Bonjour,
J'ai une petite question en thermodynamique et je me casse la tête dessus depuis un moment ...
J'ai vu dans mon cours ce matin, un tableau de valeurs de quelques enthalpies de formation de certaines substances et je me demandais pourquoi pour H2O (l) : -285,8 kJ/mol est plus grand que H2O (g) : -241,8 kJ/mol ?
Normalement, il faudrait plus d'énergie (chaleur) pour passer de l'état liquide à l'état gazeux, non?
Merci de m'éclairer là-dessus !
Quand on effectue la réaction 2 H2 + O2 --> 2 H2O, on libère 286 kJ par mole d'eau formée. Mais cette eau apparaît alors sous forme liquide. S'il faut ensuite faire bouillir cette eau pour la faire passer à l'état vapeur, il faut sacrifier une partie de l'énergie libérée par la réaction précédente. Il faut 44 kJ pour faire bouillir une mole d'eau. Donc la chaleur de formation de l'eau gazeuse est de 286 - 44 = 242 kJ/mol
D'accord ! Merci beaucoup pour la réponse très rapide et l'explication!
J'ai de nouveau une question.. (Désolée, je ne sais pas comment modifier ma dernière réponse)
En suivant ce que Moco m'a écrit, je suis revenue dans mon cours et regardé les enthalpies des changements d'état et j'ai remarqué pour H2O :
Enthalpie standard vaporisation = + 40,7 kJ/mol à 373,15 K
Enthalpie vaporisation = + 44,0 kJ/mol à 298,15 K
Ma question est la suivante ; pourquoi l'enthalpie standard vaporisation est plus petite que celle "non standard" ? Est-ce lié à la température? Normalement, à l'état standard, on est à 25°C. Serait-ce une faute de mon professeur?
Merci encore !
Plus on élève la température, plus l'enthalpie de vaporisation diminue. Quand on arrive au point critique, l'enthalpie de vaporisation est nullle.
