l'énergie de dissociation d'une liaison.
• On a noté F l' enthalpie standard de formation ( $\Delta H_{f(T)}^{0}~$ ) à la température T d'un composé chimique.

 

Exercice 2:

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