entropie de vaporisation — exercice corrigé de thermodynamique et machines thermiques (PT) (chapitre 3)

entropie de vaporisation

Diagrammes d'état des fluides réels purs · niveau 1 (application)

Énoncé

Calculer l'entropie massique de vaporisation de l'eau à $100° C$ , puis l'entropie molaire de vaporisation ( $M = 18, 02 g . m o l^{- 1}$ ), avec $Δ h_{vap} = 2256 k J . k g^{- 1}$ . Commenter.

Corrigé

Avec $T = 373, 15 K$ , la relation entre entropie et enthalpie de changement d'état donne :

$Δ s_{vap} = \frac{Δ h _{vap}}{T} = \frac{2256 \times 1 0 ^{3}}{373 , 15} \approx 6, 05 \times 1 0^{3} J . K^{- 1} . k g^{- 1} = 6, 05 k J . K^{- 1} . k g^{- 1},$

en accord avec la table ( $s_{v} - s_{ℓ} = 7, 354 - 1, 307 = 6, 047$ ). Ramenée à la mole : $Δ S_{m, vap} = M Δ s_{vap} \approx 0, 01802 \times 6, 05 \times 1 0^{3} \approx 109 J . K^{- 1} . m o l^{- 1}$ . Pour culture : de nombreux liquides ont une entropie molaire de vaporisation voisine de $85 J . K^{- 1} . m o l^{- 1}$ à leur température d'ébullition (règle empirique de Trouton, hors programme) ; celle de l'eau est plus élevée, car la vaporisation rompt aussi les liaisons hydrogène du liquide.