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0
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х:
01
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5.24 Connaissant dans les conditions standard l’entropie de H, (g) à 298 K,
*^298K (H^, g)= 130,4 J • mol“' • K“' et sa capacité calorifique à pression constante,
Cp = 28,8 J • mol“' • K“', calculer l’entropie à 600 K (on suppose que la capacité calorifique reste
constante sur l’intervalle de température).
5.25 Calculer la variation d’entropie standard associée à la réaction :
CH,(g) + 20,.(g) ^ CO^Cg) + 2H20(g)
connaissant les entropies standard à 298 K :
•5"(CH„ g)= 186J•mol-^•K-^
•5^(02, g) = 205 J-m ol-'-K -',
• W O 2, g) = 214 J-m ol-'-K -',
• 5<'(H20, g) =189 J mol-' K-'.
Calculer cette variation d’entropie dans le cas où l’eau est formée à l’état liquide, avec
5^(H20, l) = 70J mol-‘ K-'.
5.26 Calculer l’entropie standard de l’eau (g) à 473 K, connaissant celle de l’eau (1)
à 298 K,
(H70,1)=69,8 J-mol“' • K“' et avec Cp (H20,1) = 75,2 J • mol“' • K“',
Cp (H2O, g)= 33,4 J • mol“' • K“'’ Av^ 393k(H20, 0 = 40 kJ • mol“'.
5.27 Un système fernié peut échanger de l’énergie avec le milieu extérieur. Le critère de spontanéité pour une réaction chimique est un abaissement de l’énergie libre. Prenons un exemple.
L’énergie libre de Gibbs (ou enthalpie libre) standard de formation de l’eau, à calculer, s’obtient
à partir de la réaction chimique où ses éléments constitutifs sont les réactifs :
H2(g) + l/202( g ) ^ H 20(l).
À 298 K, nous avons :
g) = A ,K ,V (02. g) = 0, 5°,sk(H2> g) = 130 J ■ mol"' - K“',
52°,8k(O2, g) = 205 J • moi-' ■ K"',
(HjO, I) = 69,9 J ■ mol“' • K“'.
5.28 Un système isolé n’a aucun échange avec le milieu extérieur. Le critère de spontanéité
pour qu’une évolution de ce système se produise est qu’elle soit associée à une augmentation de
l’entropie. Prenons l’exemple de la détente d’un gaz parfait. Dans des conditions isothermes et
réversibles, un gaz parfait (1 mole) contenu dans une enceinte isolée du milieu extérieur voit son
volume passer de 1 à 10 L. Calculer la variation d’entropie.
5.29 À la réaction d’hydrogénation de l’éthylène en éthane C^H, + H, ^
est associée une
chaleur d’hydrogénation que l’on se propose de calculer à partir des chaleurs de combustion
suivantes :
(1) C2H, + 3 O2 ^ 2 CO2 + 2 H2O (1)
(2) C2H, + 7/2 O2 ^ 2 CO7 + 3 H2O (1)
(3) H, + ‘ /2 O2 ^ H7O (1)
A,,H« = - 1 386 kJ-mol-'
= - 1 540 kJ-moL'
A...H’ = - 286 kJ mol-'
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5.24 Connaissant dans les conditions standard l’entropie de H, (g) à 298 K,
*^298K (H^, g)= 130,4 J • mol“' • K“' et sa capacité calorifique à pression constante,
Cp = 28,8 J • mol“' • K“', calculer l’entropie à 600 K (on suppose que la capacité calorifique reste
constante sur l’intervalle de température).
5.25 Calculer la variation d’entropie standard associée à la réaction :
CH,(g) + 20,.(g) ^ CO^Cg) + 2H20(g)
connaissant les entropies standard à 298 K :
•5"(CH„ g)= 186J•mol-^•K-^
•5^(02, g) = 205 J-m ol-'-K -',
• W O 2, g) = 214 J-m ol-'-K -',
• 5<'(H20, g) =189 J mol-' K-'.
Calculer cette variation d’entropie dans le cas où l’eau est formée à l’état liquide, avec
5^(H20, l) = 70J mol-‘ K-'.
5.26 Calculer l’entropie standard de l’eau (g) à 473 K, connaissant celle de l’eau (1)
à 298 K,
(H70,1)=69,8 J-mol“' • K“' et avec Cp (H20,1) = 75,2 J • mol“' • K“',
Cp (H2O, g)= 33,4 J • mol“' • K“'’ Av^ 393k(H20, 0 = 40 kJ • mol“'.
5.27 Un système fernié peut échanger de l’énergie avec le milieu extérieur. Le critère de spontanéité pour une réaction chimique est un abaissement de l’énergie libre. Prenons un exemple.
L’énergie libre de Gibbs (ou enthalpie libre) standard de formation de l’eau, à calculer, s’obtient
à partir de la réaction chimique où ses éléments constitutifs sont les réactifs :
H2(g) + l/202( g ) ^ H 20(l).
À 298 K, nous avons :
g) = A ,K ,V (02. g) = 0, 5°,sk(H2> g) = 130 J ■ mol"' - K“',
52°,8k(O2, g) = 205 J • moi-' ■ K"',
(HjO, I) = 69,9 J ■ mol“' • K“'.
5.28 Un système isolé n’a aucun échange avec le milieu extérieur. Le critère de spontanéité
pour qu’une évolution de ce système se produise est qu’elle soit associée à une augmentation de
l’entropie. Prenons l’exemple de la détente d’un gaz parfait. Dans des conditions isothermes et
réversibles, un gaz parfait (1 mole) contenu dans une enceinte isolée du milieu extérieur voit son
volume passer de 1 à 10 L. Calculer la variation d’entropie.
5.29 À la réaction d’hydrogénation de l’éthylène en éthane C^H, + H, ^
est associée une
chaleur d’hydrogénation que l’on se propose de calculer à partir des chaleurs de combustion
suivantes :
(1) C2H, + 3 O2 ^ 2 CO2 + 2 H2O (1)
(2) C2H, + 7/2 O2 ^ 2 CO7 + 3 H2O (1)
(3) H, + ‘ /2 O2 ^ H7O (1)
A,,H« = - 1 386 kJ-mol-'
= - 1 540 kJ-moL'
A...H’ = - 286 kJ mol-'
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