Exercices td thermochimie serie 2 calculs avancement et comb
Teélécharger PdfExercice 1
On considère la réaction de synthèse de l’alumine : 2Al (s) + 3/2 O₂ (g) → Al₂O₃ (s)
1- Déterminer l’avancement final de cette réaction lorsqu’on introduit dans l’enceinte réactionnelle :
a- 4 moles de Al (s) et 3 moles de O₂ (g)
b- 2 moles de Al (s) et 3 moles de O₂ (g)
c- 4 moles de Al (s), 3 moles de O₂ (g) et 2 moles de Al₂O₃ (s)
2- L’avancement serait-il le même si on considère la réaction : 4Al (s) + 3 O₂ (g) → 2Al₂O₃ (s)
Exercice 2
1- La température de l’eau d’une bombe calorimétrique augmente de 1,617°C quand on y fait passer un courant électrique de 3,20 A sous une tension de 12,0 V pendant 27 secondes. Quelle est la capacité calorifique C du calorimètre ?
2- Dans ce calorimètre initialement à 25°C, on introduit 0,3212 g de glucose C₆H₁₂O₆ avec une quantité de dioxygène. On provoque la combustion à l’aide d’une étincelle et on note une élévation de la température de l’eau du calorimètre de 7,793°C.
a- Écrire la réaction de combustion du glucose.
b- Déterminer le volume de dioxygène nécessaire pour brûler totalement 0,3212 g de glucose, sachant que la pression initiale est de 1 bar.
c- Déterminer la quantité de chaleur mise en jeu lors de la combustion de cette masse de glucose.
d- Déterminer, à T = 298 K, la variation de l’énergie interne standard de combustion du glucose.
e- En déduire l’enthalpie standard de combustion du glucose à 298 K.
f- Déterminer l’enthalpie standard de formation du glucose à 298 K.
Données : Masses molaires (g/mol) : C = 12 ; H = 1 ; O = 16
Constante des gaz parfaits : R = 0,082 L.atm.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 3
1- Écrire la réaction de combustion de la cire à chandelle C₂₅H₅₂ à T = 298 K et P = 1 bar. L’eau formée est à l’état gazeux.
2- Calculer l’enthalpie de combustion de ce composé en appliquant :
- La méthode de la combinaison des réactions suivantes :
(a) 2H₂ (g) + O₂ (g) → 2H₂O (l) ΔH°a = –571,6 kJ.mol⁻¹
(b) C (gr) + O₂ (g) → CO₂ (g) ΔH°b = –393 kJ.mol⁻¹
(c) 25 C (gr) + 26 H₂ (g) → C₂₅H₅₂ (s) ΔH°c = –827 kJ.mol⁻¹
(d) H₂O (l) → H₂O (g) ΔH°d = 44 kJ.mol⁻¹
- La méthode des enthalpies standard de formation.
3- Calculer la quantité de chaleur dégagée par la combustion d’une bougie de 5 g ainsi que le volume d’air nécessaire, sachant qu’il contient 20 % (en mole) de dioxygène.
Données : Masses molaires (g/mol) : C = 12 ; H = 1
Exercice 4
Soit la réaction : C₂H₄ (g) + H₂O (g) → C₂H₅OH (g)
1- Établir des cycles de Hess permettant la détermination de l’enthalpie standard de cette réaction en utilisant :
a- Les enthalpies standard de formation.
b- Les enthalpies standard de combustion.
c- Les enthalpies standard de liaison.
2- Calculer les valeurs dans les trois cas et commenter les différences observées.
Données :
Enthalpies standard de formation à 298 K (kJ.mol⁻¹) : ΔfH°(C₂H₄, g) = 52,3 ; ΔfH°(C₂H₅OH, g) = –235 ; ΔfH°(H₂O, g) = –242,4
Enthalpies standard de combustion à 298 K (kJ.mol⁻¹) : ΔcH°(C₂H₄, g) = –1409,4 ; ΔcH°(C₂H₅OH, g) = –1407,5
Enthalpies standard de liaison à 298 K (kJ.mol⁻¹) : ΔlH°(C-H) = –415 ; ΔlH°(C=C) = –615 ; ΔlH°(C-C) = –347 ; ΔlH°(O-H) = –463 ; ΔlH°(C-O) = –350
Chaleur latente de vaporisation : ΔvH°(H₂O, 298 K) = 44 kJ.mol⁻¹
Exercice 5
1- Écrire les réactions de combustion du carbone graphite, du soufre solide et du sulfure de carbone CS₂ liquide, en considérant que les produits formés sont le gaz carbonique et/ou l’oxyde de soufre SO₂.
2- Déterminer l’enthalpie standard de formation de CS₂ liquide à 25°C.
3- Calculer l’enthalpie standard de la liaison S=C dans CS₂ de formule développée S=C=S, à partir des enthalpies standard des réactions suivantes :
(a) C (gr) → C (g) ΔH°a = +717 kJ.mol⁻¹
(b) S (s) → S (g) ΔH°b = +280,3 kJ.mol⁻¹
(c) CS₂ (l) → CS₂ (g) ΔH°c = +26,8 kJ.mol⁻¹
Données : Enthalpies standard de combustion à 298 K (kJ.mol⁻¹) : ΔcH°(C, gr) = –393,5 ; ΔcH°(S, s) = –297,1 ; ΔcH°(CS₂, l) = –1075
Exercice 6
Dans les conditions standard à 25°C, l’hydrogénation du benzène C₆H₆ liquide conduit à la formation du cyclohexane C₆H₁₂ gaz 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. En justifiant, 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, sachant que le benzène peut se trouver à l’état 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 liaison à 298 K (kJ.mol⁻¹) : ΔlH°(C-H) = –415 ; ΔlH°(C-C) = –344
Capacités calorifiques molaires Cp (J.K⁻¹.mol⁻¹) : Cp(C₆H₆, g) = 81,7 ; Cp(C₆H₁₂, g) = 106,3 ; Cp(H₂, g) = 27,2 + 2,2.10⁻³ T
Exercice I (À faire chez soi)
Le diborane B₂H₆ est un gaz incolore à température ambiante.
1- Écrire la réaction de formation du diborane B₂H₆ (g) à T₁ = 298 K.
2- Écrire la réaction de combustion du diborane B₂H₆ (g) à 298 K, sachant qu’elle produit de l’anhydride borique B₂O₃ (s) et de l’eau liquide H₂O (l).
3- Sachant que la combustion complète à pression constante et à 298 K de 48,9 L de B₂H₆ gazeux (gaz supposé parfait, volume mesuré sous P = 1 bar et T = 298 K) dégage une quantité de chaleur de 4310 kJ :
a- Calculer l’enthalpie standard de combustion du diborane gazeux à 298 K.
b- En déduire l’enthalpie standard de formation du diborane gazeux à 298 K.
4- La réaction de combustion du diborane est réalisée à 393 K.
a- Écrire la réaction de combustion à cette température.
b- Établir un cycle permettant la détermination de ΔcH°(393). Calculer sa valeur.
Données : Constante des gaz parfaits : R = 0,082 L.atm.mol⁻¹.K⁻¹
Enthalpies standard de formation à 298 K (kJ.mol⁻¹) : ΔfH°(H₂O, l) = –285,3 ; ΔfH°(B₂O₃, s) = –1245,5
Capacités calorifiques molaires Cp (J.K⁻¹.mol⁻¹) : Cp(B₂O₃, s) = 0,7 ; Cp(H₂O, l) = 75,2 ; Cp(O₂, g) = 29,4 ; Cp(H₂O, g) = 30,2 ; Cp(B₂H₆, g) = 56,4
Chaleur latente de vaporisation : ΔvH°(H₂O, l) = 40,5 kJ.mol⁻¹ à 373 K.
Exercice II
La glycolyse est la coupure enzymatique d’une molécule de glucose en deux molécules d’acide lactique selon la réaction : C₆H₁₂O₆ (s) → 2C₃H₆O₃ (l)
1- Écrire les réactions de combustion du glucose et de l’acide lactique, en considérant que les produits sont du dioxyde de carbone gazeux et de l’eau liquide.
2- Calculer les enthalpies standard de formation du glucose (solide) et de l’acide lactique (liquide).
3- Calculer l’enthalpie standard de cette réaction.
Données : Enthalpies standard de combustion à 298 K (kJ.mol⁻¹) : ΔcH°(C₆H₁₂O₆, s) = –2816 ; ΔcH°(C₃H₆O₃, l) = –1364
Enthalpies standard de formation à 298 K (kJ.mol⁻¹) : ΔfH°(CO₂, g) = –394 ; ΔfH°(H₂O, l) = –286
FAQ
Qu’est-ce que l’avancement d’une réaction ?
L’avancement d’une réaction chimique correspond à la quantité de matière (en moles) qui a réagi ou qui s’est formée au cours de la transformation. Il permet de déterminer l’état d’avancement d’une réaction en fonction des réactifs introduits.
Comment calculer l’enthalpie standard de réaction ?
L’enthalpie standard de réaction (ΔrH°) se calcule à partir des enthalpies standard de formation des produits et des réactifs selon la formule : ΔrH° = ΣΔfH°(produits) – ΣΔfH°(réactifs).
Qu’est-ce qu’un cycle de Hess ?
Un cycle de Hess est une méthode permettant de calculer l’enthalpie d’une réaction en utilisant des réactions intermédiaires dont les enthalpies sont connues. Il repose sur le principe de conservation de l’énergie selon lequel l’enthalpie d’une réaction dépend uniquement de l’état initial et final, et non du chemin emprunté.