Masse d’Eau Produite lors d’une Combustion
Comprendre la Stœchiométrie des Réactions de Combustion
La combustion est une réaction chimique exothermique entre un combustible et un comburant (généralement le dioxygène de l'air), qui produit de la chaleur et de la lumière. Pour les composés organiques contenant du carbone et de l'hydrogène (hydrocarbures), la combustion complète produit du dioxyde de carbone (\(\text{CO}_2\)) et de l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)). La quantité d'eau produite dépend de la quantité de combustible brûlé et de la stœchiométrie de la réaction, c'est-à-dire des proportions molaires des réactifs et des produits définies par l'équation chimique équilibrée.
Données de l'étude
- Combustible : Méthane (\(\text{CH}_4\))
- Masse de méthane brûlée (\(m_{\text{CH}_4}\)) : \(8.0 \, \text{g}\)
- Masses molaires atomiques :
- Carbone (C) : \(12.0 \, \text{g/mol}\)
- Hydrogène (H) : \(1.0 \, \text{g/mol}\)
- Oxygène (O) : \(16.0 \, \text{g/mol}\)
Schéma : Combustion du Méthane
Représentation schématique de la combustion du méthane.
Questions à traiter
- Écrire et équilibrer l'équation de la réaction de combustion complète du méthane (\(\text{CH}_4\)).
- Calculer la masse molaire du méthane (\(M_{\text{CH}_4}\)).
- Calculer la masse molaire de l'eau (\(M_{\text{H}_2\text{O}}\)).
- Déterminer le nombre de moles de méthane (\(n_{\text{CH}_4}\)) contenues dans \(8.0 \, \text{g}\) de méthane.
- En utilisant la stœchiométrie de la réaction, déterminer le nombre de moles d'eau (\(n_{\text{H}_2\text{O}}\)) produites.
- Calculer la masse d'eau (\(m_{\text{H}_2\text{O}}\)) produite lors de cette combustion.
Correction : Calcul de la Masse d'Eau Produite
Question 1 : Équation de la Réaction de Combustion du Méthane
Principe :
La combustion complète d'un hydrocarbure comme le méthane (\(\text{CH}_4\)) en présence de dioxygène (\(\text{O}_2\)) produit du dioxyde de carbone (\(\text{CO}_2\)) et de l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)). L'équation doit être équilibrée pour respecter la conservation de la matière (même nombre d'atomes de chaque élément de part et d'autre de la flèche).
Équilibrage :
1. Carbone (C) : 1 atome de C dans \(\text{CH}_4\), donc 1 molécule de \(\text{CO}_2\).
2. Hydrogène (H) : 4 atomes de H dans \(\text{CH}_4\), donc 2 molécules de \(\text{H}_2\text{O}\) (car \(2 \times 2 = 4\)).
3. Oxygène (O) : Dans les produits, nous avons 2 atomes de O dans \(\text{CO}_2\) et 2 atomes de O dans \(2\text{H}_2\text{O}\) (soit \(1 \times 2\)), pour un total de \(2+2=4\) atomes de O. Il faut donc 2 molécules de \(\text{O}_2\) (car \(2 \times 2 = 4\)).
Les indices (g) indiquent que les substances sont à l'état gazeux.
Quiz Intermédiaire 1 : Lors de la combustion complète de l'éthane (\(\text{C}_2\text{H}_6\)), combien de moles de \(\text{O}_2\) sont nécessaires par mole d'éthane ? (\(\text{C}_2\text{H}_6 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}\))
Question 2 : Masse Molaire du Méthane (\(M_{\text{CH}_4}\))
Principe :
La masse molaire d'un composé est la somme des masses molaires atomiques de chaque atome constituant la molécule.
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- Formule du méthane : \(\text{CH}_4\)
- Masse molaire atomique de C : \(12.0 \, \text{g/mol}\)
- Masse molaire atomique de H : \(1.0 \, \text{g/mol}\)
Calcul :
Question 3 : Masse Molaire de l'Eau (\(M_{\text{H}_2\text{O}}\))
Principe :
De même que pour le méthane, la masse molaire de l'eau est la somme des masses molaires atomiques de ses atomes constitutifs.
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- Formule de l'eau : \(\text{H}_2\text{O}\)
- Masse molaire atomique de H : \(1.0 \, \text{g/mol}\)
- Masse molaire atomique de O : \(16.0 \, \text{g/mol}\)
Calcul :
Quiz Intermédiaire 2 : Quelle est la masse molaire du dioxyde de carbone (\(\text{CO}_2\)) ? (\(M(\text{C})=12.0 \, \text{g/mol}, M(\text{O})=16.0 \, \text{g/mol}\))
Question 4 : Nombre de Moles de Méthane (\(n_{\text{CH}_4}\))
Principe :
Le nombre de moles (\(n\)) d'une substance est obtenu en divisant sa masse (\(m\)) par sa masse molaire (\(M\)).
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- Masse de méthane (\(m_{\text{CH}_4}\)) : \(8.0 \, \text{g}\)
- Masse molaire du méthane (\(M_{\text{CH}_4}\)) : \(16.0 \, \text{g/mol}\) (calculée à la question 2)
Calcul :
Question 5 : Nombre de Moles d'Eau (\(n_{\text{H}_2\text{O}}\)) Produites
Principe :
La stœchiométrie de l'équation de combustion équilibrée \(\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}\) indique que pour chaque mole de \(\text{CH}_4\) consommée, 2 moles de \(\text{H}_2\text{O}\) sont produites.
Relation stœchiométrique :
Donc, \(n_{\text{H}_2\text{O}} = 2 \times n_{\text{CH}_4}\).
Données spécifiques :
- Nombre de moles de méthane (\(n_{\text{CH}_4}\)) : \(0.50 \, \text{mol}\) (calculé à la question 4)
Calcul :
Quiz Intermédiaire 3 : D'après l'équation \(\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}\), si \(0.25 \, \text{mol}\) de \(\text{CH}_4\) réagissent, combien de moles de \(\text{CO}_2\) sont produites ?
Question 6 : Masse d'Eau (\(m_{\text{H}_2\text{O}}\)) Produite
Principe :
La masse (\(m\)) d'une substance peut être calculée en multipliant son nombre de moles (\(n\)) par sa masse molaire (\(M\)).
Formule(s) utilisée(s) :
Données spécifiques :
- Nombre de moles d'eau (\(n_{\text{H}_2\text{O}}\)) : \(1.0 \, \text{mol}\) (calculé à la question 5)
- Masse molaire de l'eau (\(M_{\text{H}_2\text{O}}\)) : \(18.0 \, \text{g/mol}\) (calculée à la question 3)
Calcul :
Quiz Rapide : Testez vos connaissances (Récapitulatif)
1. Qu'est-ce qu'une réaction de combustion complète d'un hydrocarbure ?
2. La stœchiométrie d'une réaction chimique est donnée par :
3. Si la combustion de \(1 \, \text{mol}\) de propane (\(\text{C}_3\text{H}_8\)) produit \(4 \, \text{mol}\) d'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)), combien de grammes d'eau sont produits par la combustion de \(44.0 \, \text{g}\) de propane (\(M_{\text{C}_3\text{H}_8} = 44.0 \, \text{g/mol}, M_{\text{H}_2\text{O}} = 18.0 \, \text{g/mol}\)) ?
Glossaire
- Combustion
- Réaction chimique exothermique (qui libère de la chaleur) entre un combustible et un comburant (généralement le dioxygène), souvent accompagnée de flammes ou d'incandescence.
- Combustible
- Substance qui brûle lors d'une réaction de combustion (ex: méthane, bois, essence).
- Comburant
- Substance qui permet la combustion d'un combustible, le plus souvent le dioxygène de l'air (\(\text{O}_2\)).
- Stœchiométrie
- Étude des relations quantitatives (en moles) entre les réactifs et les produits dans une réaction chimique, basées sur l'équation chimique équilibrée.
- Équation Chimique Équilibrée
- Représentation symbolique d'une réaction chimique où le nombre d'atomes de chaque élément est le même du côté des réactifs et du côté des produits.
- Mole (mol)
- Unité de quantité de matière du Système International, correspondant à environ \(6.022 \times 10^{23}\) entités élémentaires (atomes, molécules, etc.).
- Masse Molaire (\(M\))
- Masse d'une mole d'une substance chimique, exprimée en grammes par mole (\(\text{g/mol}\)).
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