Corrigé thermochimie smp smc s1 exercices série 2 Thermochim
Teélécharger PdfThermochimie : Corrigé des Exercices
Exercice 1
1- Réaction de formation de l'alumine :
2Al (s) + 3/2 O2 (g) → Al2O3 (s)
a- Avancement ξ à t = 0 et tf :
Al (s) : 4 mol → 4 - 2ξ mol
O2 (g) : 3 mol → 3 - (3/2)ξ mol
Al2O3 (s) : 0 mol → ξ mol
ξmax1 = 2 mol (Al est le réactif limitant)
b- Avancement ξ à t = 0 et tf :
Al (s) : 2 mol → 2 - 2ξ mol
O2 (g) : 3 mol → 3 - (3/2)ξ mol
Al2O3 (s) : 0 mol → ξ mol
ξmax2 = 1 mol (Al est le réactif limitant)
c- Avancement ξ à t = 0 et tf :
Al (s) : 4 mol → 4 - 2ξ mol
O2 (g) : 3 mol → 3 - (3/2)ξ mol
Al2O3 (s) : 0 mol → ξ mol
Produit supplémentaire : 2 mol → 2 + ξ mol
ξmax3 = 2 mol
2- Réaction ajustée :
4Al (s) + 3 O2 (g) → 2 Al2O3 (s)
ξmax1 = 1 mol
ξmax2 = 1/2 mol
ξmax3 = 1 mol
Exercice 2
1- Capacité calorifique Ccal = 641,187 J.K⁻¹
2- Combustion du glucose :
C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O (liq)
a- Avancement à t = 0 et tf :
Glucose (s) : 1 mol → 1 - ξ mol
O2 (g) : 6 mol → 6 - 6ξ mol
CO2 (g) : 0 mol → 6ξ mol
H2O (liq) : 0 mol → 6ξ mol
b- ξfinal = 0,3212/180 = 1,784.10⁻³ mol
n(O2) = 6ξfinal = 0,0107 mol
Volume d’oxygène : V(O2) = n(O2)RT/P = 0,26 L
c- Qsyst.réact + Ccal.ΔT = 0
Qsyst.réact = -Ccal.ΔT = -641,187 × 7,793 = -4996,77 J
d- Qsyst.réact = ξfinal.ΔcU°
ΔcU° = -2800,88 kJ.mol⁻¹ (Δυgaz = 0)
e- ΔcH° = ΔcU° = -2800,88 kJ.mol⁻¹ (Δυgaz = 0)
ΔcH° = 6 ΔfH°(CO2,g) + 6 ΔfH°(H2O, l) - ΔfH°(C6H12O6, s)
ΔfH°(C6H12O6, s) = -1275,16 kJ.mol⁻¹
Exercice 3
1- Combustion de la cire :
C25H52 (s) + 38 O2 (g) → 25 CO2 (g) + 26 H2O (g)
2- Méthode de combinaison des réactions :
ΔcH° = 13 ΔH°a + 25 ΔH°b - ΔH°c + 26 ΔH°d
ΔcH° = -15284,8 kJ.mol⁻¹
3- Avancement maximal ξmax = 1,4.10⁻² mol
Q = ξmax.ΔcH° = -214 kJ
n(O2) = 38.ξmax
n(air) = n(O2)/0,2
V(air) = n(air).RT/P = 65 L
Exercice 4
1- a- ΔrH° = ΔfH°(C2H5OH, g) - ΔfH°(H2O, g) - ΔfH°(C2H4, g)
ΔrH° = -45 kJ.mol⁻¹
b- ΔrH° = ΔlH°(C-H) + ΔlH°(C-C) + ΔlH°(C-O) - ΔlH°(O-H) - ΔlH°(C=C)
2- ΔrH° = -34 kJ.mol⁻¹
3- Réaction de formation de l’éthanol :
C2H4 (g) + H2O (g) → C2H5OH (g)
ΔrH° = ΔcH°(C2H4, g) - ΔvH°(H2O, l) - ΔcH°(C2H5OH, g)
ΔrH° = -45,9 kJ.mol⁻¹
Exercice 5
1- Réactions de combustion :
C (gr) + O2 (g) → CO2 (g) ΔcH°1 = -393,5 kJ.mol⁻¹
S (s) + O2 (g) → SO2 (g) ΔcH°2 = -297,1 kJ.mol⁻¹
CS2 (liq) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g) ΔcH°3 = -1075 kJ.mol⁻¹
2- ΔfH°(CS2, liq) = ΔcH°1 + 2ΔcH°2 - ΔcH°3
ΔfH°(CS2, liq) = 87,3 kJ.mol⁻¹
3- Formation du CS2 :
C (gr) + 2 S (s) → CS2 (liq)
ΔH°a = ΔfH°(CS2, liq)
ΔH°b = ΔfH°(S, s)
ΔH°c = ΔfH°(C, gr)
ΔlH°(C=S) = ½ (ΔfH°(CS2, liq) + ΔH°c - ΔH°a - 2ΔH°b)
ΔlH°(C=S) = -581,75 kJ.mol⁻¹
Exercice 6
1- Variation d’enthalpie standard de la réaction à 298 K :
ΔrH°298 = ΔfH°(C6H12, g) - ΔfH°(C6H6, l) = -172,1 kJ.mol⁻¹
2- Énergie de liaison C=C dans le benzène (formule de Kékulé) :
ΔlH°(C=C)ben = 1/3 [-3ΔlH°(C-C) - 6ΔlH°(C-H) - 6ΔfH°(C, g) - 6ΔfH°(H, g) + ΔfH°(C6H6, g)]
ΔlH°(C=C)ben = -664,4 kJ.mol⁻¹
Pour des liaisons équivalentes :
ΔlH°(C=C) = 1/6 [-6ΔlH°(C-H) - 6ΔfH°(C, g) - 6ΔfH°(H, g) + ΔfH°(C6H6, g)]
ΔlH°(C=C)ben = -504,2 kJ.mol⁻¹
3- La liaison carbone-carbone dans le benzène est plus stable que dans l’éthylène en raison de l’énergie de résonance.
4- Variation d’enthalpie standard à 373 K :
ΔrH°373 = ΔrH°298 - ΔfH°298(C6H6, g) + ΔfH°298(C6H6, l) - ∫373-298 2/3 CP(H2, g) dT - ∫373-298 6/12 CP(C6H12, g) dT + ∫373-298 6/6 CP(C6H6, g) dT
ΔrH°373 = -210,4 kJ.mol⁻¹
FAQ
Qu’est-ce que l’avancement maximal ξmax ?
L’avancement maximal ξmax est la quantité maximale de réactif qui peut réagir pour former les produits, déterminée par le réactif limitant dans une réaction chimique.
Comment calculer la variation d’enthalpie standard ΔrH° ?
ΔrH° se calcule à partir des enthalpies de formation des produits et des réactifs : ΔrH° = Σ ΔfH°(produits) - Σ ΔfH°(réactifs).
Pourquoi les liaisons carbone-carbone dans le benzène sont-elles plus stables ?
La stabilité accrue des liaisons carbone-carbone dans le benzène est due à l’énergie de résonance, qui réduit l’énergie totale du système et renforce les liaisons.