Exercices td thermochimie et combustion methanol et methane
Télécharger PDFExercice sur l’enthalpie molaire de combustion et de formation
a) Calcul de l’enthalpie molaire standard de formation du méthane (CH₄, g)
L’enthalpie molaire de combustion du méthane à 25°C et sous une pression d’une atmosphère est donnée par : CH₄ (g) + 2O₂ (g) → CO₂ (g) + 2H₂O (l) ΔH°comb,298 (CH₄, g) = -212,8 kcal/mol Les enthalpies molaires standards de formation des autres composés sont : C (graphite) + O₂ (g) → CO₂ (g) ΔH°r,298 = -94,05 kcal/mol H₂ (g) + ½O₂ (g) → H₂O (l) ΔH°r,298 = -68,3 kcal/mol Pour calculer ΔH°f,298 (CH₄, g), on utilise la relation : ΔH°comb,298 (CH₄, g) = ΔH°f,298 (CO₂, g) + 2ΔH°f,298 (H₂O, l) - ΔH°f,298 (CH₄, g) - 2ΔH°f,298 (O₂, g) Sachant que ΔH°f,298 (O₂, g) = 0 et ΔH°f,298 (C, graphite) = 0, on peut écrire : ΔH°f,298 (CH₄, g) = ΔH°f,298 (CO₂, g) + 2ΔH°f,298 (H₂O, l) - ΔH°comb,298 (CH₄, g) Les valeurs à substituer sont : ΔH°f,298 (CO₂, g) = -94,05 kcal/mol ΔH°f,298 (H₂O, l) = -68,3 kcal/mol ΔH°comb,298 (CH₄, g) = -212,8 kcal/mol
b) Calcul de l’enthalpie molaire de combustion du méthane à 1273 K
On utilise la loi de Kirchhoff pour calculer l’enthalpie de réaction à une température différente de 298 K : ΔH°r,T₂ = ΔH°r,T₁ + ∫(T₂ - T₁) [Cp(produits) - Cp(réactifs)] dT Les capacités thermiques molaires (Cp) des composés sont : CH₄ (g) : 13,2 cal/mol·K O₂ (g) : 7,6 cal/mol·K CO₂ (g) : 11,2 cal/mol·K H₂O (g) : 9,2 cal/mol·K H₂O (l) : 18,0 cal/mol·K L’enthalpie de vaporisation de l’eau est : ΔH°vap,373 (H₂O, l) = 9,7 kcal/mol
Exercice sur l’enthalpie molaire standard de formation du méthanol
La combustion totale d’une mole de méthanol liquide libère 725,2 kJ selon la réaction : CH₃OH (l) + 3/2 O₂ (g) → CO₂ (g) + 2H₂O (l) Les enthalpies molaires standards de formation des autres composés sont : H₂O (l) : ΔH°f,298 = -285,2 kJ/mol CO₂ (g) : ΔH°f,298 = -393,5 kJ/mol On donne les chaleurs molaires à pression constante (Cp) : H₂O (l) : 75,2 J/mol·K H₂O (g) : 38,2 J/mol·K CH₃OH (l) : 81,6 J/mol·K CH₃OH (g) : 53,5 J/mol·K O₂ (g) : 34,7 J/mol·K CO₂ (g) : 36,4 J/mol·K Les enthalpies de vaporisation sont : H₂O (l) : ΔH°vap,373 = 44 kJ/mol CH₃OH (l) : ΔH°vap,337,5 = 35,4 kJ/mol
Questions fréquentes (FAQ)
1. Comment calculer l’enthalpie standard de formation d’un composé ?
L’enthalpie standard de formation se calcule à partir de l’enthalpie de combustion et des enthalpies standards de formation des produits et réactifs. La formule générale est : ΔH°f (composé) = ΣΔH°f (produits) - ΣΔH°f (réactifs) - ΔH°comb (composé). Il faut s’assurer que les réactions de formation des produits et réactifs sont équilibrées.
2. Que représente la loi de Kirchhoff dans le calcul des enthalpies ?
La loi de Kirchhoff permet de calculer l’enthalpie d’une réaction à une température différente de la température de référence (généralement 298 K). Elle relie la variation d’enthalpie à la différence des capacités thermiques des produits et des réactifs sur un intervalle de température.
3. Pourquoi faut-il tenir compte des enthalpies de vaporisation ?
Les enthalpies de vaporisation sont nécessaires lorsque les conditions de température ou de pression entraînent un changement d’état (par exemple, passage de liquide à gaz). Elles permettent de corriger l’enthalpie de réaction en fonction de la phase des composés impliqués.