Enthalpie standard de formation

augmentation d'une entropie totale un système va évoluer vers sont état le plus probable - échanges d'entropie possible : entropie peut augmenter si elle diminue par ailleurs reste les contraintes (conservation de l'énergie et de la masse) D. Enthalpie libre (G) - dS = variation d'entropie dS = diS (interne) + deS (échange) diS > O car on va vers une augmentation de probabilité - Si ΔG <0 Ex : combustion de l'essence : réaction possible car en accord avec tous les principes de la thermodynamique

⋅ mol-1 • Données thermodynamiques à 298 K : - Enthalpies libres molaires standard de formation ΔfG° (en kJ ⋅ mol-1) : composés H2O(g) Fe(OH)3(s) Fe2O3(s) FeO(s) Fe3O4(s) FeO(OH)(s) ΔfG° -229 -700 -750 -245 -1016 -500 1/1 Extrait gratuit de document, le document original comporte 31 pages. - Enthalpies molaires standard de formation ΔfH° (en kJ ⋅ mol-1) et entropies molaires standard Sm° (en J ⋅ mol-1 ⋅ K-1) : composés ΔfH° Sm° • •

THERMOCHIMIE (suite) Rmq : on note les enthalpies standards de combustion et de formation respectivement H°c et H°f. Pour tous les exercices de cette séance la température est supposée constante, égale à 298 K. Exercice 1 La combustion de 1,3 g d’acétylène gazeux C2H2 dégage 65 kJ. 1) Ecrire la réaction de combustion correspondante. 2) Calculer la valeur de l’enthalpie standard molaire H°c1 de combustion de l’acétylène gazeux. 3) L’enthalpie standard molaire H°c2 de combustion du benzène

Conventions ΔH0 Rn endothermique C + O2  CO2 ΔH= 393 kJ/mol CO2  C + O2 ΔH’= +393 KJ/mol 2C + 2O2  2 CO2 ΔH ‘’= 2*ΔH Etat standard: corps pur de l’état le plus stable à une température donnée de 1 bar. Les concentrations sont de 1mol.L-1 Enthalpie de formation ΔH associé à la réaction de formation d’une mole de composé à partir des corps simples (= même type d’atomes dans la molécule) ΔfH (CH3OH) C + 2H2 + 1/2 O2  CH3 OH (l) ΔfH(O2)= ??????

2012 Résumé Dans ce laboratoire on fait réagir ensemble deux différents groupements de réactifs (le H2 + ½O2 H2O n’étant pas un des deux mais étant une réaction donnée dès le début avec une enthalpie de -285,8kJ/mol), a l’aide d’un calorimètre, pour donc éventuellement être capable de calculer leurs enthalpies et ensuit l’enthalpie totale de notre équation cible, Mg + ½O2 MgO. De l’oxyde de magnésium (MgO) est donc mélanger avec du chlorure d’hydrogène (HCl) qui crée du chlorure de magnésium avec

réaction). (1) Dans des conditions standards (25°C, 1 atm, pH 7 et [G1P] = [G6P] = 1M) on observe, lorsque la réaction est à l'équilibre : [G1P]éq = 0,1M et [G6P]éq = 1,9M· On peut en déduire : a) Que la constante d'équilibre est Kéq = [G6P]éq/[G1P]éq = 1,9/0,1 = 19 b) Que le ΔG0' de la réaction est de : ΔG0' = -8,314 x 298 x ln19 = -7295 J.mol-1 = -7,295 kJ.mol-1 c) Que le sens spontané (dans les conditions standards) est celui de la formation du G6P.Remarque : Si

inférieur à l’air théorique, la combustion est incomplète. Si le manque d’air est faible, on observe la formation de monoxyde de carbone. Pour des manques d’air plus importants, il peut subsister des hydrocarbures imbrûlés, ou du carbone sous forme de graphite (noir de fumée). Contents Back Notions sur la combustion 1er avril 2003 L’enthalpie de formation 353 13.3 L’enthalpie de formation Lorsqu’on considère des systèmes de composition chimique fixe, comme cela a été le cas jusqu’à présent,

thermodynamique ......................................... Enthalpie de réaction ........................................................................ Loi de Hess ..................................................................................... Enthalpie de dissociation des liaisons covalentes .................................. Fonction entropie ............................................................................. Enthalpie libre de réaction ........................................

thermodynamique ......................................... Enthalpie de réaction ........................................................................ Loi de Hess ..................................................................................... Enthalpie de dissociation des liaisons covalentes .................................. Fonction entropie ............................................................................. Enthalpie libre de réaction ......................................

de ∂m J ∂P . T ,n i b. En supposant le mélange idéal, donner l’expression du potentiel chimique du solvant S, dans le compartiment de droite, à la pression P, en fonction de la fraction molaire du polymère xP , de la température, du potentiel standard du solvant et du volume molaire du solvant VmS (indépendant de la pression). c. Écrire la condition d’équilibre chimique pour le solvant dans les deux compartiments de l’osmomètre à une même altitude à la température T et en déduire une relation