Examen chimie generale ii serie 1 smp smc 2013 2014 thermoch
Teélécharger PdfExercice 1
1. Déterminer la valeur de la constante des gaz parfaits (R) lorsqu’elle est exprimée en : a. L·atm·mol⁻¹·K⁻¹ b. J·mol⁻¹·K⁻¹ c. L·mmHg·mol⁻¹·K⁻¹ d. cal·mol⁻¹·K⁻¹
2. L’air ordinaire est un mélange gazeux contenant des impuretés variables selon le lieu. Ses constituants toujours présents dans l’air sec (en pourcentages molaires approximatifs) sont : N₂ (78 %) ; O₂ (21 %) ; Ar (0,94 %) ; CO₂ (0,03 %) ; H₂ (0,01 %) ; Ne (0,001 %) ; He (0,0004 %). La vapeur d’eau peut représenter jusqu’à 1 % en mole.
À 300 K sous une pression de 1 bar, calculer : a. Les pressions partielles de O₂ et de CO₂ dans l’air sec. b. Les masses de O₂ et de CO₂ contenues dans un litre d’air sec. c. La masse volumique de l’air sec en supposant qu’il est constitué uniquement de diazote (80 %) et de dioxygène (20 %).
Données : Masses molaires (g/mol) : C = 12 ; N = 14 ; O = 16.
Exercice 2
On brûle 0,5 litre d’essence pour échauffer une masse de glace de 4 kg initialement à –20 °C sous une pression de 1 bar. Quelle est la température finale de la vapeur obtenue ?
Données : Chaleur latente (kJ/kg) : ΔfusH°(H₂O, s) = 352 ; ΔvapH°(H₂O, l) = 2256. Pouvoir calorifique de l’essence sans plomb : Eess = 48103 kJ/kg. Capacités calorifiques massiques (J·kg⁻¹·K⁻¹) : C(H₂O, s) = 2000 ; C(H₂O, l) = 4185,5 ; C(H₂O, g) = 2020. Masse volumique de l’essence sans plomb à 15 °C : ρ = 745 kg/m³.
Exercice 3
On considère la réaction de synthèse de l’ammoniac : N₂ (g) + 3 H₂ (g) → 2 NH₃ (g).
1. Déterminer l’avancement de cette réaction dans les cas suivants : a. Introduction de 1 mole de N₂ (g) et 3 moles de H₂ (g). b. Introduction de 4 moles de N₂ (g) et 2 moles de H₂ (g). c. Introduction de 1 mole de N₂ (g), 3 moles de H₂ (g) et 3 moles de NH₃ (g).
2. L’avancement serait-il le même si on considère la réaction : ½ N₂ (g) + 3/2 H₂ (g) → NH₃ (g) ?
Exercice 4
1. Dans une bombe calorimétrique adiabatique, on fait passer un courant électrique d’intensité I = 5,80 A sous une tension U = 5 V pendant 52 s dans un résistor de capacité calorifique négligeable. La température du calorimètre s’élève de 2,3 °C. Quelle est la capacité calorifique C du calorimètre ?
2. Dans ce calorimètre initialement à 25 °C, on brûle 200 mg de sucre solide C₁₂H₂₂O₁₁ en présence d’oxygène. La température s’élève de 5,1 °C (on néglige la chaleur absorbée par les produits de la réaction).
a. Écrire la réaction de combustion du sucre solide. b. Déterminer le volume d’oxygène nécessaire pour brûler totalement 200 mg de sucre à 1 bar. c. Déterminer la quantité de chaleur mise en jeu lors de la combustion de 200 mg de sucre. d. Déterminer à T = 298 K la variation de l’énergie interne standard de combustion de C₁₂H₂₂O₁₁ (s). e. En déduire l’enthalpie standard de combustion du sucre solide à 298 K. f. Déterminer l’enthalpie standard de formation du sucre solide à 298 K.
Données : Masses molaires (g/mol) : C = 12 ; H = 1 ; O = 16. R = 8,31 J·mol⁻¹·K⁻¹. Enthalpies standard de formation à 298 K (kJ·mol⁻¹) : ΔfH°(CO₂, g) = –393,51 ; ΔfH°(H₂O, l) = –285,83.
Exercice 5
1. Écrire la réaction de combustion de la cire à chandelle C₂₅H₅₂ à T = 298 K et P = 1 bar, l’eau formée étant à l’état gazeux.
2. Calculer l’enthalpie de combustion de ce composé en appliquant : a. La méthode de combinaison des réactions données. b. La méthode des enthalpies standard de formation.
Données : (a) 2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (l) ; ΔH°a = –571,6 kJ·mol⁻¹ (b) C (s) + O₂ (g) → CO₂ (g) ; ΔH°b = –393 kJ·mol⁻¹ (c) 25 C (s) + 26 H₂ (g) → C₂₅H₅₂ (s) ; ΔH°c = –827 kJ·mol⁻¹ (d) H₂O (l) → H₂O (g) ; ΔH°d = 44 kJ·mol⁻¹
3. Calculer la quantité de chaleur dégagée par la combustion d’une bougie de 5 g et le volume d’air nécessaire, sachant que l’air contient 20 % de dioxygène en mole.
Exercice 6
On étudie la réaction de conversion du méthanol en acide méthanoïque : CH₃CH₂OH (l) + O₂ (g) → CH₃COOH (l) + H₂O (l).
1. Calculer la variation d’enthalpie standard de la réaction à 298 K à partir des : a. Enthalpies standard de combustion des réactifs et des produits. b. Enthalpies standard de formation des réactifs et des produits. c. Enthalpies standard de liaisons.
2. Comparer les valeurs trouvées et commenter les différences observées.
Données : Enthalpies standard de formation à 298 K (kJ·mol⁻¹) : ΔfH°(CH₃CH₂OH, l) = –277,7 ; ΔfH°(CH₃COOH, l) = –484,5 ; ΔfH°(H₂O, l) = –285,8. Enthalpies standard de combustion à 298 K (kJ·mol⁻¹) : ΔcH°(CH₃CH₂OH, l) = –1368 ; ΔcH°(CH₃COOH, l) = –875. Enthalpies standard de liaisons à 298 K (kJ·mol⁻¹) : ΔlH°(C-H) = –415 ; ΔlH°(O=O) = –464 ; ΔlH°(O-H) = –463 ; ΔlH°(C=O) = –724 ; ΔlH°(C-C) = –344 ; ΔlH°(C-O) = –350. Chaleurs latentes de vaporisation à 298 K (kJ·mol⁻¹) : ΔvapH°(CH₃CH₂OH, l) = 37,4 ; ΔvapH°(CH₃COOH, l) = 24,7 ; ΔvapH°(H₂O, l) = 44,1.
Exercice 7
Dans les conditions standard à 25 °C, l’hydrogénation du benzène C₆H₆ liquide conduit à la formation du cyclohexane C₆H₁₂ gazeux selon la réaction : C₆H₆ (l) + 3 H₂ (g) → C₆H₁₂ (g).
1. Déterminer la variation d’enthalpie standard de la réaction à 298 K.
2. Calculer l’énergie de la liaison C=C dans le benzène.
3. L’énergie de la liaison C=C dans l’éthylène C₂H₄ est de –489,7 kJ/mol. Comparer la stabilité de la liaison C=C dans le benzène et dans l’éthylène.
4. Déterminer la variation d’enthalpie standard de la réaction à 373 K, en supposant que le benzène est gazeux à 298 K.
Données : Enthalpies standard de formation à 298 K (kJ·mol⁻¹) : ΔfH°(C₆H₆, l) = 49 ; ΔfH°(C₆H₆, g) = 82,9 ; ΔfH°(C₆H₁₂, g) = –123,1 ; ΔfH°(C, g) = 715 ; ΔfH°(H, g) = 218. Enthalpies standard de liaisons à 298 K (kJ·mol⁻¹) : ΔlH°(C-H) = –415 ; ΔlH°(C-C) = –344. Capacités calorifiques molaires Cp (J·K⁻¹·mol⁻¹) : Cp(H₂, g) = 27,2 + 2,2·10⁻³·T ; Cp(C₆H₆, g) = 81,7 ; Cp(C₆H₁₂, g) = 106,3.
FAQ
Q : Comment calculer la pression partielle d’un gaz dans un mélange ? R : Utiliser la loi de Dalton : P_partielle = fraction molaire × pression totale.
Q : Qu’est-ce que l’avancement d’une réaction ? R : C’est la quantité de matière qui a réagi ou qui réagirait, exprimée en moles.
Q : Pourquoi les enthalpies de formation et de combustion sont-elles utilisées pour calculer ΔH°r ? R : Elles permettent d’appliquer la loi de Hess : ΔH°r = ΣΔH°f(produits) – ΣΔH°f(réactifs) ou ΔH°r = ΣΔH°c(réactifs) – ΣΔH°c(produits).