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5.E : Thermochimie (exercices)

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    194047
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    5.1 : Les bases de l'énergie

    Q5.1.1

    Une allumette allumée et un feu de joie peuvent avoir la même température, mais vous ne devriez pas vous asseoir autour d'une allumette allumée un soir d'automne pour rester au chaud. Pourquoi pas ?

    S5.1.1

    La température d'un gramme de bois brûlant est approximativement la même pour une allumette et un feu de joie. Il s'agit d'une propriété intensive qui dépend du matériau (bois). Cependant, la quantité globale de chaleur produite dépend de la quantité de matière ; il s'agit d'une propriété étendue. La quantité de bois dans un feu de joie est bien supérieure à celle d'une allumette ; la quantité totale de chaleur produite est également beaucoup plus importante, c'est pourquoi nous pouvons nous asseoir autour d'un feu de joie pour rester au chaud, mais une allumette ne fournirait pas assez de chaleur pour nous empêcher d'avoir froid.

    Q5.1.2

    Préparez un tableau identifiant plusieurs transitions énergétiques qui se produisent lors du fonctionnement typique d'une automobile.

    Q5.1.3

    Expliquer la différence entre la capacité calorifique et la chaleur spécifique d'une substance.

    S5.1.3

    La capacité thermique fait référence à la chaleur requise pour élever la température de la masse de la substance de 1 degré ; la chaleur spécifique fait référence à la chaleur requise pour élever la température de 1 gramme de la substance de 1 degré. Ainsi, la capacité calorifique est une propriété étendue, et la chaleur spécifique est une propriété intensive.

    Q5.1.4

    Calculez la capacité calorifique, en joules et en calories par degré, des éléments suivants :

    1. 28,4 g d'eau
    2. 1,00 oz de plomb

    Q5.1.5

    Calculez la capacité calorifique, en joules et en calories par degré, des éléments suivants :

    1. 45,8 g d'azote
    2. 1,00 livre de métal en aluminium

    5.1.5

    1. 47,6 J/°C ; 11,38 cal °C −1 ;
    2. 407 J/°C ; 97,3 cal °C −1

    Q5.1.6

    Quelle quantité de chaleur, en joules et en calories, faut-il ajouter à un bloc de fer de 75,0 g dont la chaleur spécifique est de 0,449 J/g °C pour faire passer sa température de 25 °C à sa température de fusion de 1535 °C ?

    5.1.6

    \(q=mCΔ°T\)

    \(q=(75.0g)\times(\dfrac{0.449\:J}{g\:°C})\times(1,510°K) = 50,800J\)

    50 800 J ; 12 200 cal

    Q5.1.7

    Quelle quantité de chaleur, en joules et en calories, est nécessaire pour chauffer un glaçon de 28,4 g (1 oz) entre −23 °C et −1,0 °C ?

    5.1.7

    1310 J ; calibre 313

    Q5.1.8

    Dans quelle mesure la température de 275 g d'eau augmenterait-elle si 36,5 kJ de chaleur étaient ajoutés ?

    S5.1.8

    ΔT ° = 31,7 °C

    Q5.1.9

    Si 14,5 kJ de chaleur étaient ajoutés à 485 g d'eau liquide, dans quelle mesure sa température augmenterait-elle ?

    5.1.9

    7.15 °C

    Q5.1.10

    Un morceau de substance inconnue pèse 44,7 g et nécessite 2110 J pour augmenter sa température de 23,2 °C à 89,6 °C.

    1. Quelle est la chaleur spécifique de la substance ?
    2. S'il s'agit de l'une des substances figurant dans le tableau, quelle est son identité probable ?

    S5.1.10

    un.) Résolvez la chaleur spécifique\(C\) et comparez les valeurs avec le graphique

    \(q=mCΔ°T\)

    \(2110J=(44.7\:g)(C)(66.4°C)\)

    \(C=\dfrac{2110\:J}{2970\:g\:°C}\)

    \(C=\dfrac{0.711\:J}{g\:°C}\)

    b.) silicone

    Q5.1.11

    Un morceau de substance solide inconnue pèse 437,2 g et nécessite 8460 J pour augmenter sa température de 19,3 °C à 68,9 °C.

    1. Quelle est la chaleur spécifique de la substance ?
    2. S'il s'agit de l'une des substances figurant dans le tableau, quelle est son identité probable ?

    5.1.11

    1. 0,390 J/g °C ;
    2. Le cuivre est un candidat probable.

    Q5.1.12

    Une bouilloire en aluminium pèse 1,05 kg.

    1. Quelle est la capacité calorifique de la bouilloire ?
    2. Quelle quantité de chaleur est nécessaire pour faire passer la température de cette bouilloire de 23,0 °C à 99,0 °C ?
    3. Quelle quantité de chaleur est nécessaire pour chauffer cette bouilloire de 23,0 °C à 99,0 °C si elle contient 1,25 L d'eau (densité de 0,997 g/ml et chaleur spécifique de 4,184 J/g °C) ?

    Q5.1.13

    La plupart des gens trouvent les lits à eau inconfortables à moins que la température de l'eau ne soit maintenue à environ 85 °F. À moins qu'il ne soit chauffé, un lit à eau contenant 892 L d'eau refroidit de 85 °F à 72 °F en 24 heures. Estimez la quantité d'énergie électrique requise sur 24 heures, en kWh, pour empêcher le lit de refroidir. Notez que 1 kilowattheure (kWh) = 3,6 × 10 6 J, et supposons que la densité de l'eau est de 1,0 g/mL (indépendamment de la température). Quelles autres suppositions avez-vous formulées ? Comment ont-ils influé sur votre résultat calculé (c'est-à-dire, étaient-ils susceptibles de générer des erreurs « positives » ou « négatives ») ?

    S5.1.13

    Nous supposons que la densité de l'eau est de 1,0 g/cm 3 (1 g/ml) et qu'il faut autant d'énergie pour maintenir l'eau à 85 °F que pour la chauffer de 72 °F à 85 °F. Nous supposons également que seule l'eau sera chauffée. Énergie requise = 7,47 kWh

    5.2 : Calorimétrie

    Q5.2.1

    Une bouteille d'eau de 500 ml à température ambiante et une bouteille d'eau de 2 L à la même température ont été placées dans un réfrigérateur. Au bout de 30 minutes, la bouteille d'eau de 500 ml avait refroidi à la température du réfrigérateur. Une heure plus tard, les 2 litres d'eau avaient refroidi à la même température. Lorsqu'on lui a demandé quel échantillon d'eau avait perdu le plus de chaleur, un étudiant a répondu que les deux bouteilles perdaient la même quantité de chaleur parce qu'elles commençaient à la même température et finissaient à la même température. Un deuxième étudiant a pensé que la bouteille d'eau de 2 L perdait plus de chaleur parce qu'il y avait plus d'eau. Un troisième étudiant pensait que la bouteille d'eau de 500 ml perdait plus de chaleur parce qu'elle refroidissait plus rapidement. Un quatrième étudiant a pensé qu'il n'était pas possible de le dire parce que nous ne connaissons pas la température initiale et la température finale de l'eau. Indiquez laquelle de ces réponses est correcte et décrivez l'erreur dans chacune des autres réponses.

    Q5.2.2

    La quantité de chaleur mesurée pour la réaction dans l'exemple serait-elle supérieure, inférieure ou resterait-elle la même si nous utilisions un calorimètre qui est un isolant plus faible qu'un calorimètre pour tasse de café ? Expliquez votre réponse.

    5.2.2

    moindre ; plus de chaleur serait perdue dans la tasse à café et dans l'environnement, donc Δ T pour l'eau serait moindre et le q calculé serait inférieur

    Q5.2.3

    La quantité de chaleur absorbée par la dissolution dans l'exemple exemple semblerait-elle plus grande, moindre ou resterait-elle la même si l'expérimentateur utilisait un calorimètre qui est un isolant plus faible qu'un calorimètre pour tasse de café ? Expliquez votre réponse.

    Q5.2.4

    La quantité de chaleur absorbée par la dissolution de l'exemple paraît-elle supérieure, moindre ou resterait-elle la même si la capacité thermique du calorimètre était prise en compte ? Expliquez votre réponse.

    5.2.4

    supérieur, puisque la prise en compte de la capacité thermique du calorimètre compensera l'énergie thermique transférée à la solution par le calorimètre ; cette approche inclut le calorimètre lui-même, ainsi que la solution, en tant qu' « environnement » : q rxn = − (q solution + un calorimètre) ; comme une solution et un calorimètre sont tous deux négatifs, l'inclusion du dernier terme (q rxn) donnera une valeur plus élevée pour la chaleur de dissolution

    Q5.2.5

    Combien de millilitres d'eau à 23 °C et d'une densité de 1,00 g/mL doivent être mélangés à 180 ml (environ 6 oz) de café à 95 °C pour que la combinaison obtenue atteigne une température de 60 °C ? Supposons que le café et l'eau aient la même densité et la même chaleur spécifique.

    Q5.2.6

    Dans quelle mesure la température d'une tasse (180 g) de café à 95 °C sera-t-elle réduite lorsqu'une cuillère en argent de 45 g (chaleur spécifique 0,24 J/g °C) à 25 °C est placée dans le café et qu'on laisse les deux atteindre la même température ? Supposons que le café ait la même densité et la même chaleur spécifique que l'eau.

    S5.2.6

    La température du café baissera de 1 degré.

    Q5.2.7

    Une cuillère en aluminium de 45 g (température spécifique de 0,88 J/g °C) à 24 °C est placée dans 180 ml (180 g) de café à 85 °C et la température des deux devient égale.

    1. Quelle est la température finale lorsque les deux deviennent égales ? Supposons que le café possède la même chaleur spécifique que l'eau.
    2. La première fois qu'une élève a résolu ce problème, elle a obtenu une réponse à 88 °C. Expliquez pourquoi cette réponse est clairement incorrecte.

    Q5.2.8

    La température de l'eau de refroidissement lorsqu'elle quitte le moteur chaud d'une automobile est de 240 °F. Après avoir traversé le radiateur, elle atteint une température de 175 °F. Calculez la quantité de chaleur transférée du moteur à l'environnement par un gallon d'eau avec une chaleur spécifique de 4,184 J/g °C.

    S5.2.8

    \(5.7 \times 10^2\; kJ\)

    Q5.2.8

    Une pièce de métal de 70,0 g à 80,0 °C est placée dans 100 g d'eau à 22,0 °C contenue dans un calorimètre tel que celui illustré sur la figure. Le métal et l'eau atteignent la même température à 24,6 °C. Quelle quantité de chaleur le métal a-t-il cédé à l'eau ? Quelle est la chaleur spécifique du métal ?

    Q5.2.9

    Si une réaction produit 1,506 kJ de chaleur, qui est piégée dans 30,0 g d'eau initialement à 26,5 °C dans un calorimètre comme celui de la figure, quelle est la température résultante de l'eau ?

    5.2.9

    38,5 °C

    Q5.2.10

    Un échantillon de 0,500 g de KCl est ajouté à 50,0 g d'eau dans un calorimètre (Figure). Si la température diminue de 1,05 °C, quelle est la quantité approximative de chaleur impliquée dans la dissolution du KCl, en supposant que la capacité calorifique de la solution obtenue est de 4,18 J/g °C ? La réaction est-elle exothermique ou endothermique ?

    Q5.2.11

    La dissolution de 3,0 g de CaCl 2 (s) dans 150,0 g d'eau dans un calorimètre (Figure) à 22,4 °C fait monter la température à 25,8 °C. Quelle est la quantité approximative de chaleur impliquée dans la dissolution, en supposant que la capacité calorifique de la solution obtenue est de 4,18 J/g °C ? La réaction est-elle exothermique ou endothermique ?

    5.2.11

    2,2 kJ ; La chaleur produite montre que la réaction est exothermique.

    Q5.2.12

    Lorsque 50,0 g de NaCl (aq) à 0,200 M à 24,1 °C sont ajoutés à 100,0 g de 0,100 M AgNO 3 (aq) à 24,1 °C dans un calorimètre, la température augmente à 25,2 °C lorsque du AgCl (s) se forme. En supposant que la chaleur spécifique de la solution et des produits est de 4,20 J/g °C, calculez la quantité approximative de chaleur en joules produite.

    Q5.2.13

    L'addition de 3,15 g de Ba (OH) 2 •8H 2 O à une solution de 1,52 g de NH 4 SCN dans 100 g d'eau dans un calorimètre a fait chuter la température de 3,1 °C. En supposant que la chaleur spécifique de la solution et des produits est de 4,20 J/g °C, calculez la quantité approximative de chaleur absorbée par la réaction, qui peut être représentée par l'équation suivante :

    \[Ba(OH)_2 \cdot 8H_2O_{(s)} + 2NH_4SCN_{(aq)} \rightarrow Ba(SCN)_{2(aq)} + 2NH_{3(aq)} + 10H_2O_{(l)}\]

    5.2.13

    1,4 kJ

    Q5.2.14

    La réaction de 50 ml d'acide et de 50 ml de base décrite dans l'exemple a augmenté la température de la solution de 6,9 degrés. Dans quelle mesure la température aurait-elle augmenté si 100 ml d'acide et 100 ml de base avaient été utilisés dans le même calorimètre à partir de la même température de 22,0 °C ? Expliquez votre réponse.

    Q5.2.15

    Si les 3,21 g de NH 4 NO 3 de l'exemple étaient dissous dans 100,0 g d'eau dans les mêmes conditions, dans quelle mesure la température changerait-elle ? Expliquez votre réponse.

    5.2.15

    22,6. La masse et la capacité calorifique de la solution étant approximativement égales à celles de l'eau, le doublement de la quantité d'eau entraîne une double diminution du changement de température.

    Q5.2.16

    Lorsque 1,0 g de fructose, C 6 H 12 O 6 (s), un sucre que l'on trouve couramment dans les fruits, est brûlé dans de l'oxygène dans un calorimètre à bombe, la température du calorimètre augmente de 1,58 °C. Si la capacité calorifique du calorimètre et de son contenu est de 9,90 kJ/°C, quel est q pour cette combustion ?

    Q5.2.17

    Lorsqu'un échantillon de 0,740 g de trinitrotoluène (TNT), C 7 H 5 N 2 O 6, est brûlé dans un calorimètre à bombe, la température augmente de 23,4 °C à 26,9 °C. La capacité calorifique du calorimètre est de 534 J/°C et il contient 675 ml d'eau. Quelle quantité de chaleur a été produite par la combustion de l'échantillon de TNT ?

    5.2.17

    11,7 kJ

    Q5.2.18

    L'une des méthodes de production d'électricité consiste à brûler du charbon pour chauffer de l'eau, qui produit de la vapeur qui actionne un générateur électrique. Pour déterminer la vitesse à laquelle le charbon doit être introduit dans le brûleur de ce type d'installation, la chaleur de combustion par tonne de charbon doit être déterminée à l'aide d'un calorimètre à bombe. Lorsque 1,00 g de charbon sont brûlés dans un calorimètre à bombe, la température augmente de 1,48 °C. Si la capacité calorifique du calorimètre est de 21,6 kJ/°C, déterminez la chaleur produite par la combustion d'une tonne de charbon (2 000 × 10 3 livres).

    Q5.2.19

    La quantité de matières grasses recommandée pour une personne ayant un régime quotidien de 2 000 calories est de 65 g. Quel pourcentage des calories de ce régime proviendrait de cette quantité de matières grasses si le nombre moyen de calories par matières grasses était de 9,1 calories/g ?

    5.2.19

    30 %

    Q5.2.20

    Une cuillère à café de saccharose glucidique (sucre commun) contient 16 calories (16 kcal). Quelle est la masse d'une cuillère à café de saccharose si le nombre moyen de calories pour les glucides est de 4,1 calories/g ?

    Q5.2.21

    Quelle est la masse maximale de glucides dans une portion de 6 oz de soda diététique contenant moins d'une calorie par canette si le nombre moyen de calories pour les glucides est de 4,1 calories/g ?

    5.2.21

    0,24 g

    Q5.2.2

    Une pinte de crème glacée de qualité supérieure peut contenir 1 100 calories. Quelle masse de graisse, en grammes et en livres, doit être produite dans le corps pour stocker 1,1 × 10 3 calories supplémentaires si le nombre moyen de calories pour les graisses est de 9,1 calories/g ?

    Q5.2.23

    Une portion de céréales pour petit déjeuner contient 3 g de protéines, 18 g de glucides et 6 g de matières grasses. Quelle est la teneur en calories d'une portion de cette céréale si le nombre moyen de calories pour les matières grasses est de 9,1 calories/g, pour les glucides de 4,1 calories/g et pour les protéines de 4,1 calories/g ?

    5.2.23

    1,4 × 10 2 calories

    Q5.2.24

    Quelle est la source d'énergie la moins chère en kilojoules par dollar : une boîte de céréales pour petit déjeuner qui pèse 32 onces et coûte 4,23$, ou un litre d'isooctane (densité, 0,6919 g/mL) qui coûte 0,45$ ? Comparez la valeur nutritive de la céréale avec la chaleur produite par la combustion de l'isooctane dans des conditions standard. Une portion de 1 once de céréales fournit 130 calories.

    5.3 : Enthalpie

    Q5.3.1

    Expliquez en quoi la chaleur mesurée dans [lien] diffère du changement d'enthalpie pour la réaction exothermique décrit par l'équation suivante :

    \[\ce{HCl}(aq)+\ce{NaOH}(aq)⟶\ce{NaCl}(aq)+\ce{H2O}(l)\]

    Le changement d'enthalpie de la réaction indiquée concerne exactement 1 mol de HCl et 1 mol de NaOH ; la chaleur dans l'exemple est produite par 0,0500 mol de HCl et 0,0500 mol de NaOH. À l'aide des données de la section « Vérifiez votre apprentissage » de [lien], calculez le Δ H en kJ/mol d'AgNO 3 (aq) pour la réaction :

    \[\ce{NaCl}(aq)+\ce{AgNO3}(aq)⟶\ce{AgCl}(s)+\ce{NaNO3}(aq)\]

    Q5.3.2

    Calculer l'enthalpie de la solution (Δ H pour la dissolution) par mole de NH 4 NO 3 dans les conditions décrites dans [lien].

    5.3.2

    25 kJ mol -1

    Q5.3.3

    Calculez Δ H pour la réaction décrite par l'équation.

    \(\ce{Ba(OH)2⋅8H2O}(s)+\ce{2NH4SCN}(aq)⟶\ce{Ba(SCN)2}(aq)+\ce{2NH3}(aq)+\ce{10H2O}(l)\)

    Q5.3.4

    Calculer l'enthalpie de la solution (Δ H pour la dissolution) par mole de CaCl 2.

    S5.3.4

    81 kJ mol -1

    Q5.3.5

    Bien que le gaz utilisé dans une torche à oxyacétylène soit essentiellement de l'acétylène pur, la chaleur produite par la combustion d'une mole d'acétylène dans une telle torche n'est probablement pas égale à l'enthalpie de combustion de l'acétylène indiquée dans le tableau. Compte tenu des conditions dans lesquelles les données tabulées sont communiquées, suggérez une explication.

    Q5.3.6

    Quelle quantité de chaleur est produite par la combustion de 4,00 moles d'acétylène dans des conditions normales ?

    5.3.6

    5204,4 kJ

    Q5.3.7

    Quelle quantité de chaleur est produite par la combustion de 125 g de méthanol dans des conditions normales ?

    Q5.3.8

    Combien de moles d'isooctane doivent être brûlées pour produire 100 kJ de chaleur dans des conditions normales ?

    5.3.8

    1,83 × 10 −2 mol

    Q5.3.9

    Quelle masse de monoxyde de carbone doit être brûlée pour produire 175 kJ de chaleur dans des conditions normales ?

    Q5.3.10

    Lorsque 2,50 g de méthane brûlent dans l'oxygène, 125 kJ de chaleur sont produits. Quelle est l'enthalpie de combustion par mole de méthane dans ces conditions ?

    S5.3.10

    802 kJ mol -1

    Q5.3.11

    Quelle quantité de chaleur est produite lorsque 100 ml de HCl 0,250 M (densité, 1,00 g/ml) et 200 ml de NaOH 0,150 M (densité, 1,00 g/ml) sont mélangés ?

    \[\ce{HCl}(aq)+\ce{NaOH}(aq)⟶\ce{NaCl}(aq)+\ce{H2O}(l)\hspace{20px}ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−58\:kJ}\]

    Si les deux solutions sont à la même température et que la capacité calorifique des produits est de 4,19 J/g °C, dans quelle mesure la température augmentera-t-elle ? Quelle hypothèse avez-vous faite dans vos calculs ?

    Q5.3.12

    Un échantillon de 0,562 g de carbone est brûlé dans de l'oxygène dans un calorimètre à bombe, produisant du dioxyde de carbone. Supposons que les réactifs et les produits se trouvent dans des conditions normales et que la chaleur dégagée est directement proportionnelle à l'enthalpie de combustion du graphite. La température du calorimètre augmente de 26,74 °C à 27,93 °C. Quelle est la capacité thermique du calorimètre et de son contenu ?

    S5.3.12

    15,5 kJ/ºC

    Q5.3.13

    Avant l'introduction des chlorofluorocarbures, le dioxyde de soufre (enthalpie de vaporisation, 6,00 kcal/mol) était utilisé dans les réfrigérateurs domestiques. Quelle masse de SO 2 doit être évaporée pour éliminer autant de chaleur que l'évaporation de 1,00 kg de CCl 2 F 2 (l'enthalpie de vaporisation est de 17,4 kJ/mol) ?

    Les réactions de vaporisation pour le SO 2 et le CCl 2 F 2 sont

    \(\ce{SO2}(l)⟶\ce{SO2}(g)\)et\(\ce{CCl2F}(l)⟶\ce{CCl2F2}(g)\), respectivement.

    Q5.3.14

    Les maisons peuvent être chauffées en pompant de l'eau chaude à travers des radiateurs. Quelle masse d'eau fournira la même quantité de chaleur lorsqu'elle est refroidie entre 95,0 et 35,0 °C, que la chaleur fournie lorsque 100 g de vapeur sont refroidis entre 110 °C et 100 °C.

    5.3.14

    7,43 g

    Q5.3.15

    Parmi les enthalpies de combustion du tableau, lesquelles sont également des enthalpies de formation standard ?

    Q5.3.16

    L'enthalpie standard de formation de H 2 O (g) diffère-t-elle de Δ H° pour la réaction\(\ce{2H2}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2H2O}(g)\) ?

    S5.3.16

    Non.

    Q5.3.17

    Joseph Priestly a préparé de l'oxygène en 1774 en chauffant de l'oxyde de mercure rouge (II) avec la lumière solaire focalisée à travers une lentille. Quelle quantité de chaleur est nécessaire pour décomposer exactement 1 mole de HgO (s) rouge en Hg (l) et O 2 (g) dans des conditions standard ?

    Q5.3.18

    Combien de kilojoules de chaleur seront libérés lorsqu'exactement une mole de manganèse, Mn, est brûlée pour former du Mn 3 O 4 (s) dans des conditions normales ?

    5.3.18

    459,6 kJ

    Q5.3.19

    Combien de kilojoules de chaleur seront libérés lorsqu'exactement une mole de fer, Fe, est brûlée pour former du Fe 2 O 3 (s) dans des conditions normales ?

    Q5.3.20

    La séquence de réactions suivante se produit lors de la production commerciale d'acide nitrique aqueux :

    \(\ce{4NH3}(g)+\ce{5O2}(g)⟶\ce{4NO}(g)+\ce{6H2O}(l)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{−907\:kJ}\)

    \(\ce{2NO}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2NO2}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{−113\:kJ}\)

    \(\ce{3NO2}+\ce{H2O}(l)⟶\ce{2HNO2}(aq)+\ce{NO}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{−139\:kJ}\)

    Déterminer le changement d'énergie total pour la production d'une mole d'acide nitrique aqueux par ce procédé.

    5.3.20

    495 kJ/mol

    Q5.3.21

    Le graphite et le diamant brûlent.

    \(\ce{C}(s,\:\ce{diamond})+\ce{O2}(g)⟶\ce{CO2}(g)\)

    Pour la conversion du graphite en diamant :

    \(\ce{C}(s,\:\ce{graphite})⟶\ce{C}(s,\:\ce{diamond})\hspace{20px}ΔH^\circ_{298}=\mathrm{1.90\:kJ}\)

    Qu'est-ce qui produit le plus de chaleur, la combustion du graphite ou la combustion du diamant ?

    Q5.3.2

    À partir des chaleurs molaires de formation présentées à l'annexe G, déterminez la quantité de chaleur nécessaire pour évaporer une mole d'eau :\(\ce{H2O}(l)⟶\ce{H2O}(g)\)

    5.3.2

    44,01 kJ/mol

    Q5.3.23

    Qui produit le plus de chaleur ?

    \(\ce{Os}(s)⟶\ce{2O2}(g)⟶\ce{OsO4}(s)\)

    ou

    \(\ce{Os}(s)⟶\ce{2O2}(g)⟶\ce{OsO4}(g)\)

    pour le changement de phase\(\ce{OsO4}(s)⟶\ce{OsO4}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{56.4\:kJ}\)

    Q5.3.24

    Calculez\(ΔH^\circ_{298}\) pour le processus

    \(\ce{Sb}(s)+\dfrac{5}{2}\ce{Cl2}(g)⟶\ce{SbCl5}(g)\)

    à partir des informations suivantes :

    \(\ce{Sb}(s)+\dfrac{3}{2}\ce{Cl2}(g)⟶\ce{SbCl3}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−314\:kJ}\)

    \(\ce{SbCl3}(s)+\ce{Cl2}(g)⟶\ce{SbCl5}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−80\:kJ}\)

    S5.3.24

    394 kJ

    Q5.3.25

    Calculez\(ΔH^\circ_{298}\) pour le processus\(\ce{Zn}(s)+\ce{S}(s)+\ce{2O2}(g)⟶\ce{ZnSO4}(s)\)

    à partir des informations suivantes :

    \(\ce{Zn}(s)+\ce{S}(s)⟶\ce{ZnS}(s)\hspace{20px}ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−206.0\:kJ}\)

    \(\ce{ZnS}(s)+\ce{2O2}(g)⟶\ce{ZnSO4}(s)\hspace{20px}ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−776.8\:kJ}\)

    Q5.3.26

    Calculer Δ H pour le processus

    \(\ce{Hg2Cl2}(s)⟶\ce{2Hg}(l)+\ce{Cl2}(g)\)

    à partir des informations suivantes :

    \(\ce{Hg}(l)+\ce{Cl2}(g)⟶\ce{HgCl2}(s)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{−224\:kJ}\)

    \(\ce{Hg}(l)+\ce{HgCl2}(s)⟶\ce{Hg2Cl2}(s)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{−41.2\:kJ}\)

    5.3.26

    265 kJ

    Q5.3.27

    Calculez\(ΔH^\circ_{298}\) pour le processus

    \(\ce{Co3O4}(s)⟶\ce{3Co}(s)+\ce{2O2}(g)\)

    à partir des informations suivantes :

    \(\ce{Co}(s)+\dfrac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{CoO}(s)\hspace{20px}ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−237.9\:kJ}\)

    \(\ce{3Co}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{Co3O4}(s)\hspace{20px}ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−177.5\:kJ}\)

    Q5.3.28

    Calculer l'enthalpie molaire standard de formation de NO (g) à partir des données suivantes :

    \(\ce{N2}(g)+\ce{2O2}⟶\ce{2NO2}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{298}=\mathrm{66.4\:kJ}\)

    \(\ce{2NO}(g)+\ce{O2}⟶\ce{2NO2}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−114.1\:kJ}\)

    S5.3.28

    90,3 mol −1 de NO

    Q5.3.29

    À l'aide des données de l'annexe G, calculez le changement d'enthalpie standard pour chacune des réactions suivantes :

    1. \(\ce{N2}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2NO}(g)\)
    2. \(\ce{Si}(s)+\ce{2Cl2}(g)⟶\ce{SiCl4}(g)\)
    3. \(\ce{Fe2O3}(s)+\ce{3H2}(g)⟶\ce{2Fe}(s)+\ce{3H2O}(l)\)
    4. \(\ce{2LiOH}(s)+\ce{CO2}(g)⟶\ce{Li2CO3}(s)+\ce{H2O}(g)\)

    Q5.3.30

    À l'aide des données de l'annexe G, calculez le changement d'enthalpie standard pour chacune des réactions suivantes :

    1. \(\ce{Si}(s)+\ce{2F2}(g)⟶\ce{SiF4}(g)\)
    2. \(\ce{2C}(s)+\ce{2H2}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{CH3CO2H}(l)\)
    3. \(\ce{CH4}(g)+\ce{N2}(g)⟶\ce{HCN}(g)+\ce{NH3}(g)\);
    4. \(\ce{CS2}(g)+\ce{3Cl2}(g)⟶\ce{CCl4}(g)+\ce{S2Cl2}(g)\)

    5.3.30

    1. −1615,0 kJ mol −1 ;
    2. −484,3 kJ mol -1 ;
    3. 164,2 kJ ;
    4. −23,1 kJ

    Q5.3.31

    Les réactions suivantes peuvent être utilisées pour préparer des échantillons de métaux. Déterminez le changement d'enthalpie dans des conditions d'état standard pour chacun d'eux.

    1. \(\ce{2Ag2O}(s)⟶\ce{4Ag}(s)+\ce{O2}(g)\)
    2. \(\ce{SnO}(s)+\ce{CO}(g)⟶\ce{Sn}(s)+\ce{CO2}(g)\)
    3. \(\ce{Cr2O3}(s)+\ce{3H2}(g)⟶\ce{2Cr}(s)+\ce{3H2O}(l)\)
    4. \(\ce{2Al}(s)+\ce{Fe2O3}(s)⟶\ce{Al2O3}(s)+\ce{2Fe}(s)\)

    Q5.3.32

    La décomposition du peroxyde d'hydrogène, H 2 O 2, a été utilisée pour fournir de la poussée dans les jets de commande de divers véhicules spatiaux. À l'aide des données de l'annexe G, déterminez la quantité de chaleur produite par la décomposition d'exactement 1 mole de H 2 O 2 dans des conditions standard.

    \(\ce{2H2O2}(l)⟶\ce{2H2O}(g)+\ce{O2}(g)\)

    S5.3.32

    −54,04 kJ mol −1

    Q5.3.3

    Calculer l'enthalpie de combustion du propane, C 3 H 8 (g), pour la formation de H 2 O (g) et de CO 2 (g). L'enthalpie de formation du propane est de −104 kJ/mol.

    Q5.3.34

    Calculer l'enthalpie de combustion du butane, du C 4 H 10 (g) pour la formation de H 2 O (g) et de CO 2 (g). L'enthalpie de formation du butane est de −126 kJ/mol.

    S5.3.34

    260 kJ mol -1

    Q5.3.35

    Le propane et le butane sont tous deux utilisés comme combustibles gazeux. Quel composé produit plus de chaleur par gramme lorsqu'il est brûlé ?

    Q5.3.36

    Le pigment blanc TiO 2 est préparé par réaction du tétrachlorure de titane, TiCl 4, avec de la vapeur d'eau en phase gazeuse :

    \(\ce{TiCl4}(g)+\ce{2H2O}(g)⟶\ce{TiO2}(s)+\ce{4HCl}(g)\).

    Quelle quantité de chaleur dégage lors de la production d'exactement 1 mole de TiO 2 (s) dans des conditions d'état standard ?

    S5.3.36

    67,1 kJ

    Q5.3.37

    Le gaz d'eau, un mélange de H 2 et de CO, est un combustible industriel important produit par la réaction de la vapeur avec du coke rouge, essentiellement du carbone pur :

    \(\ce{C}(s)+\ce{H2O}(g)⟶\ce{CO}(g)+\ce{H2}(g)\).

    1. En supposant que le coke possède la même enthalpie de formation que le graphite, calculez\(ΔH^\circ_{298}\) pour cette réaction.
    2. Le méthanol, un combustible liquide qui pourrait éventuellement remplacer l'essence, peut être préparé à partir d'eau gazeuse et d'hydrogène supplémentaire à haute température et pression en présence d'un catalyseur approprié : dans les conditions de la réaction, le méthanol se forme\[\ce{2H2}(g)+\ce{CO}(g)⟶\ce{CH3OH}(g).\] sous forme de gaz. Calculer\(ΔH^\circ_{298}\) pour cette réaction et pour la condensation du méthanol gazeux en méthanol liquide.
    3. Calculer la chaleur de combustion d'une mole de méthanol liquide en H 2 O (g) et CO 2 (g).

    Q5.3.38

    Au début des automobiles, l'éclairage nocturne était assuré par la combustion d'acétylène, du C 2 H 2. Bien qu'il ne soit plus utilisé comme lampe frontale pour automobiles, l'acétylène est toujours utilisé comme source de lumière par certains explorateurs de grottes. L'acétylène est (a été) préparé dans la lampe par réaction de l'eau avec du carbure de calcium, CaC 2 :

    \(\ce{CaC2}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(s)+\ce{C2H2}(g)\).

    Calculez l'enthalpie standard de la réaction. La\(ΔH^\circ_\ce{f}\) teneur en CaC 2 est de −15,14 kcal/mol.

    S5.3.38

    12,8 kJ

    Q5.3.39

    À partir des données du tableau, déterminez lequel des combustibles suivants produit le plus de chaleur par gramme lorsqu'il est brûlé dans des conditions standard : CO (g), CH 4 (g) ou C 2 H 2 (g).

    Q5.3.40

    L'enthalpie de combustion de la houille est en moyenne de −35 kJ/g, celle de l'essence, de 1,28 × 10 5 kJ/gal. Combien de kilogrammes de houille fournissent la même quantité de chaleur que celle produite par 1 gallon d'essence ? Supposons que la densité de l'essence soit de 0,692 g/mL (la même que la densité de l'isooctane).

    S5.3.40

    3,7 kg

    Q5.3.41

    L'éthanol, C 2 H 5 OH, est utilisé comme carburant pour les véhicules automobiles, notamment au Brésil.

    1. Écrivez l'équation équilibrée pour la combustion de l'éthanol en CO 2 (g) et en H 2 O (g) et, à l'aide des données de l'annexe G, calculez l'enthalpie de combustion d'une mole d'éthanol.
    2. La densité de l'éthanol est de 0,7893 g/mL. Calculez l'enthalpie de combustion d'exactement 1 L d'éthanol.
    3. En supposant que le kilométrage d'une automobile est directement proportionnel à la chaleur de combustion du carburant, calculez la distance qu'une automobile pourrait parcourir avec 1 L d'essence qu'avec 1 L d'éthanol. Supposons que l'essence possède la chaleur de combustion et la densité du n-octane, C 8 H 18 (\(ΔH^\circ_\ce{f}=\mathrm{−208.4\:kJ/mol}\)densité = 0,7025 g/mL).

    Q5.3.42

    Parmi les substances qui réagissent avec l'oxygène et qui ont été considérées comme des carburants potentiels pour fusées figurent le diborane [B 2 H 6, produit du B 2 O 3 (s) et du H 2 O (g)], le méthane [CH 4, produit du CO 2 ( g) et H 2 O (g)], et l'hydrazine [N 2 H 4 produit N 2 (g) et H 2 O (g)]. Sur la base de la chaleur dégagée par 1,00 g de chaque substance lors de sa réaction avec l'oxygène, lequel de ces composés offre les meilleures possibilités en tant que carburant pour fusées ? Le\(ΔH^\circ_\ce{f}\) B 2 H 6 (g), le CH 4 (g) et le N 2 H 4 (l) se trouvent à l'annexe G.

    S5.3.42

    En partant du principe que le meilleur combustible pour fusée est celui qui dégage le plus de chaleur, le B 2 H 6 est le meilleur candidat.

    Q5.3.43

    Quelle quantité de chaleur est produite lorsque 1,25 g de chrome métallique réagit avec de l'oxygène gazeux dans des conditions normales ?

    L'éthylène, C 2 H 2, un sous-produit de la distillation fractionnée du pétrole, se situe au quatrième rang des 50 composés chimiques produits commercialement en grandes quantités. Environ 80 % de l'éthanol synthétique est fabriqué à partir d'éthylène par réaction avec de l'eau en présence d'un catalyseur approprié.

    \(\ce{C2H4}(g)+\ce{H2O}(g)⟶\ce{C2H5OH}(l)\)

    À l'aide des données du tableau de l'annexe G, calculez Δ H° pour la réaction.

    S5.3.43

    8,2 kJ

    Q5.3.4

    L'oxydation du sucre glucose, C 6 H 12 O 6, est décrite par l'équation suivante :

    \(\ce{C6H12O6}(s)+\ce{6O2}(g)⟶\ce{6CO2}(g)+\ce{6H2O}(l)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{−2816\:kJ}\)

    Le métabolisme du glucose donne les mêmes produits, bien que le glucose réagisse avec l'oxygène en une série d'étapes dans l'organisme.

    1. Quelle quantité de chaleur en kilojoules peut-elle être produite par le métabolisme de 1,0 g de glucose ?
    2. Combien de calories peuvent être produites par le métabolisme de 1,0 g de glucose ?

    Q5.3.45

    Le propane, C 3 H 8, est un hydrocarbure couramment utilisé comme carburant.

    1. Écrivez une équation équilibrée pour la combustion complète du propane.
    2. Calculez le volume d'air à 25 °C et 1,00 atmosphère nécessaire pour brûler complètement 25,0 grammes de propane. Supposons que l'air contient 21,0 % d'O 2 en volume. (Conseil : nous verrons comment effectuer ce calcul dans un chapitre ultérieur sur les gaz. Pour l'instant, utilisez l'information selon laquelle 1,00 L d'air à 25 °C et 1,00 atm contient 0,275 g d'O 2 par litre.)
    3. La chaleur de combustion du propane est de −2 219,2 kJ/mol. Calculer la chaleur de formation\(ΔH^\circ_\ce{f}\) du propane étant donné que\(ΔH^\circ_\ce{f}\) H 2 O (l) = −285,8 kJ/mol et\(ΔH^\circ_\ce{f}\) que CO 2 (g) = −393,5 kJ/mol.
    4. En supposant que toute la chaleur dégagée lors de la combustion de 25,0 grammes de propane est transférée à 4,00 kilogrammes d'eau, calculez l'augmentation de la température de l'eau.

    S5.3.45

    1. \(\ce{C3H8}(g)+\ce{5O2}(g)⟶\ce{3CO2}(g)+\ce{4H2O}(l)\);
    2. 330 L ;
    3. −104,5 kJ mol -1 ;
    4. 75.4 °C

    Q5.3.46

    Au cours d'un récent mois d'hiver à Sheboygan, dans le Wisconsin, il a fallu obtenir 3 500 kWh de chaleur fournis par une fournaise au gaz naturel avec un rendement de 89 % pour maintenir une petite maison au chaud (l'efficacité d'une fournaise au gaz est le pourcentage de chaleur produite par la combustion qui est transférée dans la maison).

    1. Supposons que le gaz naturel est du méthane pur et déterminez le volume de gaz naturel en pieds cubes nécessaire pour chauffer la maison. La température moyenne du gaz naturel était de 56 °F ; à cette température et à une pression de 1 atm, le gaz naturel a une densité de 0,681 g/L.
    2. Combien de gallons de GPL (gaz de pétrole liquéfié) seraient nécessaires pour remplacer le gaz naturel utilisé ? Supposons que le GPL est du propane liquide [C 3 H 8 : densité, 0,5318 g/mL ; enthalpie de combustion, 2219 kJ/mol pour la formation de CO 2 (g) et de H 2 O (l)] et que le four utilisé pour brûler le GPL a le même rendement que le four à gaz.
    3. Quelle masse de dioxyde de carbone est produite par la combustion du méthane utilisé pour chauffer la maison ?
    4. Quelle masse d'eau est produite par la combustion du méthane utilisé pour chauffer la maison ?
    5. Quel volume d'air est nécessaire pour fournir l'oxygène nécessaire à la combustion du méthane utilisé pour chauffer la maison ? L'air contient 23 % d'oxygène en masse. La densité moyenne de l'air au cours du mois était de 1,22 g/L.
    6. Combien de kilowatts-heures (1 kWh = 3,6 × 10 6 J) d'électricité seraient nécessaires pour fournir la chaleur nécessaire au chauffage de la maison ? Notez que l'électricité est efficace à 100 % pour produire de la chaleur dans une maison.
    7. Bien que l'électricité soit efficace à 100 % pour produire de la chaleur à l'intérieur d'une maison, la production et la distribution de l'électricité ne le sont pas L'efficacité de la production et de la distribution de l'électricité produite dans une centrale au charbon est d'environ 40 %. Un certain type de charbon fournit 2,26 kWh par livre lors de la combustion. Quelle masse de ce charbon en kilogrammes sera nécessaire pour produire l'énergie électrique nécessaire au chauffage de la maison si l'efficacité de production et de distribution est de 40 % ?