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un peu de chimie encore



  1. #1
    maylore

    Unhappy un peu de chimie encore


    ------

    bonjour
    j'ai un exercice de chimie/veuillez m'aider svp!
    le methanol brule selon l'équation bilan CH2 OH+ 3/2 O2 -> CO2 + 2 H2O

    calculez l'enthalpie satndard de cette réction à 350K sachant qu el atemperature d'ébullition de CH3OH vaut 338K

    Je ne vois pas comment le faire une idée svp?

    -----
    Dernière modification par maylore ; 01/01/2005 à 01h13.

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  3. #2
    moco

    Re : un peu de chimie encore

    Avant toute chose : corrige ton équation, qui est fausse. L'équation correcte est :
    CH3OH + 3/2 O2 --> CO2 + 2 H2O(g)
    -239 - 395 - 242
    J'ai reporté les chaleurs de formation de CH3OH, CO2 et H2O(v)
    Tu calcules la chaleur de réaction à 298 K, puis tu y soustrais la chaleur latente d'ébulliont du méthanol, que je ne connais pas.
    Ce n'est pas très difficile.
    Tu dois trouver quelque chose comme -700 kJ/mol. Je te laisse faire les calculs exacts.
    Tu peux aussi faire les corrections de chaleurs molaires des réactifs et produits, mais je ne pense pas que cela en vaille pa peine : l'effet doit être minime.

  4. #3
    maylore

    Re : un peu de chimie encore

    j'ai bien calculer l'enthalpie de la réaction -638kj
    Mais je me demande comment trouver l'enthalpie de vaporisation de CH3OH!
    j'ai cherché partout la formule pr trouver la chaleur latente je ne vois pas!
    celui de l'eau on le donne mais on ne dit pas comment on le trouve!
    je connais le cp du methanol et la température d'ebullition c'est tt comment m'y prendre?

  5. #4
    maylore

    Re : un peu de chimie encore

    si j'utilise delta Hvap=1molesCH3OH.Cp.deltaT
    delta T= 350k-338k?

  6. A voir en vidéo sur Futura
  7. #5
    maylore

    Re : un peu de chimie encore

    Citation Envoyé par moco
    Avant toute chose : corrige ton équation, qui est fausse. L'équation correcte est :
    CH3OH + 3/2 O2 --> CO2 + 2 H2O(g)
    -239 - 395 - 242
    J'ai reporté les chaleurs de formation de CH3OH, CO2 et H2O(v)
    Tu calcules la chaleur de réaction à 298 K, puis tu y soustrais la chaleur latente d'ébulliont du méthanol, que je ne connais pas.
    Ce n'est pas très difficile.
    Tu dois trouver quelque chose comme -700 kJ/mol. Je te laisse faire les calculs exacts.
    Tu peux aussi faire les corrections de chaleurs molaires des réactifs et produits, mais je ne pense pas que cela en vaille pa peine : l'effet doit être minime.
    La chaleur latente de CH3OH comment on le trouve?
    Et le 350k ksK j'en fais ?
    je suis perdue là!

  8. #6
    moco

    Re : un peu de chimie encore

    Il te faut absolument trouver quelque part la chaleur latente de vaporisation du méthanol.
    Si tu ne la trouves pas, tu peux utiliser une loi dite de Trouton, qui est une loi empirique, et qui reste approximative. Elle dit que la chaleur molaire latente de vaporisation vaut 88 fois la température de vaporisation absolue.
    Comme le méthanol bout à 65°C = 338 K, tu peux estimer que sa chaleur latente de vaporisation est de 338 * 88 = 30 kJ/mol

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  10. #7
    maylore

    Re : un peu de chimie encore

    j'ai fait avec truouton mais je n etrouve pas la réponse je doit trouver -760kj aidez moi les chimistes svp

  11. #8
    maylore

    Re : un peu de chimie encore

    Eureka!!!!!!!!!!!
    merci à tous,la solution était plutot par la methode de hess

  12. #9
    FC05

    Re : un peu de chimie encore

    Si tu as pu faire avec la loi de Hess, c'est que tu avais, d'une façon ou une autre la valeur du Hvap !!

    Pour ce qui est de la loi de Trouton (ce n'est pas vraiment une loi, on parle plutôt de règle de Trouton), elle donne des résultats avec des écarts pouvant aller jusqu'à 30% .

    Elle concerne seulement le passage de l'état liquide à l'état gazeux.

    Quand au facteur il est bien de 88 J/(mol.K) pour les liquides non polaires et de 109 J/(mol.K) pour les liquides polaires (ce qui était le cas du méthanol ...)

    Allez n'abusez pas du méthanol, ça rend aveugle, fou puis ça tue ! (l'éthanol n'est pas mieux mais il est en vente libre)

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