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Vidéo de question : Déterminer l’enthalpie standard de formation de l’éthanol à l’aide des enthalpies standard de combustion Chimie

L’équation montre la formation d’une mole d’éthanol, C₂H₅OH, à partir de ses éléments constitutifs dans des conditions standard et avec des états standard. 2C (s) + 3H₂ (g) + 3 1/2O₂ (g) ⟶ CH₃CH₂OH (l) + 3O₂ (g). À l’aide des valeurs de combustion données dans le tableau, calcule la valeur de l’enthalpie standard de formation.

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Transcription de vidéo

L’équation montre la formation d’une mole d’éthanol, C2H5OH, à partir de ses éléments constitutifs dans des conditions standard et avec des états standard. Deux C solides plus trois H2 gazeux plus trois et demi O2 gazeux réagissent pour former un CH3CH2OH liquide plus trois O2 gazeux. À l’aide des valeurs de combustion données dans le tableau, calcule la valeur de l’enthalpie standard de formation.

Il peut être difficile de mesurer les variations d’enthalpie pour des réactions dangereuses ou lentes. Pour des réactions comme celles-ci, nous pouvons calculer les variations d’enthalpie indirectement en utilisant les données d’enthalpie d’autres réactions. Dans cette question, on nous donne une équation chimique montrant la formation d’éthanol à partir de ses éléments constitutifs. Faisons de la place et réécrivons cette équation équilibrée ci-dessous.

Disons que cette réaction est la réaction un. La variation d’enthalpie de cette réaction correspond à l’enthalpie standard de formation de l’éthanol. Par définition, l’enthalpie standard de formation est la variation d’enthalpie lorsqu’une mole de substance se forme à partir de ses éléments constitutifs dans leurs états standard dans des conditions standard. Malheureusement, il est difficile de mesurer la variation d’enthalpie de cette réaction. Pour calculer l’enthalpie standard de formation de l’éthanol, nous devrons construire un cycle de Hess et utiliser les enthalpies standard de combustion fournies dans le tableau. Libérons de l’espace pour définir l’enthalpie standard de combustion.

L’enthalpie standard de combustion est la variation d’enthalpie lorsqu’une mole de substance brûle complètement dans l’oxygène dans des conditions et des états standard. La combustion de carbone pur dans un excès d’oxygène produira du dioxyde de carbone. La combustion d’hydrogène entraînera la production d’eau. Puisque la combustion fait référence à la combustion d’une substance dans l’oxygène, nous pouvons ignorer l’enthalpie standard de combustion de l’oxygène.

Disons que cette réaction est la réaction deux et veillons à ce que l’équation soit équilibrée. Nous devons écrire un coefficient deux devant le dioxyde de carbone et un coefficient trois devant l’eau. La variation d’enthalpie de la réaction deux correspond à l’enthalpie standard de combustion de deux moles de carbone plus l’enthalpie standard de combustion de trois moles d’hydrogène diatomique. Nous devons multiplier les enthalpies standard de combustion par deux et trois, qui sont les coefficients de l’équation chimique équilibrée.

Ensuite, considérons la combustion de l’éthanol. Lorsque l’éthanol se consume, il produit également deux moles de dioxyde de carbone et trois moles d’eau. Disons que cette réaction est la réaction trois. La variation d’enthalpie de la réaction trois correspond à l’enthalpie standard de combustion de l’éthanol. Maintenant, nous pouvons suivre le cycle de Hess des réactifs aux produits de la première réaction. Nous allons donc effectuer la réaction deux dans le sens où elle est écrite, mais effectuer la réaction trois dans le sens opposé de la flèche de réaction. Nous pouvons donc dire que la variation d’enthalpie de la réaction un est égale à la variation d’enthalpie de la réaction deux moins la variation d’enthalpie de la réaction trois.

Maintenant, nous pouvons utiliser les expressions que nous avons écrites pour nous aider à placer les valeurs du tableau dans l’équation rose. Pour Δ𝐻 deux, nous devons ajouter deux fois l’enthalpie standard de combustion du carbone à trois fois l’enthalpie standard de combustion de l’hydrogène. Δ𝐻 trois est égal à l’enthalpie standard de combustion de l’éthanol, qui est de moins 1 371 kilojoules par mole. Après simplification, nous constatons que Δ𝐻 un est égal à moins 1 646 kilojoules par mole plus 1 371 kilojoules par mole. Après calcul, nous trouvons 275 kilojoules par mole.

En conclusion, l’enthalpie standard de formation de l’éthanol est de moins 275 kilojoules par mole.

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