AATSTS Jules Ferry

ATS A TS

Jules Ferry

TD 6 : Thermochimie

Exercice 1 : Réaction endothermique ou exothermique (AC)

On donne l'enthalpie standard de réaction associée à chacune des équations suivantes, à 298 K. En déduire si la réaction est endothermique ou exothermique. Indiquer selon le cas d'où provient l'énergie ou quelle utilisation peut être faite de l'énergie produite.

1. La combustion du méthane : CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ; _ΔcombH °(298K)=−890kJ.mol⁻¹. 2. La photosynthèse : 6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(l) + 6 O2(g) ; Δ_photoH °(298K)=2,8.10³kJ.mol⁻¹.

Exercice 2 : Oxydation du monoxyde de carbone

On étudie la réaction totale en phase gazeuse d'équation : CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g) d'enthalpie standard de réaction Δ_rH °(T_r)=−38,8kJ.mol⁻¹ à la température T_r=500K .

Déterminer la température finale atteinte par le mélange réactionnel sachant que les réactifs sont introduits en proportions stœchiométriques (n moles engagées) à la température initiale T_r=500K dans un vase Dewar maintenu à la pression standard P °.

Données : CO(g) H2(g) CO2(g) H2O(g)

C_{p , m} en J.K^-1.mol^-1 28,9 27,8 46,7 33,6

Exercice 3 : Combustion de l'éthanol

On brûle V₁=25mL d'éthanol, de formule brute C₂H₅OH , dans un réacteur athermane, dans lequel se trouve initialement V₂=250L d'air à la pression et température atmosphériques. Les gaz sont considérés comme parfaits.

1. Calculer la masse molaire de l'éthanol.

2. Écrire l'équation chimique de la combustion complète de l'éthanol.

3. On donne l'enthalpie standard de la combustion complète d'une mole d'éthanol Δ_combH °=−1368kJ.mol⁻¹ à la température initiale du système.

En supposant la transformation monobare, quelle est l'élévation de température du milieu réactionnel ? Données :

• M(H)=1g.mol⁻¹ ; _M(C)=12g.mol⁻¹ et _M(O)=16g.mol⁻¹.

• C_pm(O₂)=C_pm(N₂)=29J.K⁻¹.mol⁻¹ ; C_pm(H₂O)=75J.K⁻¹.mol⁻¹ ; C_pm(C O₂)=40J.K⁻¹.mol⁻¹.

• μ_éthanol=0,79kg.L⁻¹ ; volume molaire des gaz parfaits à pression et température ambiante V_m°=24,8L.mol⁻¹.

Exercice 4 : Oxydation de l'éthanol

Dans tout l'exercice, on considère que la température extérieure T est fixée à 298 K.

On cherche à déterminer l'enthalpie standard _rH^o de la réaction d'oxydation de l'éthanol CH3CH2OH en acide éthanoïque CH3COOH, connaissant l'enthalpie de combustion de l'éthanol combH₁^o=−1368kJ.mol⁻¹ et de l'acide éthanoïque _combH2o

=−875kJ.mol⁻¹.

1. Sachant que lors d'une combustion, le carbone se retrouve sous forme de dioxyde de carbone gazeux et l'hydrogène sous forme d'eau liquide (vue la température considérée), écrire les équations des réactions de combustion mises en jeu. Le nombre stœchiométrique de l'espèce considérée aura pour valeur 1 (en valeur absolue).

2. L'équation de l'oxydation de l'éthanol en acide éthanoïque est :

CH₃CH₂OH_lO_2g→CH₃COOH_lH₂O_l

En déduire la valeur de _rH^o.

Pour s'entrainer …

Exercice 5 : Température de flamme

On étudie la réaction du zinc avec le dioxygène de l'air dans les proportions stœchiométriques (n moles de Zn engagées) : Zn(s) + ½ O2(g) → ZnO(s) d'enthalpie standard de réaction Δ_rH °(298K)=−348,1kJ.mol⁻¹.

La transformation est isobare et la réaction est totale et très rapide (on pourra négliger le temps caractéristique de la réaction chimique devant le temps caractéristique pour les échanges thermiques avec le milieu extérieur).

Déterminer la température maximale atteinte par le système appelée température de flamme.

Données : Zn(s) O2(g) ZnO(s) N2(g)

C_{p , m} en J.K^-1.mol^-1 25,4 29,4 40,3 29,3