Étude de la Combustion Complète du Méthane (CH₄)
Comprendre la Combustion et la Stœchiométrie
Le méthane (\(\text{CH}_4\)) est le principal constituant du gaz naturel. Sa combustion complète en présence de dioxygène (\(\text{O}_2\)) est une réaction fortement exothermique, produisant du dioxyde de carbone (\(\text{CO}_2\)) et de l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)). Cette réaction est une source d'énergie majeure pour le chauffage, la production d'électricité et comme carburant. Comprendre sa stœchiométrie est crucial pour calculer les quantités de réactifs et de produits, ainsi que l'énergie dégagée, ce qui a des implications importantes pour l'efficacité énergétique et l'impact environnemental.
Données de l'étude
Note : L'eau est produite à l'état gazeux dans les conditions de la réaction.
- Masse de méthane (\(m_{\text{CH}_4}\)) : \(8.0 \, \text{g}\)
- Le dioxygène est en excès.
- Carbone (C) : \(12.01 \, \text{g/mol}\)
- Hydrogène (H) : \(1.008 \, \text{g/mol}\)
- Oxygène (O) : \(16.00 \, \text{g/mol}\)
- Température (\(T\)) : \(25 \, ^\circ\text{C}\)
- Pression (\(P\)) : \(1.00 \, \text{atm}\)
- Constante des gaz parfaits (\(R\)) : \(0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}\)
- Enthalpie standard de combustion du méthane (\(\Delta H_c^\circ\)) : \(-802.3 \, \text{kJ/mol}\) (pour la formation de H₂O(g))
Schéma : Combustion du Méthane
Combustion du méthane (CH₄) avec du dioxygène (O₂) pour former du dioxyde de carbone (CO₂) et de l'eau (H₂O).
Questions à traiter
- Calculer la masse molaire du méthane (\(\text{CH}_4\)).
- Calculer le nombre de moles initial de méthane (\(n_{\text{CH}_4}\)).
- Déterminer le nombre de moles de dioxygène (\(n_{\text{O}_2}\)) théoriquement nécessaires pour la combustion complète de cette quantité de méthane.
- Calculer le nombre de moles de dioxyde de carbone (\(n_{\text{CO}_2}\)) produites.
- Calculer le volume de dioxyde de carbone (\(V_{\text{CO}_2}\)) produit, mesuré à \(25 \, ^\circ\text{C}\) et \(1.00 \, \text{atm}\).
- Calculer la masse d'eau (\(m_{\text{H}_2\text{O}}\)) produite (sous forme gazeuse).
- (Optionnel) Calculer la quantité totale de chaleur (\(Q\)) libérée par la combustion de cette masse de méthane.
Correction : Combustion Complète du Méthane
Question 1 : Masse Molaire du Méthane (\(\text{CH}_4\))
Principe :
La masse molaire d'un composé est la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes présents dans sa formule chimique.
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- \(M(\text{C}) = 12.01 \, \text{g/mol}\)
- \(M(\text{H}) = 1.008 \, \text{g/mol}\)
Calcul :
Question 2 : Nombre de Moles Initial de Méthane (\(n_{\text{CH}_4}\))
Principe :
Le nombre de moles (\(n\)) d'une substance est calculé en divisant sa masse (\(m\)) par sa masse molaire (\(M\)).
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- Masse de \(\text{CH}_4\) (\(m_{\text{CH}_4}\)) : \(8.0 \, \text{g}\)
- Masse molaire de \(\text{CH}_4\) (\(M_{\text{CH}_4}\)) : \(16.042 \, \text{g/mol}\) (de Q1)
Calcul :
On arrondit à \(0.499 \, \text{mol}\) pour la suite pour une meilleure cohérence avec l'exercice précédent, ou on peut garder plus de décimales pour plus de précision (\(0.4987 \, \text{mol}\)). Utilisons \(0.4987 \, \text{mol}\).
Question 3 : Nombre de Moles de Dioxygène (\(n_{\text{O}_2}\)) Nécessaires
Principe :
D'après l'équation équilibrée \(\text{CH}_4\text{(g)} + 2\text{O}_2\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\text{(g)} + 2\text{H}_2\text{O}\text{(g)}\), 1 mole de \(\text{CH}_4\) réagit avec 2 moles de \(\text{O}_2\).
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- \(n_{\text{CH}_4} \approx 0.4987 \, \text{mol}\) (de Q2)
Calcul :
Quiz Intermédiaire 1 : Si la quantité de méthane est doublée, la quantité de dioxygène nécessaire :
Question 4 : Nombre de Moles de Dioxyde de Carbone (\(n_{\text{CO}_2}\)) Produites
Principe :
D'après l'équation équilibrée, 1 mole de \(\text{CH}_4\) produit 1 mole de \(\text{CO}_2\). Le méthane est le réactif limitant (car O₂ est en excès).
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- \(n_{\text{CH}_4} \approx 0.4987 \, \text{mol}\) (de Q2)
Calcul :
Question 5 : Volume de Dioxyde de Carbone (\(V_{\text{CO}_2}\)) Produit
Principe :
Le volume d'un gaz peut être calculé à l'aide de la loi des gaz parfaits \(PV = nRT\). La température doit être convertie en Kelvin.
Conversion de la température en Kelvin :
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- \(n_{\text{CO}_2} = 0.4987 \, \text{mol}\) (de Q4)
- \(R = 0.0821 \, \text{L} \cdot \text{atm} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}\)
- \(T = 298.15 \, \text{K}\)
- \(P = 1.00 \, \text{atm}\)
Calcul :
Question 6 : Masse d'Eau (\(m_{\text{H}_2\text{O}}\)) Produite
Principe :
D'après l'équation, 1 mole de \(\text{CH}_4\) produit 2 moles de \(\text{H}_2\text{O}\). On calcule d'abord le nombre de moles d'eau, puis sa masse.
Calcul du nombre de moles d'eau (\(n_{\text{H}_2\text{O}}\)) :
Calcul de la masse molaire de l'eau (\(M_{\text{H}_2\text{O}}\)) :
Calcul de la masse d'eau produite :
On arrondit à \(17.97 \, \text{g}\).
Question 7 : (Optionnel) Quantité de Chaleur (\(Q\)) Libérée
Principe :
L'enthalpie standard de combustion (\(\Delta H_c^\circ\)) est donnée par mole de combustible brûlé. La quantité de chaleur libérée (\(Q\)) est le produit du nombre de moles de méthane brûlé par cette enthalpie de combustion. Puisque la réaction est exothermique, \(\Delta H_c^\circ\) est négative.
La chaleur de réaction \(Q_{\text{réaction}} = n \times \Delta H_c^\circ\). La chaleur libérée par le système est \(|Q_{\text{réaction}}|\) ou \(-Q_{\text{réaction}}\).
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- \(n_{\text{CH}_4} \approx 0.4987 \, \text{mol}\) (de Q2)
- \(\Delta H_c^\circ = -802.3 \, \text{kJ/mol}\)
Calcul :
Quiz Intermédiaire 2 : Une réaction exothermique :
Quiz Rapide : Testez vos connaissances (Récapitulatif)
8. Quelle est la formule chimique du méthane ?
9. Pour la combustion complète du méthane, combien de moles de dioxygène sont nécessaires par mole de méthane ?
10. Si une combustion libère de l'énergie, elle est dite :
Glossaire
- Combustion
- Réaction chimique rapide d'une substance (le combustible) avec un oxydant (généralement le dioxygène), accompagnée d'un dégagement de chaleur et souvent de lumière.
- Combustion Complète
- Combustion qui se produit lorsque le combustible réagit entièrement avec un excès d'oxydant pour former des produits où les éléments du combustible sont à leur plus haut degré d'oxydation (par exemple, CO₂ et H₂O pour les hydrocarbures).
- Méthane (\(\text{CH}_4\))
- Le plus simple des hydrocarbures alcanes, principal constituant du gaz naturel.
- Stœchiométrie
- Partie de la chimie qui traite des relations quantitatives (rapports de moles, masses, volumes) entre les réactifs et les produits dans les réactions chimiques.
- Réactif Limitant
- Le réactif qui est entièrement consommé lors d'une réaction chimique et qui détermine la quantité maximale de produit qui peut être formé.
- Enthalpie Standard de Combustion (\(\Delta H_c^\circ\))
- Variation d'enthalpie qui accompagne la combustion complète d'une mole d'une substance dans son état standard à une température spécifiée (généralement 298.15 K) et sous une pression de 1 bar (ou 1 atm). Elle est négative pour les réactions exothermiques.
- Loi des Gaz Parfaits
- Équation d'état (\(PV = nRT\)) qui décrit la relation entre la pression (\(P\)), le volume (\(V\)), le nombre de moles (\(n\)), et la température absolue (\(T\)) d'un gaz idéal. \(R\) est la constante des gaz parfaits.
D’autres exercices de chimie génerale:
0 commentaires