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232
P.
-D.Ho
ln _1_=
vap(_l _ _l)
~
R
T 2 1j
ln 115 mmHg
760 mmHg
- 40,5 · l 0 3 J . mo1- 1
8,314J · mo1- 1 · K- 1
__, 1j = 349,83 K = 76,68 °C
X (
l
l J
308,05 K 1j
Cette température s'appelle la température d'ébullition normale de l'éthanol.
18. Grâce à la masse volumique et au volume, nous pouvons calculer la masse de CCl 4 (/) mise en jeu :
m = (~) . V = 1,59 g . mL1 x 0,25 ml = 0,398 g
La quantité de chaleur est calculée en multipliant la variation d'enthalpie de vaporisation avec le
nombre de moles mises en jeu :
Q = n . D.H
0
= m · D.H
0
=
0 •
398 g
x 37,0 · 10
3 J · mol1 = 95,62J
vap
M
vap
l 53,81 g · mol 1
19. L'éthanol liquide (CH 3 CH 2 0H) et l'eau sont, toutes deu x, des molécules polaires :
20.
Elles réalisent par conséquent le même type d'interactions intermoléculaires : forces de Van der
Waal s et ponts hydrogène. La tension superficielle plus faible au sein d'une solution d'éthanol par
rapport à l'eau pure est explicable par le nombre de ponts hydrogène qu'une molécule peut effectuer avec ses mol écules voisines. Nous constatons sur les dessins ci-dessous qu'une molécule (en
gris) d'éthanol ne peut effectuer que trois ponts hydrogène (en pointillé bleu) avec les molécules
d'eau qui l'entourent alors qu'une molécule d'eau peut en effectuer quatre.
Supposons qu'à cette température (70 °C, soit 343, l 5 K), l'eau passe complètement en phase
gazeuse. Dans ce cas, nou s pouvons calculer une pression P, exercée dans l'enceinte avec l'équation
des gaz parfaits, c'est-à-dire lorsqu e toute l'eau en phase liquid e est passée en phase gazeuse :
P·V=n·R·T
P = m . R...:..L = 0,0896 g
x 0,082 L ·atm· mo11 · K1 x 34 3,l 5 K = 0 560 atm
M
V
18,02 g. mol- 1
0,25 L
'
Comparons cette pression à la pression de vapeur de l' eau à l'éq uilibre à 70 °C (voir Table 4 des
Tables de constantes) :
P :
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Cette température s'appelle la température d'ébullition normale de l'éthanol.
18. Grâce à la masse volumique et au volume, nous pouvons calculer la masse de CCl 4 (/) mise en jeu :
m = (~) . V = 1,59 g . mL1 x 0,25 ml = 0,398 g
La quantité de chaleur est calculée en multipliant la variation d'enthalpie de vaporisation avec le
nombre de moles mises en jeu :
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19. L'éthanol liquide (CH 3 CH 2 0H) et l'eau sont, toutes deu x, des molécules polaires :
20.
Elles réalisent par conséquent le même type d'interactions intermoléculaires : forces de Van der
Waal s et ponts hydrogène. La tension superficielle plus faible au sein d'une solution d'éthanol par
rapport à l'eau pure est explicable par le nombre de ponts hydrogène qu'une molécule peut effectuer avec ses mol écules voisines. Nous constatons sur les dessins ci-dessous qu'une molécule (en
gris) d'éthanol ne peut effectuer que trois ponts hydrogène (en pointillé bleu) avec les molécules
d'eau qui l'entourent alors qu'une molécule d'eau peut en effectuer quatre.
Supposons qu'à cette température (70 °C, soit 343, l 5 K), l'eau passe complètement en phase
gazeuse. Dans ce cas, nou s pouvons calculer une pression P, exercée dans l'enceinte avec l'équation
des gaz parfaits, c'est-à-dire lorsqu e toute l'eau en phase liquid e est passée en phase gazeuse :
P·V=n·R·T
P = m . R...:..L = 0,0896 g
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Comparons cette pression à la pression de vapeur de l' eau à l'éq uilibre à 70 °C (voir Table 4 des
Tables de constantes) :
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