Thermochimie Ex 1 Oxydation de l`éthanol Ex 2 Réaction

Lycée Newton - PT TC - TD1 - Application du premier principe à la transformation chimique
Thermochimie
TD no1 : Application du premier principe à la
transformation chimique
Ex 1 Oxydation de l’éthanol
On cherche à déterminer l’enthalpie standard ∆rH◦de la réaction de conversion de l’éthanol en acide
éthanoïque, connaissant l’enthalpie de combustion complète de l’acide éthanoïque ∆rH◦
1=−875 kJ.mol−1,
et de l’éthanol ∆rH◦
2=−1368 kJ.mol−1.
1.1. Ecrire les équations des réactions de combustion de l’éthanol et de l’acide éthanoïque (on prendra
des nombre stœchiométriques égaux à 1 pour les 2 espèces chimiques considérées.)
1.2. Ecrire l’équation traduisant l’oxydation de l’éthanol en acide éthanoïque et en déduire la valeur
de ∆rH◦.
1.3. Retrouver cette valeur à partir des enthalpies standard de formation :
Données CH3COOH(l)CH3CH2OH(l)H2O(l)
∆fH◦(298 K) en kJ/mol -484,5 -277,7 -285,8
Ex 2 Réaction endothermique ou exothermique
Déterminer l’enthalpie standard de la réaction associée à chacune des équations suivantes à 298 K. En
déduire si la réaction est endothermique ou exothermique.
2.1. CH4(g)+2O2(g)=2H2Og+CO2(g)
2.2. 6CO2(g)+6H2O(g)=C6H12O6(l)+6O2(g)
Données CH4(g)O2(g)CO2(g)H2OlC6H12O6(l)
∆fH◦(298 K) en kJ/mol -74,87 0 -393,5 -285,8 -1268
Ex 3 Synthèse de l’ammoniac
On étudie la synthèse de l’ammoniac qui se réalise industriellement selon l’équilibre : N2(g)+3H2(g)=
2NH3(g)
3.1. Déterminer l’enthalpie standard de la réaction à 298 K connaissant l’enthalpie standard de forma-
tion de l’ammoniac gazeux à 298 K vaut : ∆fH◦(NH3(g))=−46,2 kJ/mol
3.2. Déterminer l’enthalpie standard de réaction à 770 K sachant que tous les constituants restent
gazeux.
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3.3. La réaction est-elle exothermique ou endothermique ?
Données N2(g)H2(g)NH3(g)
Cp
◦(298 K) en J.mol−1.K−129,6 28,9 28,0
Ex 4 Oxydation du monoxyde de carbone
On étudie la réaction en phase gazeuse d’équation CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g).
4.1. Exprimer l’enthalpie standard de la réaction en fonction des enthalpies standard de formation
des différentes espèces chimiques. Justifier pourquoi ∆fH◦(H2(g))=0 kJ/mol .
4.2. Déterminer l’enthalpie standard de la réaction à la température Ti=500 K.
4.3. Déterminer la température de flamme atteinte par le mélange réactionnel en fin de réaction sachant
que les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques à la température Ti=500 K dans
une enceinte adiabatique maintenue à la pression p◦, et que la réaction est rapide et totale.
Données CO(g)H2O(g)CO2(g)H2(g)
∆fH◦(298 K) en kJ/mol -110,5 -241,8 -393,5 0
Cp
◦(298 K) en J.mol−1.K−128,9 33,6 46,7 27,8
Ex 5 Enthalpie de précipitation de AgCl(s)
Dans un calorimètre adiabatique, on ajoute 50 mL d’une solution à 0,2 mol/L de NaCl à 24,10 ◦C dans
100 mL d’une solution de AgNO3à 0,1 mol/L et à 24,10 ◦C. La température finale du milieu passe à
25,15 ◦C.
5.1. Ecrire l’équation de la transformation.
5.2. Quelle est l’énergie thermique dégagée par la réaction ?
5.3. En déduire l’enthalpie standard de la réaction de précipitation.
Données : ceau =4,18 J.g−1.◦C−1
Ex 6 Synthèse et utilisation du méthanol
On étudie la préparation industrielle du méthanol en présence d’un catalyseur selon l’équation :
(1) CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g)
Les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques et on suppose de plus la réaction totale.
6.1. Calculer l’enthalpie standard de la réaction (1) à 298 K et 523 K
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6.2. La température de vaporisation du méthanol est de 337 K. Proposer un cycle thermodynamique,
faisant intervenir l’enthalpie de vaporisation du méthanol ∆vapH◦(337 K) =37,4 kJ/mol, permettant
de calculer l’enthalpie standard à 298 K de la réaction :
(2) CO(g)+2H2(g)=CH3OH(l)
6.3. En déduire l’enthalpie standard de formation du méthanol liquide à 298 K.
6.4. Le méthanol peut être utilisé comme carburant, il se produit alors la réaction d’équation :
(3) CH3OH(g)+3
2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)
Quelle est l’énergie libérée par la combustion d’une mole de méthanol liquide à 298 K ?
Données CO2(g)H2(g)H2O(l)CH3OH(g)CH3OH(l)
∆fH◦(298 K) en kJ/mol -110,5 0 -285,8 -201,2
Cp
◦(298 K) en J.mol−1.K−128,6 27,8 8,4 81,1
Ex 7 Oxydation du zinc
On étudie la réaction du zinc avec le dioxygène de l’air dans les proportions stœchiométriques.
Zn(s)+1
2O2(g)=ZnO(s)
7.1. Calculer l’enthalpie standard de la réaction à 298 K.
7.2. La transformation est isobare, et la réaction étant de plus totale et rapide, déterminer la tempéra-
ture finale atteinte par le système.
7.3. Quelle quantité de matière de diazote doit - on introduire pour atteindre une température finale
de 330 K.(On prendra 1 mole de Zn(s))
Données Zn(s)O2(g)ZnO(s)N2(g)
∆fH◦(298 K) en kJ/mol 0 0 -348,1 0
Cp
◦(298 K) en J.mol−1.K−125,4 29,4 40,3 29,3
Ex 8 Métallurgie du zinc par voie sèche - Grillage de la blende
Cette opération consiste à brûler la blende dans l’air. pour la transformer selon l’équation suivante :
ZnS(s)+3
2O2(g)−→ ZnO(s)+SO(g)
Cette réaction se fait à 1350 K On cherche à déterminer si elle peut être auto entretenue, c’est à dire
si l’énergie thermique dégagée par la réaction est suffisante pour porter les réactif de la température
ambiante à la température de la réaction.
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8.1. A l’aide des données thermodynamiques, calculer l’enthalpie standard de la réaction à 1350 K.
Les capacités thermiques standard sont supposées indépendante de la température.
8.2. On suppose d’abord que le minerai n’est formé que de sulfure de zinc et que l’énergie dégagée
par la réaction ne sert qu’à échauffer les réactifs entrants. A quelle température serait porté un mélange
syœchimométrique formé d’une mole de ZnS et de la quantité approprié d’air, initialement à 298 K
lors du grillage à 1350 K dans un réacteur adiabatique.
8.3. La réaction est-elle auto-entretenue ?
8.4. En réalité la blende n’est pas pure, Elle est associée à une gangue que nous admettrons constituée
de silice SiO2. Quelle doit être dans ce cas la teneur minimale en ZnS du minerai pour que la réaction
soit auto-entretenue ? Donner la réponse en gramme de ZnS pour cent grammes de minerai.
Données ZnS(s)O2(g)ZnO(s)SO2(g)N2(s)SiO2(s)
∆fH◦(298 K) en kJ/mol -203 0 -348 -297
Cp
◦(298 K) en J.mol−1.K−158,1 34,2 51,6 51,1 30,7 72,5
M(SiO2)=60,1 g/mol M(ZnS2)=97,5 g/mol
Ex 9 Thermochimique de la silice
9.1. Pourquoi les enthalpies standard de formation du silicium et du dioxygène sont - elles nulles ?
9.2. On définit l’énergie d’une liaison A-B comme l’enthalpie standard de réaction associée à la rupture
de la liaison en phase gaz selon : A-B(g)=A(g)+B(g). Les énergies de liaison respectives pour Si=O
et O=O valent E(Si=O) =796 kJ/mol et E(O=O) =498 kJ/mol. On donne l’enthalpie standard de
sublimation du silicium à 298 K : ∆subH◦(Si) =399 kJ/mol et l’enthalpie standard de formation de la
silice à 298 K : ∆fH◦(SiO2(s))=−911 kJ/mol .
Etablir un cycle thermodynamique permettant d’exprimer puis de calculer l’enthalpie standard de
sublimation de la silice SiO2(s).
Ex 10 Détermination d’une énergie de liaison
On définit l’énergie d’une liaison A-B comme l’enthalpie standard de réaction associée à la rupture de la
liaison en phase gaz selon : A-B(g)=A(g)+B(g). On cherche à calculer l’énergie de la liaison C-H à partir
des enthalpies standard de combustion du méthane, du dihydrogène et du carbone graphqu déterminées
expérimentalement à 298 K.
10.1. Ecrire les équations des différentes réactions de combustion mises en jeu. (on prendra des
nombres stœchiométriques égaux à 1 pour le combustibles.)
10.2. On définit l’enthalpie standard d’atomisation d’une molécule ∆atomH◦comme l’enthalpie stan-
dard de la réaction associée à la dissociation totale de la molécule en ses atomes constitutifs en phase
gaz.
Ecrire l’équation de la réaction d’atomisation du méthane.
10.3. Quel est le lien entre ∆atomH◦(CH4(g)) et l’énergie de la liaison C-H ?
10.4. On donne également l’enthalpie standard de formation du carbone gazeux et l’enthalpie standard
d’atomisation du dihydrogène gazeux. Ecrire les équations relatives à ces réactions.
10.5. Etablir un cycle faisant intervenir ces réaction et permettant de calculer l’énergie de la liaison
C-H.
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Données à 298 K :
–∆combH◦(CH4(g))=−890,4 kJ/mol
–∆combH◦(H2(g))=−285,8 kJ/mol
–∆combH◦(Cgraphite,(s))=−393,3 kJ/mol
–∆fH◦(C(g))=−718,4 kJ/mol
–∆atomH◦(H2(g))=−436,0 kJ/mol
Ex 11 Energie réticulaire du chlorure de sodium
L’énergie réticulaire Eret est défini comme l’enthalpie standard de réaction associée à la réaction de disso-
ciation d’une mole de cristal en ses ions constitutifs à l’état gazeux, selon la réaction :
AB(s)=A+
(g)+B− (g)
Calculer l’énergie réticulaire du chlorure de sodium à l’aide d’un cycle thermodynamique faisant intervenir
les grandeurs thermodynamiques définies ci-dessous et données à 298 K :
– Cl(g)+e−−→ Cl−
(g)............................................. ∆affH◦(Cl(g))=348 kJ.mol−1
– Na(g)−→ Na+
(g)+e−.......................................... ∆ionH◦(Na(g))=495 kJ.mol−1
– Cl2(g)−→ 2Cl(g)............................................. ∆dissH◦(Cl2(g))=240 kJ.mol−1
– Na(s)−→ Na(g).............................................. ∆subH◦(Na(g))=107 kJ.mol−1
– Formation de NaCl(s)...................................... ∆fH◦(NaCl(s))=−411 kJ.mol−1
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