La thermochimie : exercices corrigés

Les énergies de liaison

Exercice 1

La rupture d’une liaison est-elle exothermique ou endothermique ? La rupture d’une liaison chimique consomme

toujours de l’énergie, est toujours endothermique.

Exercice 2

a) Quelles sont les liaisons rompues et quelles sont les liaisons formées lors de la combustion complète de l’octane (un

des principaux constituants de l’essence) ?

7 liaisons C–C, 18 liaisons C–H et 25/2 liaisons O=O sont détruites, tandis que 16 liaisons C=O et 18 liaisons H–O

sont formées.

b) La combustion de l’octane est-elle une réaction endothermique ou exothermique ? Les combustions sont

exothermiques, celle de l’octane ne fait pas exception : ΔH0

c(C8H18) = – 5464 kJ/mol.

c) Calculez l’enthalpie de combustion de l’octane à partir des énergies de liaison et comparez votre résultat avec la

valeur réelle.

∆H0

r = 7 ∆H0 (C–C) + 18 ∆H

0 (C–H) + 12.5 ∆H

0 (O=O) + 16 (–∆H

0 (C=O)) + 18 (–∆H

0 (H–O))

∆H0

r = 7 . 347 kJ/mol + 18

. 414 kJ/mol + 12.5

. 498 kJ/mol + 16

. (– 803 kJ/mol) + 18

. (– 463 kJ/mol)

= – 5076 kJ/mol.

La différence entre ce résultat et la valeur de la littérature est aussi due à l’état physique de l’eau : (g) dans

l’exercice, (ℓ) dans les équations de combustion du « Formulaire et tables ».

d) Quelle est la quantité d’énergie libérée par la combustion de 10.0 L d’octane ?

m(C8H18) = ρ .

V = 0.698 kg . L

–1 . 10.0 L = 6.98 kg = 6980 g

n(C8H18) = m / M =6980 g / (114.22852 g/mol) = 61.10558 mol

ΔH(tot.) = n .

ΔH0c = 61.10558 mol

. (– 5464 kJ/mol) = – 333880.89 kJ ≈ 3.34

. 10

5 kJ.

Les enthalpies standards de réaction

Exercice 3

a) Quelles sont les conditions « normales » de pression et de température ?

p = 101325 Pa ; T = 0 °C = 273.15 K.

b) Quelles sont les conditions « standards » de pression et de température ?

p = 100000 Pa = 1 bar ; T = 25 °C = 298.15 K.

Exercice 4

Soit les réactions partielles suivantes :

a) C (s) + 1/2 O2 (g) CO (g) ∆H0

a = – 111 kJ/mol

b) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (ℓ) ∆H0

b = – 286 kJ/mol

c) H2 (g) + O2 (g) + C (s) HCOOH (ℓ) ∆H0

c = – 425 kJ/mol

Déterminez à l’aide de ces valeurs l’enthalpie de décomposition de l’acide formique (ℓ) en monoxyde de carbone (g) et

en eau (ℓ).

HCOOH (ℓ) CO (g) + H2O (g)

– (c) (b)

H2 (g) + O2 (g) + C (s) H2 (g) + CO (g) + 1/2 O2 (g)

(a)

∆H0décomposition (HCOOH) = – (c) + (a) + (b) = – (– 425 kJ/mol) + (– 111 kJ/mol) + (– 286 kJ/mol) = 28 kJ/mol.

Exercice 5

A l’aide des équations suivantes, calculez l’enthalpie de la combustion complète de la cire à chandelle C25H52. L’eau

formée est à l’état gazeux.

a) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g) ∆H0

a = – 242 kJ/mol

b) C (s) + O2 (g) CO2 (g) ∆H0

b = – 393 kJ/mol

c) 25 C (s) + 26 H2 (g) C25H52 (s) ∆H0

c = – 827 kJ/mol

C25H52 (s) + 38 O2 (g) 25 CO2 (g) + 26 H2O (ℓ)

– (c) 26 (a)

25 C (s) + 26 H2 (g) + 38 O2 (g) 25 CO2 (s) + 26 H2 (g) + 13 O2 (g)

25 (b)

∆H0r = – (c) + 25 (b) + 26 (a) = – (– 827 kJ/mol) + 25 (– 393 kJ/mol) + 26 (– 242 kJ/mol) = – 15290 kJ/mol

Exercice 6

Calculez l’énergie libérée par la combustion d’exactement 1 m3 de méthane aux conditions standards, l’eau étant

obtenue sous forme de gaz. Quelle amélioration énergétique apporte l’utilisation d’une chaudière « à condensation » ?

Réponse en pourcents.

Les enthalpies standards de formation

Exercice 7

Calculez les deux enthalpies standards de réaction ci-dessous à l’aide des enthalpies standards de formation :

a) 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g)

∆H0

r = 2 ∆H0f (NO2) – 2 ∆H

0f (NO) = 2

. 34 kJ/mol – 2

. 90 kJ/mol = – 112 kJ/mol.

b) CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (ℓ)

∆H0

c = ∆H0

f (CO2) + 2 ∆H0f (H2O, ℓ) – ∆H

0f (CH4)

= – 394 kJ/mol + 2 . (– 286 kJ/mol) – (– 75 kJ/mol) = – 891 kJ/mol.

(Littérature : – 889 kJ/mol ; on remarque donc que dans le Formulaire, l’eau formée par la combustion est

effectivement obtenue sous forme liquide !).

Réaction et énergie : Exercices supplémentaires

Exercice 8

A l’aide des énergies de liaison, calculez l’enthalpie standard de formation de C6H6 en admettant entre les atomes de

carbone trois liaisons simples et trois liaisons doubles. Comparez votre résultat avec la valeur réelle et concluez.

Exercice 9

Soit la réaction : N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H0r = – 92 kJ/mol

Sur la base de cette information, que vaut l’enthalpie standard de formation de l’ammoniac ?

∆H0f = ∆H

0r / 2 = – 46 kJ/mol (Littérature : – 46 kJ/mol).

Exercice 10

A partir des enthalpies standards de formation, calculez l’enthalpie standard de réaction pour :

2 Aℓ (s) + Fe2O3 (s) 2 Fe (s) + Aℓ2O3 (s)

∆H0r = ∆H

0f (Aℓ2O3) – ∆H

0f (Fe2O3) = – 1670 kJ/mol + 822 kJ/mol = – 848 kJ/mol.

Exercice 11

A partir des enthalpies standards de formation, calculez l’enthalpie standard de dissolution du sulfate de cuivre anhydre.

∆H0dissolution = ∆H

0f (Cu

2+, aq.) + ∆H

0f (SO4

2–, aq.) – ∆H

0f (CuSO4)

= 64 kJ/mol + (– 908 kJ/mol) – (– 770 kJ/mol) = – 74 kJ/mol.

(Littérature : – 68 kJ/mol).

Exercice 12

Calculez l’enthalpie standard de décomposition du carbonate de calcium en oxyde de calcium et en gaz carbonique.

∆H0r = ∆H

0f (CO2) + ∆H

0f (CaO) – ∆H

0f (CaCO3) = – 394 kJ/mol+ (– 636 kJ/mol) – (– 1207 kJ/mol) = 177 kJ/mol.

Exercice 13

Calculez l’enthalpie standard de formation de l’éthène C2H4 (g), sachant que :

a) 2 C (s) + 3 H2 (g) C2H6 (g) ∆H0

a = – 84.70 kJ/mol

b) C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g) ∆H0

b = – 137 kJ/mol

2 C + 2 H2 + H2 C2H4 + H2

2 (a) – (b)

C2H6

∆H0f (C2H4) = – (b) + 2 (a) = 137 kJ/mol + 2 (– 42.35 kJ/mol) = 52.3 kJ/mol (Littérature : 52 kJ/mol).

Exercice 14

Calculez l’enthalpie standard de réaction de la décomposition 2 HNO2 (aq.) H2O (ℓ) + NO (g) + NO2 (g)

sachant que :

a) HNO2 (aq.) + 1/2 O2 (g) HNO3 (aq.) ∆H01 = – 52.3 kJ/mol

b) H2O (ℓ) + 1/2 O2 (g) + 2 NO2 (g) 2 HNO3 (aq) ∆H02 = – 194.9 kJ/mol

c) NO (g) + 1/2 O2 (g) NO2 (g) ∆H03 = – 56.6 kJ/mol

2 HNO2 (aq.) + O2 (g) H2O (ℓ) + NO (g) + NO2 (g) + O2 (g)

2 (a) – (c)

2 HNO3 (aq.) H2O (ℓ) + 1/2 O2 (g) + 2 NO2 (g)

– (b)

∆H0décomposition (HNO2) = 2 (a) – (b) – (C) = 2 (– 52.3 kJ/mol) + 194.9 kJ/mol + 56.6 kJ/mol = 146.9 kJ/mol.

Exercice 15

Calculez l’enthalpie standard de formation ∆H0

f de l’hexane à partir de son enthalpie de combustion.

C6H14 + 9.5 O2 6 CO2 + 7 H2O (ℓ)

∆H0c (C6H14) = 6 ∆H

0f (CO2) + 7 ∆H

0f (H2O, ℓ) – ∆H

0f (C6H14).

Par consequent, ∆H0

f (C6H14) = 6 ∆H0

f (CO2) + 7 ∆H0

f (H2O, ℓ) – ∆H0c (C6H14)

= 6 (– 394 kJ/mol) + 7 (– 286 kJ/mol) – (– 4158 kJ/mol) = – 208 kJ/mol.

(Littérature : – 199 kJ/mol).

Exercice 16

A l’aide des énergies de liaisons, calculer les enthalpies standards de réaction ∆H0r pour les réactions suivantes :

a) H2 (g) + Cℓ2 (g) 2 HCℓ (g)

∆H0r = ∆H

0 (H–H) + ∆H

0 (Cℓ–Cℓ) + 2 (–∆H

0 (H–Cℓ))

= 436 kJ/mol + 243 kJ/mol + 2 (– 431 kJ/mol) = – 183 kJ/mol

(Littérature : ∆H0r = 2 ∆H

0f (HCℓ) = – 184 kJ/mol).

b) CH4 (g) + Cℓ2 (g) CH3Cℓ (g) + HCℓ (g)

∆H0r = ∆H

0 (H–CH3) + ∆H

0 (Cℓ–Cℓ) + (–∆H

0 (C–Cℓ)) + (–∆H

0 (H–Cℓ))

= 435 kJ/mol + 243 kJ/mol + (– 330 kJ/mol) + (– 431 kJ/mol) = – 83 kJ/mol.

c) CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

∆H0r = 4 ∆H

0 (C–H) + 2 ∆H

0 (O=O) + 2 (–∆H

0 (C=O)) + 4 (–∆H

0 (H–O))

∆H0r = 4

. 414 kJ/mol + 2

. 498 kJ/mol + 2

. (– 803 kJ/mol) + 4

. (– 463 kJ/mol) = – 806 kJ/mol.

(Littérature : ∆H0c (CH4) = – 889 kJ/mol). La différence entre cette valeur et le calcul effectué est aussi due à l’état

physique de l’eau : (g) dans l’exercice, (ℓ) dans les équations de combustion du « Formulaire et tables ».

Exercice 17

Calculez l’énergie d’une liaison C–C sachant que :

C2H6 (g) + 3.5 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) ∆H0r = – 1416 kJ/mol

∆H0c = – 92 kJ/mol