Question 2
A 298 K, l'enthalpie molaire standard de formation de l'iodure d'hydrogène HI (g) vaut 26,5 kJ.mol-1. A cette température, le diiode est solide, et le dihydrogène et l'iodure d'hydrogène sont gazeux.
Déterminer l'enthalpie molaire standard de formation de l'iodure d'hydrogène HI (g) à 1500 K (en kJ.mol-1).
I2 : Tfus = 386 K ; Téb = 456 K ;
\(\Delta_{fus}H°\) = 15,6 kJ.mol-1 ;\( \Delta_{\textrm{éb}}H\)° = 41,9 kJ.mol-1
CP (I2, s) = 40,14 + 0,04981 T (en J.mol-1.K-1 si T est en K) de 298 à 386 K
CP (I2, l) = 80,36 J.mol-1.K-1 de 386 à 456 K
CP (I2, g) = 37,21 J.mol-1.K-1 de 456 à 1500 K
H2 : CP (H2, g) = 27,29 + 0,00326 T+ 50000 T-2 (en J.mol-1.K-1 si T est en K) de 298 à 3000 K
HI : CP (HI, g) = 26,33 + 0,00594 T+ 92000 T-2 ( en J.mol-1.K-1 si T est en K) de 298 à 2000 K
Aide simple :
La connaissance :
de l'enthalpie molaire de réaction à une température T ;
des fonctions décrivant comment varient avec la température T les capacités calorifiques molaires à pression constante des réactifs et des produits dans leurs différents états physiques ;
des températures et des enthalpies molaires des changements d'état des réactifs et/ou des produits
permet de déterminer l'enthalpie molaire de cette réaction à une température T ' différente.
Rappel de cours :
Un diagramme de Hess permet de choisir les étapes qui permettent de passer de l'état initial à l'état final du système que l'on souhaite.
On détermine ensuite la variation d'enthalpie de chacune de ces étapes.