Bonjour, j'essaie de refaire un exercice mais je bloque sur une question dont je comprends pas la logique à vrai dire. Voici l'énoncé :
L'ammoniac est produit à l'état gazeux à partir de dihydrogène et de diazote selon la réaction d'équation bilan :
N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3 (g) (E)
On suppose que les gaz se comportent comme des gaz parfaits.
Données : delta f H° (N2(g) ) = 0 kJ.mol-1 ; delta f H° (H2(g) ) = 0 kJ.mol-1 ; delta f H° (NH3(g) ) = -46.1 kJ.mol-1
Cpm° (N2(g) ) = 29.12 J.K-1.mol-1 ; Cpm° (H2(g) ) = 28.82 J.K-1.mol-1 ; Cpm° (NH3(g) ) = 35.06 J.K-1.mol-1
a) Calculer l'enthalpie standard de la réaction delta r H° pour l'équilibre (E) à la température ambiante (25°C).
J'ai donc fait delta rH° = 2*(-46.1) = -92.2 kJ.mol-1
Dans le procédé industriel (procédé Haber), la réaction symbolisée par (E) a lieu à 400 °C sous une pression de 200 bar en présence d'un catalyseur.
Calculer l'enthalpie standard de réaction delta rH°' pour (E) à 400 °C.
Comme l'enthalpie est une fonction d'état qui ne dépend pas du chemin suivi, j'ai fait un cycle :
N2(g) + 3 H2 (g) à 673 K -> N2(g) + 3 H2 (g) à 298 K avec pour enthalpie delta H1°
N2(g) + 3 H2 (g) à 298 K -> 2 NH3 (g) à 298 K avec pour enthalpie delta rH° calculé précédemment
2 NH3 (g) à 298 K -> 2 NH3 (g) à 673 K avec pour enthalpie delta H2°
J'ai donc delta rH°' = delta H1° + delta rH° + delta H2°
je sais que delta H1° = intégrale de 673 à 298 [3 Cpm° (H2(g)) + Cpm° (N2(g))] dt et delta H2° = intégral de 298 à 673[ 2 Cpm° (NH3(g))] dt
seulement voilà, dans la correction de la question, on me dit que :
delta H1° + delta H2° = -45.46 (673-298) = -17.0 kJ.mol-1.
J'ai essayé de calculer séparément delta H1 et delta H2 et ensuite de les additionner mais je suis loin du résultat. Quelqu'un pourrait-il m'éclairer sur le sujet ? Je vous remercie d'avance de votre aide
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