Bonjour à tous !!!
Voici mon exercice,
On souffle sur du charbon un mélange d’air et de vapeur d’eau. Il se produit les reactions suivantes :
C + 1/2O2 --> CO ΔrH°(298) =-110,42kJ (1)
C + H2O (g) --> CO + H2 (2)
a) sachant que l’enthalpie standard de formation de H2O(g) vaut -241.6 kJ.mol-1 et que les chaleurs de réaction sont supposées indépendantes de la température, calculer la chaleur à pression constante de la réaction (2) à 25°C sous 1 Bar.
b) Si on utilise une mole d’eau, déterminer le nombre de moles de dioxygène à utiliser pour que la chaleur de la réaction (1) soit opposée à celle de la réaction (2).
Dans la correction j’ai :
a) C + H2O --> CO + H2
| |
ΔfH°(H2O) | | ΔfH°(CO)
C + H2 + 1/2O2
( desolé si les flèches ne passent pas )
En utilsant la loi de Hess on a ΔrH°(react 2) = - ΔfH°(H2O) + ΔfH°(CO)
= 241.6-110.42= 131.18 kJ.mol-1
Jusque là ça va ….
b) On note Q1 la chaleur pour la réaction (1).
On note Q2 la chaleur pour la réaction (2).
On veut Q1 = -Q2
Q2 = ξH2O. ΔrH°(react 2) = ΔrH°(react 2) = 131.18 kJ.mol-1.
On cherche le nombre de mole de O2 qui doivent réagir pour avoir Q1=-Q2.
On a Q1= ξC. ΔrH°(react 1) --> ξc= Q1/ ΔrH°(react 1) = -131.18/110.42 = 1.18 mol de carbone d’ou ξc/2 =1.18/2=0.59 mol de O2.
( on note ξ l’avancement ).
Mon problème c’est que je ne comprends pas pourquoi dans Q2 on a pris ξH2O et pourquoi on a pris ξC et pas ξO2 dans Q1. Donc est-ce que quelqu’un peut me venir en aide ….. SVP. En espérant avoir été clair .
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