Chimie · Prépa 1re année · 1 exercice vérifié
S’entraîner : Bilan thermique d'une transformation chimique
Chapitre : Thermodynamique chimique
Ce que vous travaillez
Application du premier principe à un système siège d'une transformation chimique : transfert thermique à pression constante égal à la variation d'enthalpie, transfert thermique à volume constant égal à la variation d'énergie interne ; avancement de la réaction et transfert thermique effectivement échangé ; calorimétrie (capacité thermique d'un calorimètre, méthode des mélanges, détermination expérimentale d'une enthalpie de réaction) ; transformation adiabatique et température de flamme, obtenue en faisant porter la chaleur de réaction au système lui-même ; influence de la température sur une enthalpie standard de réaction (loi de Kirchhoff).
Les exercices de cette séance font aussi appel à :
- Masse molaire et quantité de matière — Masse molaire atomique (tableau périodique) et moléculaire (somme pondérée par les indices), relation n = m / M, passage masse ↔ quantité de matière ↔ nombre d'entités.
À maîtriser avant de commencer
Ces notions sont utilisées ici. Relisez-les si l’une d’elles vous échappe.
- Aspects énergétiques des transformations chimiques — Transformation exothermique/endothermique, énergie molaire de réaction, énergie libérée par une combustion, pouvoir calorifique, bilan énergétique.
- Tableau d'avancement et réactif limitant — Avancement x, tableau d'avancement, réactif limitant, avancement maximal, mélange stœchiométrique, bilan de matière.
- Premier principe de la thermodynamique — ΔU = W + Q pour un système fermé, travail des forces de pression, transformations isotherme, isochore, isobare, adiabatique.
- Énergie interne, transferts thermiques — Énergie interne, capacité thermique, Q = m c ΔT, modes de transfert (conduction, convection, rayonnement), bilan d'énergie, loi phénoménologique de Newton.
- Grandeurs standard de réaction et enthalpie libre — État standard et grandeurs standard de réaction ; enthalpie standard de réaction obtenue par la loi de Hess à partir des enthalpies standard de formation ; entropie standard de réaction et signe prévisible d'après le désordre ; enthalpie libre standard reliant enthalpie, entropie et température ; relation entre enthalpie libre standard et constante d'équilibre ; enthalpie libre de réaction, quotient de réaction et critère d'évolution spontanée ; influence de la température sur la constante d'équilibre (relation de van 't Hoff).
- Quantité de matière et mole — La mole comme unité de quantité de matière n, constante d'Avogadro N_A, relation N = n × N_A, quantité de matière d'un échantillon à partir de la masse d'une entité (n = m / m_entité).
Comment se déroule la séance
Cette séance s’appuie sur 1 exercice vérifié. Chacun produit un nouvel énoncé à chaque ouverture, avec une solution calculée.
Formats de réponse : Réponse numérique (1). Difficulté 4 sur 5. Environ 8 minutes pour un premier passage.
Dans votre compte : aide graduée (indice, rappel de cours, aide au démarrage), corrigé pas à pas après chaque tentative, suivi de vos progrès.
Essayez un exercice, sans compte
Un exercice réel de cette séance, le même pour chaque visiteur. Répondez, puis vérifiez : la correction est calculée, et le corrigé s’affiche après votre tentative.
Difficulté 4 sur 5 · ≈ 8 minutes
Énoncé
Quelle masse de butane faut-il brûler complètement pour que g d'eau voient leur température augmenter de K, toutes pertes négligées ? Données : enthalpie standard de combustion du butane kJ/mol, masse molaire g/mol ; capacité thermique massique de l'eau J/(g·K).
Calculer la masse de combustible nécessaire, en grammes (trois chiffres significatifs).
Votre réponse
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