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 : T_fus = 386 K ; T_éb = 456 K ;

\(\Delta_{fus}H°\) = 15,6 kJ.mol^-1 ;\( \Delta_{\textrm{éb}}H\)° = 41,9 kJ.mol^-1

C_P (I₂, s) = 40,14 + 0,04981 T (en J.mol^-1.K^-1 si T est en K) de 298 à 386 K

C_P (I₂, l) = 80,36 J.mol^-1.K^-1 de 386 à 456 K

C_P (I₂, g) = 37,21 J.mol^-1.K^-1 de 456 à 1500 K

• H₂ : C_P (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 : C_P (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.