Thermochimie. TD Chimie 1

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1 TD Chimie 1 Thermochimie Exercice 1 : Vrai ou Faux ( ) 1 L'état standard revient à fixer la pression à 1 bar et la température à 298 K. 2 Pour un corps pur donné, il existe une infinité d états standard. 3 L état standard de l eau vapeur à 20 C est l eau vapeur considérée comme une gaz parfait sous la pression P 0 = 1 bar et à 20 C. 4 L état standard de référence d un élément chimique à la température T est l état standard du corps simple correspondant. 5 Pour tous les corps, quel que soit leur état, on peut confondre l enthalpie H et l enthalpie standard. 6 L'enthalpie de réaction correspond à la variation d'enthalpie du système entre l'état final et l'état initial. 7 L'enthalpie standard de réaction se confond avec l'énergie interne de réaction pour les phases condensées. 8 Si l'enthalpie standard d'une réaction est positive, alors cette réaction est endothermique. 9 Dans l'approximation d'ellingham, on considère que l'enthalpie standard de réaction est nulle. Exercice 2 : Grandeurs et notations ( ) Compléter le tableau : Nom de la grandeur Avancement Avancement volumique Variation d'enthalpie Enthalpie molaire partielle de Ai Enthalpie molaire du corps pur Ai Enthalpie de réaction Enthalpie standard de réaction Énergie interne standard de réaction Capacité thermique molaire standard à pression constante Capacité thermique standard de réaction à pression constante Notation 1/6

2 Exercice 3 : Étude de réactions ( ) Déterminer les enthalpies standard de réaction à 25 C suivantes : 1 a CO (g) + 2 O 2(g ) = CO 2(g ) b CO 2(g) + H 2(g ) = CO (g ) + H 2 O (g) Données à 25 C: Δ vap H 0 (H 2 O) = 43,72 kj mol 1 CO (g) H 2 O (l) CO 2(g) Δ f H 0 (kj mol 1 ) -100,35-285,33-392,92 Exercice 4 : Énergie interne standard de réaction ( ) Calculer r U 0 (298 K) des réactions suivantes connaissant r H 0 (298 K) : 3 Fe (s) + 2 O 2 (g) = Fe 3 O 4 (s) r H 0 (298 K) = kj mol 1 2 NO (g) = N 2 (g) + O 2 (g) r H 0 (298 K) = kj mol 1 Exercice 5 : Enthalpie de dissolution de CaCl 2 (s) ( ) Lorsque l'on dissout 3,0 g de CaCl 2 (s) dans 150 ml d'eau placée dans un calorimètre adiabatique, la température de la solution passe de 22,4 C à 25,8 C. 1 Écrire l'équation de la réaction 2 Déterminer l'enthalpie molaire de dissolution de CaCl 2 (s). 3 La réaction est-elle exo ou endothermique? 1 c(solution) = 4,18 J g 1 K M(CaCl 2 ) = 111 g mol 1 Exercice 6 : Régulation thermique ( ) L'activité métabolique d'un être humain de masse m = 70 kg libère quotidiennement une énergie d'environ 10 MJ. 1 Si le corps humain constituait un système isolé, quelle serait sa variation de température provoquée en un jour par le métabolisme? 2 En réalité, la température des êtres vivants est régulée par divers mécanismes; l'un d'eux est l'évaporation d'eau, assurée par la respiration et la transpiration. Si l'évaporation était le seul mécanisme en œuvre, quelle masse d'eau devrait être vaporisée par jour pour maintenir constante la température de l'organisme? 1 c(corps humain) = 4,18 J g 1 K Δ vap H 0 (H 2 O) = 44 kj mol 1 à 37 C 2/6

3 Exercice 7 : Variation de l'enthalpie standard de réaction avec T ( ) Déterminer l'enthalpie standard de réaction à 1500 C pour la combustion du méthane : CH 4 (g) + 2 O 2 (g) = CO 2(g ) + 2 H 2 O (g) ΔrH 0 (298 K) = -58,2 kj mol 1 espèces CH 4 (g) H 2 O (g) O 2 (g) CO 2(g ) 0 C P m (J K 1 mol 1 ) 35,3 33,6 29,9 37,1 Exercice 8 :Température de flamme ( ) On étudie le chalumeau oxhydrique : H 2(g ) On donne : Δ f H 0 ( H 2 O (g ) ) = -242 kj mol 1 à 25 C 0 C P m = 28,4 J K 1 mol 1 pour les gaz diatomiques 0 = 36,7 J K 1 mol 1 pour H 2 O (g ) C P m O 2(g ) = H 2 O (g ) 1 Déterminer l enthalpie standard de réaction à 25 C 2 Déterminer la température de flamme pour un mélange gazeux dont les débits sont réglés aux proportions stœchiométriques. 3 Même question si l'oxygène provient de l'air. Exercice 9 : Positionnement d un satellite ( ) Dans le domaine de l'astronautique, la combustion destinée à fournir l énergie nécessaire à la propulsion ne peut pas utiliser le dioxygène de l air comme comburant. Les ergols sont les différentes substances embarquées. On parle de monergol lorsqu un composé est employé seul et de propergol lorsque l association d ergols permet la réaction chimique. Aujourd'hui, l'hydrazine est généralement utilisée seule comme monergol dans les moteurs à faible poussée (mais grande précision) permettant le positionnement sur orbite des satellites. La poussée est alors assurée par décomposition catalytique de l'hydrazine et non par combustion. L énergie chimique est fournie par les réactions de décomposition de l hydrazine liquide en ammoniac et diazote gazeux. enthalpie standard de formation (à 298 K ) : Δ f H 0 ( NH 3(g ) ) = - 46,2 kj mol 1 masse volumique ρ(n 2 H 4 ) = 1,0 kg L -1 Δ f H 0 ( N 2 H 4(g ) ) = -50,6 kj mol 1 1 Justifier que l enthalpie standard de formation du diazote gazeux est nulle. 2 Écrire l équation de décomposition de l hydrazine. 3/6

4 3 Déterminer l enthalpie standard de la réaction de décomposition de l hydrazine liquide en ammoniac et diazote gazeux. La réaction est-elle endothermique ou exothermique? On considère que la variation d enthalpie ΔH due à la décomposition de l hydrazine est intégralement utilisée pour la propulsion d un satellite. 4 Déterminer l enthalpie ΔH 0 libérée par la décomposition d un volume V 0 d hydrazine. Effectuer l application numérique pour V 0 = 1,0 L. 5 En déduire le volume d hydrazine à embarquer pour assurer le positionnement (nécessitant une énergie E = 24 MJ) d un satellite sur son orbite. Exercice 10 : bio-éthanol ( ) L épuisement des ressources fossiles ainsi que l augmentation de l effet de serre impliquent de trouver des solutions économes en consommation de pétrole notamment dans le domaine des transports. Une voie consiste à mélanger l'essence à des biocarburants: le bioéthanol est ainsi présent à hauteur de 10% dans l'essence SP95-E10, et jusqu'à 85% dans le superethanol E85. Les biocarburants de seconde génération sont issus de sources ligno-cellulosiques (bois, feuilles, pailles). Afin de fabriquer le biocarburant, la cellulose contenue dans ces végétaux est tout d abord séparée de la lignine et de l hémicellulose par cuisson acide puis par explosion à la vapeur. La cellulose, polymère de glucose, est ensuite transformée en glucose (sucre à six atomes carbone de formule brute C 6 H 12 O 6(s) ) par hydrolyse enzymatique. Le glucose est enfin transformé en éthanol lors d une étape de fermentation utilisant des levures. 1. Représenter la structure de Lewis de la molécule d éthanol. Expliquer pourquoi l eau et l éthanol sont miscibles. Quelle est la conséquence sur les carburants à base de mélange d'essence et d'éthanol? 2. Écrire l équation chimique (réaction (1)) de la synthèse de l éthanol liquide à partir de la fermentation anaérobie d une mole de glucose (C 6 H 12 O 6(s) ), seul du dioxyde de carbone est produit en même temps que l éthanol. 3. Calculer et commenter l'enthalpie standard de cette réaction à 298 K. On cherche à présent à mesurer la quantité de chaleur libérée lors de la combustion complète de l'éthanol dans l'air. On brûle complètement 3g d éthanol dans une bombe calorimétrique à partir de la température T i =298,0 K. A la fin de l'expérience, l'eau du calorimètre est à la température T f = 318,0 K. Le volume d'eau est de 1000 ml et on négligera la capacité calorifique du calorimètre par rapport à celle du volume d'eau. 4. Écrire l'équation bilan de la réaction (notée (2)). Pourquoi dit-on que le bioéthanol est un carburant propre alors que sa combustion produit des gaz à effet de serre? 5. Calculer grâce à l'expérience de calorimétrie l'enthalpie standard molaire de la réaction de combustion de l'éthanol (liquide) à 298 K. 4/6

5 6. Calculer grâce aux données fournies en annexe l'enthalpie standard molaire de la réaction de combustion de l'éthanol (liquide) à 298 K. Conclure. Numéros atomiques : Z(Mn)=25, Z(Rh)=45 Masses molaires : M(Rh)= 103 g.mol -1, M(C) = 12 g.mol 1 ; M(O) = 16 g.mol 1 ; M(H) = 1,0 g.mol 1 Constante d Avogadro : N A = 6, mol -1. Constante des gaz parfaits :R= 8,3 J.K -1.mol -1 Constante de Faraday : F= C.mol -1 Constante de Nernst à 298 K : RT ln10 =0,06V F Une bombe calorimétrique est un appareillage permettant de mesurer le dégagement de chaleur au cours d une réaction effectuée à volume constant. Enthalpies standard de formation, entropies standard et capacités calorifiques molaires standard (à 298 K): f H (kj.mol -1 ) S m (J.K -1.mol -1 ) C 0 Pm (J.K 1.mol 1 ) C 2 H 5 OH(g) C 2 H 5 OH(l) O 2 (g) N 2 (g) CO 2 (g) H 2 O(g) H 2 O(l) Enthalpie standard de combustion du glucose : C 6 H 12 O 6(s) + 6 O 2(g) 6 CO 2(g) + 6 H 2 O (g) comb H = kj.mol 1 5/6

6 Exercice 11 :Consommation automobile ( ) Une automobile roule à 130 km h 1. La puissance P de son moteur est de 55ch. Le carburant utilisé est l'octane, de masse volumique ρ égale à 720 kg m 3. Le rendement du moteur est de 29%. Calculer la consommation C en carburant en litre pour 100 km. Δ f H 0 en kj mol 1 à 298 K : C(g) = +716,7 ; H(g) = +218,0 ; H 2 O(g) = -241,8 CO 2 (g) = -393,5 Enthalpie moyenne de liaison kj mol 1 : C H = +415 ; C C = +345 Δ vap H 0 (octane) = 30 kj mol 1 ; 1 ch = 736 W 6/6