Correction exercices thermochimie

Collège de Saussure Chimie – 3OS 2008-2009
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Correction exercices 3OS chapitre 3
Exercice 1
Combustion de l’acétylène : 2C2H2 (g) + 5O2 (g)  4CO2 (g) + 2H2O (l)
Échantillon d’eau reçoit la chaleur de la combustion de 10 grammes sans perte de chaleur :
q = m(H2O) · c(H2O(l)) · (θf-θi) = 2000 [g] · 1 [cal/g°C] · (80-20°C) = 120 000 [cal] = 120 [kcal]
P.C. (C2H2) = q
m(C2H2)= 120 kcal 10 g =12 [kcal/g]
Exercice 2 :
Combustion du méthane : CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l)
P.C. (CH4) = 13,3 [kcal/g]
n (CH4) = m
M=1 g 16 g/mol= 6,25 · 10-2 [mol] libère 13,3 [kcal] et produit 6,25 · 10-2 [mol] de CO2
nombre de mole de CO2 produit pour 1[kcal] libéré par combustion du méthane :
6,25 · 10-2 [mol] de CO2 produit  13,3 [kcal] libéré
x [mol]  1 [kcal]
x = 6,25 · 10-2 mol · 1 kcal
13,3 kcal = 4,7· 10-3 [mol] de CO2 produit
m(CO2) = n · M =4,7· 10-3 [mol] · 44 [g/mol] = 0,207 [g]
Exercice 3 :
q = m(Cu) · c(Cu) · (θf-θi) = 100 [g] · 0,093 [cal/g°C] · (100-10°C) = 837 [cal] à fournir
837 [cal] = m(Al) · c(Al) · (θf-θi) donc
(θf-θi) = 837 [cal]
m(Al) · c(Al)=837 [cal] 100 [g] · 0,217 [cal/g°C]=38,57 °C
θf =38,57 °C + θi = 38,57 °C + 10 °C = 48,57 °C
Exercice 4:
Il faut d’abord chauffer la glace de –10°C =θ1 à 0°C= θ2 puis fondre la glace, puis chauffer
l’eau liquide de 0°C à 100 °C = θ3, la vaporiser et finalement chauffer la vapeur d’eau de 100
°C à 120 °C=θ4.
q = m(H2O) · c(H2O(s)) · (θ2-θ1) + m(H2O) · Lfus(H2O) + m(H2O) · c(H2O(l)) · (θ3-θ2)
+ m(H2O) · Lvap(H2O) + m(H2O) · c(H2O(g)) · (θ4-θ3)
=200 [g] · 0,5 [cal/g°C] · (0-(-10)C) + 200 [g] · 80 [cal/g] +200 [g] · 1 [cal/g°C] · (100-0°C)
+200 [g] · 540 [cal/g] +200 [g] · 0,5 [cal/g°C] · (120-100°C) = 147 [kcal]

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-10
0
0
100
100
120
-20
0
20
40
60
80
100
120
140
020 40 60 80 100 120 140 160
chaleur fournie en kcal
température en °C
T
Exercice 5 :
a) P.C. (C12H22O11) = q
M(C12H22O11)= 1350 kcal/mol 342 g/mol =3,94 [kcal/g]
b) q = m(C12H22O11) · P.C. (C12H22O11) =5 [g]· 3,94 [kcal/g] = 19,7 [kcal]
E mécanique = 60 % · q = 0,6 · 19,7 [kcal] = 11,82 [kcal] = 11'820 [cal] = 4,95 ·104 [J]
E mécanique = m · g · h donc h = E mécanique
m · g = 4,95 ·104 [J] 50 [kg] · 9,81 [m/s2]≈ 100 m
Exercice 6
La variation d’énergie interne (U = Qv) et la variation d’enthalpie (H = Qp) sont identiques
si le système n’effectue pas de travail (W = pV) et que la réaction étudiée se déroule à une
pression qui est maintenue constante. Cela se produit s’il n’y a pas de variation de volume
gazeux (quantité de moles de gaz) entre les réactifs et les produits.
a) pas de variation du nombre de moles de gaz entre les réactifs et les produits, V = 0,
U = H (Qp)
b) variation du nombre de moles de gaz entre les réactifs et les produits, V  0, W0,
U = H + W
c) pas de variation du nombre de moles de gaz entre les réactifs et les produits, V = 0,
U = H (Qp)

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Exercice 7
N2H4 (+ H2)
H1 = + 12,1 [Kcal]
N2 + 2H2 (+ H2) où HR = - H1 + H2
H2 = -22 [Kcal]
2 NH3
ou encore,
N2H4  N2 + 2H2 -H1 = -12,1 [Kcal]
+ N2 + 3H2  2 NH3 H2 = -22 [Kcal]
N2H4 + H2  2 NH3 HR = -34,1 [Kcal]
Exercice 8
2CO + 6H2 (+O2)
2·H2
2·H1 2CH3OH + 2H2 (+O2)
2CH4 + 2H2O (+O2) H3
HR où HR = 2·H1 +2· H2 + H3
2CH3OH + 2 H2O
ou encore,
2CH4 + 6H2O  2CO + 6H2 2·H1 = 2·(+49,3) [Kcal]
2CO + 4H2 + 2H2  2CH3OH + 2H2 2·H2 = 2·(-30,7) [Kcal]
+ 2H2 + O2  2 H2O H3 = -116 [Kcal]
2CH4 + O2  2 CH3OH HR = -78,8 [Kcal]
Exercice 9
Soit l’équation de la réaction : Fe2O3 (s) + 2 Al (s)  Al2O3 (s) + 2 Fe (s)
HR =  HF s.f. – HF s.i.= (-399,1 [Kcal]) – (-196,5 [Kcal]) = - 202,6 [Kcal]
Exercice 10
Soit l’équation de la réaction : CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
HR =  HF s.f. – HF s.i.= [(-151,9) + (-94,1)] – (-288,5) = + 42,5 [Kcal/mol]
n(CaCO3) = m(CaCO3)
M(CaCO3) = 200 [g] 100 [g/mol] = 2 [mol] d’où H = -85 [Kcal]

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Exercice 11
Soit l’équation de la réaction : C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2CO2 (g) + H2O (l)
HR =  HF s.f. – HF s.i.= [2·(-94,1) + (-68,3)] – HF(C2H2) = -312 [Kcal]
d’où HF(C2H2) = (-256,5) – (-312) = 55,5 [Kcal]
Exercice 12
Soit l’équation de la réaction : CaO (s) + 3 C(s)  CaC2 (s) + CO (g)
HR =  HF s.f. – HF s.i.= HF(CaC2) +HF(CO) – HF(CaO) = 110,5 [Kcal]
n(CaC2) = m(CaC2)
M(CaC2) = 1000 [g] 64,1 [g/mol] = 15,6 [mol] d’où H = +1723,8 [Kcal]
Exercice 13
Soit l’équation de départ : FeS (s) + 2 HCl (aq)  FeCl2 (aq) + H2S (g) inutilisable pour
calculer HR (avec les données du tableau)
Il est possible de la simplifier ainsi : FeS (s) + 2 H+(aq)  Fe2+ (aq) + H2S (g)
HR = HFs.f. – HFs.i.= [HF(H2S)+HF(Fe2+)] – [HF(FeS)+2·HF(H+)] = -3,1 [Kcal/mol]
(pour 1 [mol] de H2S (g), soit 22,4 [L], aux C.N.)
n(H2S) = V(H2S)
Vm = 50 [L] 22,4 [L/mol] = 2,23 [mol] , ainsi HR = 2,23· (-31) = -6,91 [Kcal]
Exercice 14
L’équation de la réaction à 20 °C est : C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3H2O (l)
Dans le calorimètre : Qp = HR=-386 kcal/mol =U+W
Dans la bombe calorimétrique : Qv = U= Qp+W
La variation du nombre de mole de gaz est 2-1-7/2=-5/2.
Le travail est effectué sur le système donc W est positif
W =(5/2) · 1,986· 10-3 [Kcal/mol·K] ·(273+20 K)= 1,45 [Kcal/mol]
Qv = -386 [Kcal/mol] + 1,45 [Kcal/mol] =-384,55 [Kcal/mol]
Pourcentage d’énergie échangée sous forme de travail :
W
U ·100 = 1,45 [Kcal/mol]
384,55 [Kcal/mol] ·100 = 0,38 %

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Exercice 16 :
a) liaisons détruites : 4∙ C-H (D = 98.7 [Kcal/mol] ; O=O (D=119,1[Kcal/mol])
liaisons formées : C=O (D=255,8[Kcal/mol]) ; 2 ∙O-H (D= 110,6[Kcal/mol])
HR = .D liaisons détruites – D liaisons formées
=4 ∙ 98.7 [Kcal/mol] +119,1[Kcal/mol] – 255,8 [Kcal/mol] - 2∙2∙110,6[Kcal/mol]
= -184,3[Kcal/mol]
b) liaisons détruites : ∙ C-H (D = 98,7[Kcal/mol] ; Cl-Cl (D=58[Kcal/mol])
liaisons formées : C-Cl (D=81 [Kcal/mol]) ; H-Cl (D= 103,2[Kcal/mol])
HR = .D liaisons détruites – D liaisons formées
= 98.7 [Kcal/mol] +58[Kcal/mol] – 81 [Kcal/mol] – 103,2[Kcal/mol]
= -27,5[Kcal/mol]
c) liaisons détruites : 4∙ C-C (D = 82,6 [Kcal/mol] ;10∙ C-H (D = 98.7 [Kcal/mol] ; O=O
(D=119,1[Kcal/mol])
liaisons formées : 2 C=O (D=192[Kcal/mol]) ; 2 ∙O-H (D= 110,6[Kcal/mol])
HR = .D liaisons détruites – D liaisons formées
=4 ∙ 82,6 [Kcal/mol] +10 ∙ 98.7 [Kcal/mol] +119,1[Kcal/mol] –2 ∙ 192 [Kcal/mol]
- 5∙2∙110,6[Kcal/mol]
= -53,5[Kcal/mol]
Exercice 16 :
i) Combustion du charbon : C (s) + O2 (g)  CO2 (g)
HR =  HF s.f. – HF s.i.= [HF(CO2) = -94,1 [Kcal/mol]