Comment résoudre des équations thermochimiques. Exemples de problèmes avec solutions

1.1. Exemples de problèmes avec solutions

Tâche 1. Notez l'équation thermochimique de la réaction si l'on sait que lorsque 1 mole de chlorure d'hydrogène gazeux HCl est formée à partir de substances simples dans des conditions standard, 92 kJ de chaleur sont libérées.

Solution

Les équations thermochimiques sont les équations de réactions chimiques écrites indiquant la valeur d'enthalpie DH (kJ) et l'état d'agrégation des substances impliquées dans la réaction.

L'enthalpie de la réaction est DH 0 = Q p = -92 kJ, l'apparition du signe (-) est due au fait que les enthalpies des réactions exothermiques sont considérées comme négatives.

Équation de réaction thermochimique

1/2H 2 (g) + 1/2Cl 2 (g) = HCl (g), ∆H 0 = – 92 kJ.

Une autre réponse possible est obtenue en doublant cette équation :

H 2 (g) + Cl 2 (g) = 2HCl (g), ∆H 0 = – 184 kJ.

Tâche2 . Calculer l'enthalpie standard de formation d'Al 2 O 3(t) si l'équation thermochimique est connue

4Al (t) + 3O 2 (g) = 2Al 2 O 3 (t), DH 0 = – 3340 kJ.

Solution

L'enthalpie de formation d'une substance est l'enthalpie de la réaction de formation de 1 mole d'une substance donnée à partir de substances simples stables dans des conditions standard. L'équation de la réaction ci-dessus correspond à la formation de 2 moles d'oxyde d'aluminium à partir de substances simples - aluminium et oxygène. Avec les équations thermochimiques, vous pouvez effectuer des procédures mathématiques simples : additionner, soustraire, multiplier ou diviser par n'importe quel nombre. Divisons l'équation de la réaction par deux pour qu'elle corresponde à la formation de 1 mole de substance (on réduira proportionnellement la valeur de l'enthalpie) :

2Al (t) + 3/2O 2 (g) = Al 2 O 3 (t) , .

Répondre: enthalpie standard de formation d'oxyde d'aluminium

Tâche3 . Classez les formules des substances (voir tableau) par ordre de stabilité croissante.

Solution

Motivez votre réponse. Les valeurs des enthalpies de formation permettent de comparer stabilité de connexions similaires :

Plus l’enthalpie de formation est faible, plus le composé est stable. Disposition des formules de substances par ordre de stabilité croissante

Tâche4 . H 2 Te (g) H 2 Se (g) H 2 S (g) H 2 O (g).

Notez quelle relation existe entre les enthalpies des réactions DH 1, DH 2 et DH 3 si les équations thermochimiques sont connues.

1) C (graphite) + O 2 (g) = CO 2 (g), DH 1 ;

3) CO (g) + 1/2O 2 (g) = CO 2 (g), DH 3.

Solution

Les équations thermochimiques peuvent être ajoutées et soustraites etc. L'équation (1) peut être obtenue en additionnant les équations (2) et (3), c'est-à-dire

Répondre:

Tâche 5. Déterminer l'enthalpie standard de la réaction à partir des données de référence

C 2 H 5 OH (l) + 3O 2 (g) = 2CO 2 (g) + 3H 2 O (g).

Solution

On trouve l’enthalpie de la réaction en utilisant le premier corollaire de la loi de Hess

Répondre:

Tâche 6. Calculez la quantité de chaleur dégagée (ou absorbée) lors de l'extinction de 1 kg de chaux dans des conditions standard. Les valeurs des enthalpies standards de formation de substances sont données dans le tableau.

Solution

Équation de réaction d'extinction de la chaux :

CaO (s) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (s).

L’effet thermique de la réaction est égal à l’enthalpie de la réaction dont la valeur se trouve par le premier corollaire de la loi de Hess :

L'enthalpie de la réaction est négative, c'est-à-dire Lorsque la chaux est éteinte, de la chaleur est libérée. La quantité de chaleur Q = H 0 = -66 kJ correspond à la trempe de 1 mole de CaO. On calcule la quantité de substance contenue dans 1 kg d'oxyde de calcium :

La quantité de chaleur dégagée lors de la trempe de 1 kg de chaux est

Répondre: Lorsque 1 kg de chaux est éteint dans des conditions standard, 1 175 kJ de chaleur sont libérés.

Afin de comparer les effets énergétiques de différents processus, les effets thermiques sont déterminés par conditions standards. La pression standard est de 100 kPa (1 bar), la température de 25 0 C (298 K), la concentration de 1 mol/l. Si les substances de départ et les produits de réaction sont dans un état standard, alors l'effet thermique d'une réaction chimique est appelé enthalpie standard du système et est désigné ΔH 0 298 ou ΔH 0 .

Les équations de réactions chimiques indiquant l'effet thermique sont appelées équations thermochimiques.

Les équations thermochimiques indiquent l'état de phase et la modification polymorphe des substances en réaction et résultantes : g - gazeux, l - liquide, k - cristallin, m - solide, p - dissous, etc. Si les états globaux des substances pour les conditions de réaction sont évidents , Par exemple, À PROPOS 2 , N 2 , N 2 - les gaz, Al 2 À PROPOS 3 , CaCO 3 - les solides, etc. à 298 K, ils peuvent alors ne pas être indiqués.

L'équation thermochimique inclut l'effet thermique de la réaction ΔH, qui dans la terminologie moderne est écrit à côté de l'équation. Par exemple:

AVEC 6 N 6(W) + 7,5О 2 = 6СО 2 + 3H 2 À PROPOS (ET) ΔH 0 = - 3267,7kJ

N 2 + 3H 2 = 2NH 3(G) ΔH 0 = - 92,4 kJ.

Les équations thermochimiques peuvent être exploitées de la même manière que les équations algébriques (additionnées, soustraites les unes aux autres, multipliées par une valeur constante, etc.).

Les équations thermochimiques sont souvent (mais pas toujours) données pour une mole de la substance en question (reçue ou consommée). Dans ce cas, d'autres participants au processus peuvent saisir l'équation avec des coefficients fractionnaires. Ceci est autorisé puisque les équations thermochimiques ne fonctionnent pas avec des molécules, mais avec des taupes de substances.

Calculs thermochimiques

Les effets thermiques des réactions chimiques sont déterminés à la fois expérimentalement et à l'aide de calculs thermochimiques.

Les calculs thermochimiques sont basés sur la loi de Hess(1841) :

L'effet thermique d'une réaction ne dépend pas du chemin parcouru par la réaction (c'est-à-dire du nombre d'étapes intermédiaires), mais est déterminé par l'état initial et final du système.

Par exemple, la réaction de combustion du méthane peut se dérouler selon l'équation :

CH 4 +2О 2 = CO 2 + 2H 2 À PROPOS (G) ΔH 0 1 = -802,34 kJ

La même réaction peut être réalisée à travers l’étape de formation de CO :

CH 4 +3/2О 2 = CO + 2H 2 À PROPOS (G) ΔH 0 2 = -519,33 kJ

CO +1/2O 2 = CO 2 ΔH 0 3 = -283,01 kJ

Il s'avère que ΔH 0 1 = ΔН 0 2 + ΔH 0 3 . Par conséquent, l’effet thermique de la réaction se déroulant selon deux chemins est le même. La loi de Hess est bien illustrée à l'aide de diagrammes d'enthalpie (Fig. 2)

Un certain nombre de conséquences découlent de la loi de Hess :

1. L'effet thermique de la réaction directe est égal à l'effet thermique de la réaction inverse de signe opposé.

2. Si, à la suite d'une série de réactions chimiques successives, le système atteint un état qui coïncide complètement avec l'état initial, alors la somme des effets thermiques de ces réactions est égale à zéro ( ΔH= 0). Les processus dans lesquels un système, après des transformations successives, revient à son état d'origine sont appelés processus circulaires ou cycles. La méthode du cycle est largement utilisée dans les calculs thermochimiques. .

3. L'enthalpie d'une réaction chimique est égale à la somme des enthalpies de formation des produits de réaction moins la somme des enthalpies de formation des substances de départ, en tenant compte des coefficients stoechiométriques.

Nous rencontrons ici le concept ""enthalpie de formation"".

L'enthalpie (chaleur) de formation d'un composé chimique est l'effet thermique de la réaction de formation de 1 mole de ce composé à partir de substances simples prises dans leur état stable dans des conditions données. Habituellement, la chaleur de formation se réfère à l'état standard, c'est-à-dire 25 0 C (298 K) et 100 kPa. Les enthalpies standards de formation de substances chimiques sont désignées ΔH 0 298 (ou ΔH 0 ), sont mesurés en kJ/mol et sont donnés dans des ouvrages de référence. L'enthalpie de formation de substances simples stables à 298 K et à une pression de 100 kPa est prise égale à zéro.

Dans ce cas, un corollaire de la loi de Hess pour l’effet thermique d’une réaction chimique ( ΔH (HEURE.)) a la forme :

ΔH (HEURE.) = ∑ΔН 0 produits de réaction - ∑ΔН 0 matières premières

En utilisant la loi de Hess, vous pouvez calculer l'énergie des liaisons chimiques, l'énergie des réseaux cristallins, la chaleur de combustion des carburants, la teneur en calories des aliments, etc.

Les calculs les plus courants sont le calcul des effets thermiques (enthalpies) des réactions, nécessaire à des fins technologiques et scientifiques.

Exemple 1.Écrivez l'équation thermochimique de la réaction entre CO 2(G) et de l'hydrogène, ce qui entraîne la formation CH 4(G) Et N 2 À PROPOS (G) , en calculant son effet thermique sur la base des données fournies en annexe. Quelle quantité de chaleur sera libérée dans cette réaction lors de la production de 67,2 litres de méthane, sur la base de conditions standard ?

Solution.

CO 2(G) + 3H 2(G) =CH 4(G) + 2H 2 À PROPOS (G)

On retrouve dans l'ouvrage de référence (annexe) les chaleurs standards de formation des composés impliqués dans le procédé :

ΔH 0 (CO 2(G) ) = -393,51 kJ/mol ΔH 0 (CH 4(G) ) = -74,85 kJ/mol ΔH 0 (N 2(G) ) = 0 kJ/mol ΔH 0 (N 2 À PROPOS (G) ) = -241,83 kJ/mol

Veuillez noter que la chaleur de formation de l'hydrogène, comme toutes les substances simples dans leur état stable dans des conditions données, est nulle. On calcule l'effet thermique de la réaction :

ΔH (HEURE.) = ∑ΔН 0 (suite) -∑ΔН 0 (réf.) =

ΔH 0 (CH 4(G) ) + 2ΔH 0 (N 2 À PROPOS (G) ) - ΔН 0 (CO 2(G) ) -3ΔH 0 (N 2(G) )) =

74,85 + 2(-241,83) - (-393,51) - 3.0 = -165,00 kJ/mol.

L'équation thermochimique est :

CO 2(G) + 3H 2(G) =CH 4(G) + 2H 2 À PROPOS (G) ;ΔH

= -165,00 kJ

Selon cette équation thermochimique, 165,00 kJ de chaleur seront libérés lors de la réception de 1 mole, soit 22,4 litres de méthane. La quantité de chaleur dégagée lors de la production de 67,2 litres de méthane est déterminée par la proportion :

22,4 l -- 165,00 kJ 67,2 165,00

67,2 l -- Q kJ Q = ------ = 22,4 Exemple 2.

AVEC 2 N 4(G) Nous composons et égalisons la partie chimique de l'équation thermochimique requise : 2(G) + 3О 2(G) + 2H 2 À PROPOS (ET) ;  N= ?

= 2СО

L'équation thermochimique créée décrit la combustion de 1 mole, soit 22,4 litres d'éthylène. La chaleur molaire requise pour la combustion de l'éthylène est obtenue à partir de la proportion :

1l -- 63,00 kJ 22,4 63,00

22,4 l -- Q kJ Q = ------ =

1410,96 kJ H = -Q AVEC 2 N 4(G) Nous composons et égalisons la partie chimique de l'équation thermochimique requise : 2(G) + 3О 2(G) + 2H 2 À PROPOS (ET) ;  N, l'équation thermochimique de la combustion de l'éthylène a la forme :

= -1410,96 kJ AVEC 2 N 4(G) Pour calculer l'enthalpie de formation ΔH (HEURE.) = ∑ΔН 0 (suite) -∑ΔН 0 nous tirons un corollaire de la loi de Hess :

(réf.).

Nous utilisons l'enthalpie de combustion de l'éthylène que nous avons trouvée et les enthalpies de formation de tous (sauf l'éthylène) participants au processus données en annexe. ΔH 0 (AVEC 2 N 4(G) ) 1410,96 = 2·(-393,51) + 2·(-285,84) -

- 3·0 ΔH 0 (AVEC 2 N 4(G) ) = 52,26 kJ/mol. Cela coïncide avec la valeur donnée en annexe et prouve l'exactitude de nos calculs.

Exemple 3.Écrivez une équation thermochimique pour la formation de méthane à partir de substances simples, en calculant l'enthalpie de ce processus à partir des équations thermochimiques suivantes :

CH 4(G) + 2О 2(G) = CO 2(G) + 2H 2 À PROPOS (ET) ΔH 1 = -890,31 kJ (1)

AVEC (GRAPHITE) + O 2(G) = CO 2(G)  N 2 = -393,51 kJ (2)

N 2(G) + ½О 2(G) =N 2 À PROPOS (ET)  N 3 = -285,84 kJ (3)

Comparez la valeur obtenue avec les données tabulaires (Annexe).

AVEC (GRAPHITE) + 2H 2(G) =CH 4(G)  N 4 =  N 0 (CH 4(G)) ) =? (4)

Les équations thermochimiques peuvent être traitées de la même manière que les équations algébriques. À la suite d'opérations algébriques avec les équations 1, 2 et 3, nous devons obtenir l'équation 4. Pour ce faire, nous devons multiplier l'équation 3 par 2, ajouter le résultat à l'équation 2 et soustraire l'équation 1.

2H 2(G) + O 2(G) = 2H 2 À PROPOS (ET)  N 0 (CH 4(G) ) = 2  N 3 +  N 2 -  N 1

+C (GRAPHITE) + O 2(G) + CO 2(G)  N 0 (CH 4(G) ) = 2(-285,84)

- CH 4(G) - 2О 2(G) -CO 2(G) - 2H 2 À PROPOS (ET) + (-393,51)

AVEC (GRAPHITE) + 2H 2(G) =CH 4(G)  N 0 (CH 4(G) ) = -74,88 kJ

Cela correspond à la valeur donnée en annexe, ce qui prouve que nos calculs sont corrects.

Toute réaction chimique s'accompagne d'une libération ou d'une absorption d'énergie sous forme de chaleur.

En fonction du dégagement ou de l'absorption de chaleur, ils distinguent exothermique Et endothermique réactions.

Exothermique les réactions sont des réactions au cours desquelles de la chaleur est dégagée (+Q).

Les réactions endothermiques sont des réactions au cours desquelles de la chaleur est absorbée (-Q).

Effet thermique de la réaction (Q) est la quantité de chaleur libérée ou absorbée lors de l'interaction d'une certaine quantité de réactifs initiaux.

Une équation thermochimique est une équation qui spécifie l'effet thermique d'une réaction chimique. Ainsi, par exemple, les équations thermochimiques sont :

Il convient également de noter que les équations thermochimiques doivent nécessairement inclure des informations sur les états globaux des réactifs et des produits, puisque la valeur de l'effet thermique en dépend.

Calculs de l'effet thermique de la réaction

Un exemple de problème typique pour trouver l’effet thermique d’une réaction :

Lorsque 45 g de glucose réagissent avec un excès d'oxygène selon l'équation

C 6 H 12 O 6 (solide) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q

700 kJ de chaleur ont été dégagés. Déterminez l’effet thermique de la réaction. (Écrivez le nombre au nombre entier le plus proche.)

Solution:

Calculons la quantité de glucose :

n(C 6 H 12 O 6) = m(C 6 H 12 O 6) / M(C 6 H 12 O 6) = 45 g / 180 g/mol = 0,25 mol

Ceux. Lorsque 0,25 mole de glucose interagit avec l’oxygène, 700 kJ de chaleur sont libérés. De l'équation thermochimique présentée dans la condition, il s'ensuit que l'interaction de 1 mole de glucose avec l'oxygène produit une quantité de chaleur égale à Q (effet thermique de la réaction). Alors la proportion suivante est correcte :

0,25 mole de glucose - 700 kJ

1 mole de glucose - Q

De cette proportion découle l’équation correspondante :

0,25 / 1 = 700 / Q

En résolvant cela, nous trouvons que :

Ainsi, l’effet thermique de la réaction est de 2 800 kJ.

Calculs utilisant des équations thermochimiques

Beaucoup plus souvent dans les tâches USE en thermochimie, la valeur de l'effet thermique est déjà connue, car la condition donne l'équation thermochimique complète.

Dans ce cas, il faut calculer soit la quantité de chaleur dégagée/absorbée avec une quantité connue d'un réactif ou d'un produit, soit, à l'inverse, à partir d'une valeur de chaleur connue, il faut déterminer la masse, le volume ou la quantité d'un substance de tout participant à la réaction.

Exemple 1

D'après l'équation de la réaction thermochimique

3Fe 3 O 4 (tv.) + 8Al (tv.) = 9Fe (tv.) + 4Al 2 O 3 (tv.) + 3330 kJ

68 g d'oxyde d'aluminium se sont formés. Quelle quantité de chaleur a été dégagée ? (Écrivez le nombre au nombre entier le plus proche.)

Solution

Calculons la quantité de substance d'oxyde d'aluminium :

n(Al 2 O 3) = m(Al 2 O 3) / M(Al 2 O 3) = 68 g / 102 g/mol = 0,667 mol

Conformément à l'équation thermochimique de la réaction, lorsque 4 moles d'oxyde d'aluminium sont formées, 3 330 kJ sont libérées. Dans notre cas, il se forme 0,6667 mole d’oxyde d’aluminium. Après avoir noté la quantité de chaleur dégagée dans ce cas par x kJ, nous créons la proportion :

4 moles Al 2 O 3 - 3330 kJ

0,667 mole Al 2 O 3 - x kJ

Cette proportion correspond à l'équation :

4/0,6667 = 3330/x

En résolvant cela, nous trouvons que x = 555 kJ

Ceux. lorsque 68 g d'oxyde d'aluminium sont formés conformément à l'équation thermochimique dans ces conditions, 555 kJ de chaleur sont libérés.

Exemple 2

À la suite d'une réaction dont l'équation thermochimique

4FeS 2 (tv.) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (tv.) + 3310 kJ

1655 kJ de chaleur ont été dégagés. Déterminer le volume (l) de dioxyde de soufre libéré (n°). (Écrivez le nombre au nombre entier le plus proche.)

Solution

Conformément à l'équation thermochimique de la réaction, lorsque 8 moles de SO 2 sont formées, 3 310 kJ de chaleur sont libérées. Dans notre cas, 1655 kJ de chaleur ont été dégagés. Soit la quantité de SO 2 formée dans ce cas x mol. Alors la proportion suivante est juste :

8 moles SO 2 - 3310 kJ

x mol SO 2 - 1655 kJ

D'où découle l'équation :

8 / x = 3310 / 1655

En résolvant cela, nous trouvons que :

Ainsi, la quantité de substance SO 2 formée dans ce cas est de 4 moles. Son volume est donc égal à :

V(SO 2) = V m ∙ n(SO 2) = 22,4 l/mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(arrondi aux nombres entiers, puisque cela est requis dans la condition.)

Des problèmes plus analysés sur l'effet thermique d'une réaction chimique peuvent être trouvés.

À partir du matériel de cours, vous apprendrez quelle équation de réaction chimique est appelée thermochimique. La leçon est consacrée à l'étude de l'algorithme de calcul de l'équation de la réaction thermochimique.

Sujet : Les substances et leurs transformations

Leçon : Calculs à l'aide d'équations thermochimiques

Presque toutes les réactions se produisent avec dégagement ou absorption de chaleur. La quantité de chaleur dégagée ou absorbée lors d’une réaction est appelée effet thermique d'une réaction chimique.

Si l'effet thermique est écrit dans l'équation d'une réaction chimique, alors une telle équation est appelée thermochimique.

Dans les équations thermochimiques, contrairement aux équations chimiques ordinaires, l'état global de la substance (solide, liquide, gazeux) doit être indiqué.

Par exemple, l’équation thermochimique de la réaction entre l’oxyde de calcium et l’eau ressemble à ceci :

CaO (s) + H 2 O (l) = Ca (OH) 2 (s) + 64 kJ

La quantité de chaleur Q libérée ou absorbée lors d'une réaction chimique est proportionnelle à la quantité de substance du réactif ou du produit. Par conséquent, à l’aide d’équations thermochimiques, divers calculs peuvent être effectués.

Regardons des exemples de résolution de problèmes.

Tâche 1 :Déterminer la quantité de chaleur dépensée pour la décomposition de 3,6 g d'eau conformément au TCA de la réaction de décomposition de l'eau :

Vous pouvez résoudre ce problème en utilisant la proportion :

lors de la décomposition de 36 g d'eau, 484 kJ ont été absorbés

lors de la décomposition, 3,6 g d'eau ont été absorbés x kJ

De cette façon, une équation de la réaction peut être écrite. La solution complète au problème est présentée sur la figure 1.

Riz. 1. Formulation de la solution au problème 1

Le problème peut être formulé de telle manière que vous devrez créer une équation thermochimique pour la réaction. Regardons un exemple d'une telle tâche.

Problème 2: Lorsque 7 g de fer interagissent avec le soufre, 12,15 kJ de chaleur sont libérés. Sur la base de ces données, créez une équation thermochimique pour la réaction.

J'attire votre attention sur le fait que la réponse à ce problème est l'équation thermochimique de la réaction elle-même.

Riz. 2. Formalisation de la solution au problème 2

1. Recueil de problèmes et d'exercices de chimie : 8e année : pour les manuels scolaires. PENNSYLVANIE. Orjekovsky et autres « Chimie. 8e année » / P.A. Orjekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M. : AST : Astrel, 2006. (p.80-84)

2. Chimie : inorganique. chimie : manuel. pour la 8ème année enseignement général établissement /G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M. : Éducation, OJSC « Manuels de Moscou », 2009. (§23)

3. Encyclopédie pour enfants. Volume 17. Chimie / Chapitre. éd.V.A. Volodine, Véd. scientifique éd. I. Leenson. - M. : Avanta+, 2003.

Ressources Web supplémentaires

1. Résolution de problèmes : calculs à l'aide d'équations thermochimiques ().

2. Équations thermochimiques ().

Devoirs

1)p. 69 problèmes n°1,2 tiré du manuel « Chimie : inorganique ». chimie : manuel. pour la 8ème année enseignement général institution." /G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M. : Éducation, OJSC « Manuels de Moscou », 2009.

2) pages 80-84 n° 241, 245 du Recueil de problèmes et exercices de chimie : 8e année : pour les manuels. PENNSYLVANIE. Orjekovsky et autres « Chimie. 8e année » / P.A. Orjekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. - M. : AST : Astrel, 2006.

Problème 10.1. En utilisant l'équation thermochimique : 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ, déterminez la masse d'eau formée si 1479 kJ d'énergie sont libérés.

Nous avons
x = (2 moles 1479 kJ) / (484 kJ) = 6,11 moles.
Où
m(H 2 O) = v M = 6,11 mol 18 g/mol = 110 g
Si l'énoncé du problème n'indique pas la quantité de réactif, mais signale uniquement un changement dans une certaine quantité (masse ou volume), qui, en règle générale, concerne un mélange de substances, il convient alors d'introduire un terme supplémentaire dans l’équation de réaction correspondant à ce changement.

Problème 10.2.À un mélange de 10 L (N.O.) d'éthane et d'acétylène, 10 L (N.O.) d'hydrogène ont été ajoutés. Le mélange a été passé sur un catalyseur au platine chauffé. Après avoir ramené les produits de réaction aux conditions initiales, le volume du mélange est devenu 16 litres. Déterminez la fraction massique d’acétylène dans le mélange.

Lorsque 1 litre d'éthylène C 2 H 4 (G) est brûlé (conditions standards) avec formation de monoxyde de carbone gazeux (IV) et d'eau liquide, 63,00 kJ de chaleur sont libérés. À l'aide de ces données, calculez l'enthalpie molaire de combustion de l'éthylène et notez l'équation thermochimique de la réaction. Calculez l'enthalpie de formation de C 2 H 4 (G) et comparez la valeur obtenue avec les données de la littérature (Annexe). L'hydrogène réagit avec l'acétylène, mais pas avec l'éthane.
C 2 H 6 + H2 2 ≠
C2H2 + 2H2 → C2H6
Dans ce cas, le volume du système diminue de
ΔV = 10 + 10 – 16 = 4 l.
La diminution de volume est due au fait que le volume du produit (C 2 H 6) est inférieur au volume des réactifs (C 2 H 2 et H 2).
Écrivons l'équation de réaction en introduisant l'expression ΔV.
Si 1 litre de C 2 H 2 et 2 litres de H 2 réagissent et que 1 litre de C 2 H 6 se forme, alors
ΔV = 1 + 2 – 1 = 2 l.

D'après l'équation, il ressort clairement que
V(C 2 H 2) = x = 2 l.
Alors
V(C 2 H 6) = (10 - x) = 8 je.
De l'expression
m / M = V / V M
nous avons
m = M V / V M
m(C 2 H 2) = M V / V M= (26 g/mol 2l) / (22,4 l/mol) = 2,32 g,
m(C 2 H 6) = M V / V M,
m(mélange) = m(C 2 H 2) + m(C 2 H 6) = 2,32 g + 10,71 g = 13,03 g,
w(C 2 H 2) = m(C 2 H 2) / m(mélange) = 2,32 g / 13,03 g = 0,18.

Problème 10.3. Une plaque de fer pesant 52,8 g a été placée dans une solution de sulfate de cuivre (II). Déterminez la masse de fer dissous si la masse de la plaque devient 54,4 g.

Problème 10.4. Dans 100 g d'une solution contenant un mélange d'acides chlorhydrique et nitrique, on dissout au maximum 24,0 g d'oxyde de cuivre (II). Après évaporation de la solution et calcination du résidu, sa masse est de 29,5 g. Écrivez les équations des réactions se produisant et déterminez la fraction massique d'acide chlorhydrique dans la solution d'origine.

Lorsque 1 litre d'éthylène C 2 H 4 (G) est brûlé (conditions standards) avec formation de monoxyde de carbone gazeux (IV) et d'eau liquide, 63,00 kJ de chaleur sont libérés. À l'aide de ces données, calculez l'enthalpie molaire de combustion de l'éthylène et notez l'équation thermochimique de la réaction. Calculez l'enthalpie de formation de C 2 H 4 (G) et comparez la valeur obtenue avec les données de la littérature (Annexe).Écrivons les équations de réaction :
СuО + 2НCl = СuСl 2 + Н 2 O (1)
CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 O (2)
2Сu(NO 3) 2 = 2СuО + 4NO 2 + O 2 (3)
On peut voir que l'augmentation de masse de 24,0 g à 29,5 g n'est associée qu'à la première réaction, car l'oxyde de cuivre, dissous dans l'acide nitrique selon la réaction (2), au cours de la réaction (3) s'est à nouveau transformé en oxyde de cuivre du même masse. Si lors de la réaction (1) 1 mole de CuO pesant 80 g réagit et 1 mole de CuCl 2 pesant 135 g se forme, alors la masse augmentera de 55 g étant donné que la masse de 2 moles de HCl est de 73 g. réécrivez l’équation (1) en ajoutant l’expression Δm.

Il est clair que
m(HCl) = x = 73 g 5,5 g / 55 g = 7,3 g.
Trouver la fraction massique de l'acide :
w(HCl) = m(HCl) / m solution =
= 7,3 g / 100 g = 0,073.