Réaction de Combustion du Cyclohexane
Contexte : L'énergie des réactions chimiques.
Les réactions de combustionUne réaction de combustion est une transformation chimique exothermique (qui libère de la chaleur) entre un combustible (ici, le cyclohexane) et un comburant (le dioxygène). sont au cœur de nombreuses applications de notre quotidien, de la production d'énergie au fonctionnement des moteurs à explosion. Comprendre comment quantifier les réactifs consommés et les produits formés est une compétence fondamentale en chimie. Cet exercice vous propose d'étudier la combustion complète du cyclohexane, un hydrocarbure liquide, et de réaliser un bilan de matière complet à l'aide d'un tableau d'avancementOutil stœchiométrique qui permet de suivre l'évolution des quantités de matière des réactifs et des produits au cours d'une réaction chimique, de l'état initial à l'état final..
Remarque Pédagogique : Cet exercice est une application classique de la stœchiométrie. Nous allons partir de quantités initiales de réactifs pour prédire quantitativement l'issue de la réaction. C'est la démarche de base qui permet de prévoir le rendement d'une synthèse chimique ou de calculer la quantité de polluants émis par un moteur.
Objectifs Pédagogiques
- Écrire et équilibrer l'équation d'une réaction de combustion.
- Calculer des quantités de matière initiales (solide/liquide et gaz).
- Construire et compléter un tableau d'avancement.
- Identifier le réactif limitantLe réactif limitant est celui qui est entièrement consommé en premier et qui arrête la réaction. C'est lui qui détermine la quantité maximale de produits qui peuvent être formés. et l'avancement maximal.
- Effectuer un bilan de matière à l'état final.
- Calculer une masse et un volume de produits formés.
Données de l'étude
Schéma de la situation initiale
| Donnée | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Masse molaire atomique du Carbone | \(M(\text{C})\) | 12,0 | \(\text{g} \cdot \text{mol}^{-1}\) |
| Masse molaire atomique de l'Hydrogène | \(M(\text{H})\) | 1,0 | \(\text{g} \cdot \text{mol}^{-1}\) |
| Masse molaire atomique de l'Oxygène | \(M(\text{O})\) | 16,0 | \(\text{g} \cdot \text{mol}^{-1}\) |
| Volume molaire des gaz | \(V_m\) | 24,0 | \(\text{L} \cdot \text{mol}^{-1}\) |
Questions à traiter
- Écrire et équilibrer l'équation de la réaction de combustion du cyclohexane.
- Calculer les quantités de matière initiales des réactifs.
- Construire le tableau d'avancement, déterminer l'avancement maximal et identifier le réactif limitant.
- Dresser le bilan de matière à l'état final et calculer la masse d'eau et le volume de dioxyde de carbone formés.
Les bases de la Stœchiométrie
Avant de commencer la correction, revoyons les outils essentiels pour décrire une transformation chimique.
1. L'Équation Chimique :
Elle modélise la réaction en indiquant les réactifs (à gauche de la flèche) et les produits (à droite). Elle doit être "équilibrée" ou "ajustée" : selon le principe de conservation de la matière de Lavoisier, il doit y avoir le même nombre de chaque type d'atome de part et d'autre de la flèche. On ajuste pour cela les nombres placés devant les formules, appelés coefficients stœchiométriquesNombres entiers placés devant les formules des espèces chimiques dans une équation pour indiquer les proportions dans lesquelles elles réagissent et se forment..
2. La Quantité de Matière (la mole) :
En chimie, on ne compte pas les atomes un par un, on les regroupe en "paquets" appelés moles. Une mole contient environ \(6,02 \times 10^{23}\) entités (atomes, molécules...). La quantité de matière, notée \(n\), s'exprime en moles (mol). On la calcule avec :
\[ n = \frac{m}{M} \quad (\text{pour un solide ou liquide}) \quad \text{ou} \quad n = \frac{V}{V_m} \quad (\text{pour un gaz}) \]
3. Le Tableau d'Avancement :
C'est un tableau qui permet de suivre les quantités de matière de toutes les espèces au cours de la réaction. Il comporte trois lignes principales : l'état initial (avant la réaction), l'état intermédiaire (pendant la réaction, en fonction de l'avancement \(x\)) et l'état final (quand la réaction s'arrête, pour l'avancement maximal \(x_{\text{max}}\)).
Correction : Réaction de Combustion du Cyclohexane
Question 1 : Écrire et équilibrer l'équation de la réaction
Principe (le concept physique)
L'équation chimique est la "recette" de la transformation. Elle traduit, au niveau microscopique, la réorganisation des atomes. Pour respecter la loi de conservation de la masse (rien ne se perd, rien ne se crée), le nombre d'atomes de chaque élément doit être identique dans les réactifs et dans les produits.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La combustion complète d'un hydrocarbure (composé de C et H) ou d'un composé organique (C, H, O) dans le dioxygène produit toujours du dioxyde de carbone (CO₂) et de l'eau (H₂O). L'équilibrage de l'équation, via les coefficients stœchiométriques, assure que cette conservation est respectée pour les atomes de Carbone, d'Hydrogène et d'Oxygène.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
La méthode est toujours la même pour équilibrer la combustion d'un hydrocarbure de type CₓHᵧ : 1. Équilibrer les C en ajoutant x CO₂. 2. Équilibrer les H en ajoutant y/2 H₂O. 3. Compter tous les atomes O à droite et équilibrer avec le nombre correspondant de O₂ à gauche. Si le nombre est fractionnaire, on multiplie toute l'équation pour obtenir des coefficients entiers.
Normes (la référence réglementaire)
L'écriture des formules chimiques (\(\text{C}_6\text{H}_{12}\)) et des équations suit les conventions internationales définies par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA ou IUPAC en anglais), pour que tous les scientifiques et étudiants du monde se comprennent.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La structure générale de la réaction est :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la combustion est "complète", c'est-à-dire que le dioxygène est en quantité suffisante pour que tout le carbone du combustible forme du CO₂ et tout l'hydrogène forme de l'H₂O.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Formule du cyclohexane : \(\text{C}_6\text{H}_{12}\)
- Formule du dioxygène : \(\text{O}_2\)
- Formules des produits : \(\text{CO}_2\) et \(\text{H}_2\text{O}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Commencez toujours par équilibrer les atomes qui apparaissent dans le moins de molécules possibles. Ici, C et H n'apparaissent que dans une molécule de réactif et une de produit, alors que O apparaît dans un réactif et deux produits. On garde donc l'oxygène pour la fin !
Schéma (Avant les calculs)
Réactifs non équilibrés
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Écrire les réactifs et les produits :
2. Équilibrer le Carbone (C) : il y a 6 C à gauche, il faut donc 6 CO₂ à droite.
3. Équilibrer l'Hydrogène (H) : il y a 12 H à gauche, il faut donc 6 H₂O à droite (car 6 × 2 = 12).
4. Équilibrer l'Oxygène (O) : à droite, il y a (6 × 2) + 6 = 18 atomes d'oxygène. Il faut donc 9 O₂ à gauche (car 9 × 2 = 18).
Schéma (Après les calculs)
Équation finale équilibrée
Réflexions (l'interprétation du résultat)
L'équation finale nous apprend les proportions de la réaction : 1 molécule (ou 1 mole) de cyclohexane réagit avec 9 molécules (ou 9 moles) de dioxygène pour former 6 molécules (ou 6 moles) de dioxyde de carbone et 6 molécules (ou 6 moles) d'eau. Ces coefficients sont la clé de tous les calculs qui vont suivre.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur la plus commune est d'oublier de compter les atomes d'oxygène présents dans les DEUX produits (CO₂ et H₂O) avant d'équilibrer O₂. Pensez aussi à vérifier que tous vos coefficients sont les plus petits entiers possibles.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Une équation chimique doit respecter la conservation des atomes.
- La méthode C, H, puis O est efficace pour équilibrer les combustions.
- Les coefficients stœchiométriques indiquent les proportions en moles.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Antoine Lavoisier, le "père de la chimie moderne", a établi la loi de conservation de la masse au 18ème siècle grâce à des expériences très précises de combustion, en pesant méticuleusement les réactifs et les produits dans des récipients fermés. Sa célèbre phrase "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme" est le fondement de l'équilibrage des équations.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Équilibrez la combustion de l'éthanol, \(\text{C}_2\text{H}_6\text{O}\). Quel est le coefficient du dioxygène ?
Question 2 : Calculer les quantités de matière initiales
Principe (le concept physique)
Les réactions chimiques se déroulent à l'échelle des atomes et des molécules. Comme il est impossible de les compter individuellement, les chimistes utilisent une unité adaptée : la mole. Calculer les quantités de matière initiales, c'est traduire les grandeurs mesurables au laboratoire (masse, volume) dans le langage de la réaction (moles).
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La mole est la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 12 grammes de carbone 12. Ce nombre est la constante d'Avogadro (\(N_A \approx 6,022 \times 10^{23} \, \text{mol}^{-1}\)). La masse d'une mole d'une espèce chimique est sa masse molaire (M), et le volume d'une mole de gaz dans des conditions données est son volume molaire (Vm).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Imaginez que vous faites des gâteaux. La recette vous dit "2 œufs pour 200g de farine". Si vous avez 6 œufs et un paquet de 1kg de farine, vous devez d'abord "traduire" vos ingrédients en "unités de recette" pour savoir combien de gâteaux vous pouvez faire. En chimie, c'est pareil : on traduit les grammes et les litres en moles, l'"unité de recette" donnée par l'équation chimique.
Normes (la référence réglementaire)
La mole (symbole mol) est l'une des sept unités de base du Système International d'unités (SI). Les masses molaires atomiques sont des valeurs standardisées, souvent données dans le tableau périodique des éléments.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Pour calculer une quantité de matière \(n\) (en mol) :
Hypothèses (le cadre du calcul)
Pour utiliser la formule \(n = V/V_m\), on suppose que le dioxygène se comporte comme un gaz parfait, ce qui est une excellente approximation dans les conditions habituelles de l'exercice.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Masse de cyclohexane, \(m(\text{C}_6\text{H}_{12}) = 4,2 \, \text{g}\)
- Volume de dioxygène, \(V(\text{O}_2) = 12,0 \, \text{L}\)
- Masses molaires atomiques : \(M(\text{C})=12,0\), \(M(\text{H})=1,0\), \(M(\text{O})=16,0 \, \text{g/mol}\)
- Volume molaire, \(V_m = 24,0 \, \text{L/mol}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Pour calculer rapidement une masse molaire moléculaire, listez les atomes, multipliez par leur nombre dans la formule, et additionnez le tout. Pour \(\text{C}_6\text{H}_{12}\) : (6 × 12) + (12 × 1) = 72 + 12 = 84 g/mol. C'est un calcul à maîtriser parfaitement !
Schéma (Avant les calculs)
Conversion des données brutes en moles
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Calculer la masse molaire du cyclohexane (\(M(\text{C}_6\text{H}_{12})\)) :
2. Calculer la quantité de matière initiale de cyclohexane (\(n_{\text{i}}(\text{C}_6\text{H}_{12})\)) :
3. Calculer la quantité de matière initiale de dioxygène (\(n_{\text{i}}(\text{O}_2)\)) :
Schéma (Après les calculs)
Quantités initiales en moles
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Nous avons maintenant les quantités de matière prêtes à être utilisées dans le tableau d'avancement. On remarque qu'il y a 10 fois plus de moles de dioxygène que de cyclohexane. Cependant, la recette (l'équation) nous dit qu'il en faut 9 fois plus. On peut donc déjà suspecter que le dioxygène sera en excès et que le cyclohexane sera le réactif limitant.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Attention aux chiffres significatifs ! Les données sont fournies avec deux ou trois chiffres significatifs, les résultats des calculs doivent donc être arrondis de manière cohérente. Ne confondez pas non plus masse molaire atomique (pour un atome) et masse molaire moléculaire (pour une molécule).
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- On convertit les masses en moles avec \(n=m/M\).
- On convertit les volumes de gaz en moles avec \(n=V/V_m\).
- Il faut d'abord calculer la masse molaire de la molécule avant d'appliquer la formule.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le concept de mole vient du chimiste allemand Wilhelm Ostwald à la fin du 19ème siècle. Le mot vient de "Molekül" (molécule en allemand). L'idée était de créer un lien simple entre le monde microscopique des atomes et le monde macroscopique des masses que l'on pèse en laboratoire.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Calculez la quantité de matière dans 3,2 g de méthane (\(\text{CH}_4\)).
Question 3 : Tableau d'avancement et réactif limitant
Principe (le concept physique)
La réaction s'arrête lorsque l'un des réactifs est épuisé. Ce réactif est appelé le "limitant". Pour le trouver, on construit un tableau d'avancement et on calcule l'avancement maximal (\(x_{\text{max}}\)) que chaque réactif permettrait d'atteindre s'il était seul à limiter la réaction. La plus petite de ces valeurs est le véritable \(x_{\text{max}}\) de la réaction, et le réactif correspondant est le limitant.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
L'avancement, noté \(x\), est une grandeur en mole qui mesure "l'état de progression" de la réaction. À l'état initial, \(x=0\). Quand une mole de réaction "se produit" (selon les proportions des coefficients stœchiométriques), \(x\) augmente de 1. La quantité d'un réactif de coefficient \(a\) est \(n_i - ax\) et celle d'un produit de coefficient \(b\) est \(bx\). La réaction est terminée quand \(x\) atteint sa valeur maximale, \(x_{\text{max}}\).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Utilisez l'analogie de la fabrication de vélos : il faut 1 cadre et 2 roues pour faire 1 vélo. Si vous avez 10 cadres et 16 roues, quel est le "réactif limitant" ? Les cadres permettent de faire 10 vélos (\(x_{\text{max},1}=10\)). Les roues permettent de faire 16/2 = 8 vélos (\(x_{\text{max},2}=8\)). Le plus petit \(x_{\text{max}}\) est 8. Les roues sont donc le limitant, et vous ne pourrez faire que 8 vélos.
Normes (la référence réglementaire)
Le concept de stœchiométrie et de réactif limitant est un pilier fondamental de la chimie quantitative, enseigné et utilisé de manière standardisée dans le monde entier.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Pour chaque réactif, on résout l'équation de sa disparition à l'état final :
L'avancement maximal réel est la plus petite de toutes les valeurs de \(x_{\text{max}}\) calculées.
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la réaction est totale : elle ne s'arrête que lorsqu'un des réactifs est complètement épuisé (elle ne s'arrête pas à un état d'équilibre avant cela).
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Équation : \(\text{C}_6\text{H}_{12} + 9 \, \text{O}_2 \rightarrow 6 \, \text{CO}_2 + 6 \, \text{H}_2\text{O}\)
- \(n_{\text{i}}(\text{C}_6\text{H}_{12}) = 0,050 \, \text{mol}\)
- \(n_{\text{i}}(\text{O}_2) = 0,500 \, \text{mol}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Pour trouver le réactif limitant, calculez le rapport \( \frac{\text{quantité de matière initiale}}{\text{coefficient stœchiométrique}} \) pour chaque réactif. Celui qui a le plus petit rapport est le réactif limitant. Ici : \(\frac{0,050}{1} = 0,050\) pour C₆H₁₂ et \(\frac{0,500}{9} \approx 0,0556\) pour O₂. Le plus petit rapport est celui du cyclohexane, c'est donc le limitant.
Schéma (Avant les calculs)
Structure du Tableau d'Avancement
| Équation | \(\text{C}_6\text{H}_{12}\) | + | \(9 \, \text{O}_2\) | \(\rightarrow\) | \(6 \, \text{CO}_2\) | + | \(6 \, \text{H}_2\text{O}\) |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| État Initial (mol) | \(n_{\text{i}}(\text{C}_6\text{H}_{12})\) | \(n_{\text{i}}(\text{O}_2)\) | 0 | 0 | |||
| En cours (mol) | ... - x | ... - 9x | ... | ... | |||
| État Final (mol) | ... - \(x_{\text{max}}\) | ... - 9\(x_{\text{max}}\) | ... | ... |
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Construire le tableau d'avancement :
| Équation | \(\text{C}_6\text{H}_{12}\) | + | \(9 \, \text{O}_2\) | \(\rightarrow\) | \(6 \, \text{CO}_2\) | + | \(6 \, \text{H}_2\text{O}\) |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| État Initial (mol) | 0,050 | 0,500 | 0 | 0 | |||
| En cours (mol) | \(0,050 - x\) | \(0,500 - 9x\) | \(6x\) | \(6x\) | |||
| État Final (mol) | \(0,050 - x_{\text{max}}\) | \(0,500 - 9x_{\text{max}}\) | \(6x_{\text{max}}\) | \(6x_{\text{max}}\) |
2. Hypothèse 1 : Le cyclohexane (\(\text{C}_6\text{H}_{12}\)) est le réactif limitant.
3. Hypothèse 2 : Le dioxygène (\(\text{O}_2\)) est le réactif limitant.
4. Comparer les avancements maximaux :
Schéma (Après les calculs)
Identification du Réactif Limitant
Réflexions (l'interprétation du résultat)
L'avancement maximal réel de la réaction est la plus petite des valeurs calculées. La réaction s'arrêtera donc quand \(x\) atteindra 0,050 mol. Le réactif qui a conduit à cette valeur, le cyclohexane, est donc le réactif limitant. Il y aura un reste de dioxygène à la fin.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne vous arrêtez pas après avoir calculé les deux \(x_{\text{max}}\) potentiels ! Il faut impérativement conclure en choisissant le plus petit des deux pour définir le VRAI \(x_{\text{max}}\) de la réaction et identifier le réactif limitant associé.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Le tableau d'avancement est l'outil central du bilan de matière.
- On trouve le réactif limitant en cherchant quel réactif conduit au plus petit avancement maximal.
- \(x_{\text{max}}\) est la "quantité de réaction" qui se produit réellement.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Dans l'industrie chimique, on choisit souvent de mettre l'un des réactifs en large excès. Si l'un des réactifs est très cher ou précieux, on s'assure qu'il soit le limitant pour qu'il soit consommé en totalité, en utilisant un excès d'un autre réactif moins coûteux. Cela permet de maximiser le rendement par rapport au composant le plus important.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si on partait de 0,10 mol de C₆H₁₂ et 0,80 mol de O₂, quel serait le réactif limitant ?
Question 4 : Bilan de matière final et calculs
Principe (le concept physique)
Le bilan de matière final est une "photographie" du système chimique une fois que la réaction est terminée. En utilisant la valeur de l'avancement maximal (\(x_{\text{max}}\)) déterminée précédemment, on peut calculer les quantités exactes de chaque espèce (réactifs restants et produits formés) présentes à l'état final.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Le bilan de matière découle directement de la dernière ligne du tableau d'avancement, où \(x\) est remplacé par \(x_{\text{max}}\). Pour un réactif, la quantité finale est \(n_f = n_i - a \cdot x_{\text{max}}\). Pour un produit, la quantité finale est \(n_f = b \cdot x_{\text{max}}\). Ces quantités en moles peuvent ensuite être reconverties en grandeurs macroscopiques (masse, volume) pour être comparées à des mesures expérimentales.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
C'est l'aboutissement de tout notre raisonnement ! Nous sommes partis de ce que nous avons mis dans le flacon (masses et volumes) pour prédire exactement ce que nous obtiendrons à la fin. C'est le pouvoir prédictif de la chimie stœchiométrique. Chaque étape doit être menée avec rigueur pour que le résultat final soit correct.
Normes (la référence réglementaire)
Les calculs de rendement, qui comparent la quantité de produit réellement obtenue expérimentalement à la quantité maximale théorique calculée par le bilan de matière, sont une procédure standard dans tous les laboratoires de chimie de synthèse et de production industrielle.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Pour calculer la masse \(m\) et le volume \(V\) à partir de la quantité de matière finale \(n_{\text{f}}\) :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que les produits sont récupérés et mesurés dans les mêmes conditions de température et de pression pour lesquelles le volume molaire \(V_m\) a été donné.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Avancement maximal, \(x_{\text{max}} = 0,050 \, \text{mol}\)
- Quantités initiales : \(n_{\text{i}}(\text{C}_6\text{H}_{12}) = 0,050 \, \text{mol}\), \(n_{\text{i}}(\text{O}_2) = 0,500 \, \text{mol}\)
- Masse molaire : \(M(\text{H}_2\text{O}) = 18,0 \, \text{g/mol}\)
- Volume molaire, \(V_m = 24,0 \, \text{L/mol}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Pour vérifier vos calculs, vous pouvez faire un bilan de masse. Calculez la masse totale des réactifs qui ont été consommés : \(m(\text{C}_6\text{H}_{12})_{\text{cons.}} + m(\text{O}_2)_{\text{cons.}}\). Elle doit être égale à la masse totale des produits formés : \(m(\text{H}_2\text{O})_{\text{formée}} + m(\text{CO}_2)_{\text{formé}}\). C'est une application directe de la loi de Lavoisier !
Schéma (Avant les calculs)
État Final à Quantifier
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Bilan de matière à l'état final (en moles) :
2. Calcul de la masse d'eau (\(m(\text{H}_2\text{O})\)) formée :
3. Calcul du volume de dioxyde de carbone (\(V(\text{CO}_2)\)) formé :
Schéma (Après les calculs)
Bilan Final Quantifié
| Espèce | \(\text{C}_6\text{H}_{12}\) | \(\text{O}_2\) | \(\text{CO}_2\) | \(\text{H}_2\text{O}\) |
|---|---|---|---|---|
| Quantité finale | 0 mol | 0,050 mol | 0,300 mol | 0,300 mol |
| Masse / Volume | 0 g | 1,2 L | 7,2 L | 5,4 g |
Réflexions (l'interprétation du résultat)
À la fin de la réaction, tout le cyclohexane a été consommé. Il reste 0,050 mol de dioxygène (le réactif en excès). La réaction a produit 0,300 mol de dioxyde de carbone et 0,300 mol d'eau, ce qui correspond à une masse de 5,4 g d'eau et un volume de 7,2 L de CO₂ gazeux.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne calculez pas le volume d'eau avec le volume molaire ! La formule \(V = n \times V_m\) n'est valable QUE pour les gaz. L'eau étant produite à l'état liquide (après refroidissement), on doit calculer sa masse avec sa masse molaire.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Le bilan final se calcule avec la dernière ligne du tableau et \(x_{\text{max}}\).
- La quantité du réactif limitant à l'état final est toujours zéro.
- On reconvertit les moles finales en masses ou volumes avec \(m=n \cdot M\) et \(V=n \cdot V_m\).
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Les moteurs de voiture sont conçus pour fonctionner avec un mélange air/carburant très proche des proportions stœchiométriques. Un mélange trop "riche" (excès de carburant) conduit à une combustion incomplète et à la production de polluants (CO, suie). Un mélange trop "pauvre" (excès d'air) peut faire surchauffer le moteur. La gestion électronique du moteur ajuste en permanence ce ratio pour optimiser la performance et minimiser la pollution.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Quelle est la masse (en g) de dioxygène restant à l'état final ?
Outil Interactif : Bilan de Combustion
Modifiez les quantités initiales de réactifs pour voir comment le bilan de matière change.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Le Saviez-Vous ?
Le cyclohexane (\(\text{C}_6\text{H}_{12}\)) n'est pas seulement un combustible. C'est un solvant très utilisé dans l'industrie chimique et surtout le précurseur principal pour la fabrication du nylon ! La quasi-totalité de la production mondiale de cyclohexane est destinée à la production de fibres de nylon pour les textiles, les tapis ou les pièces en plastique.
Foire Aux Questions (FAQ)
Que se passe-t-il si la combustion est incomplète ?
Si la quantité de dioxygène est insuffisante, la combustion est dite "incomplète". Au lieu de ne former que du CO₂ et de l'H₂O, la réaction produit aussi du monoxyde de carbone (CO), un gaz très toxique, et du carbone solide (C), qui correspond à la suie noire que l'on peut observer.
Pourquoi l'eau est-elle considérée comme liquide à l'état final ?
La combustion dégage beaucoup de chaleur, l'eau se forme donc initialement à l'état de vapeur. Cependant, pour un bilan de matière standard réalisé après retour à température ambiante, la vapeur d'eau se condense. C'est pourquoi on indique souvent \(\text{H}_2\text{O} (\text{l})\) dans l'équation bilan, sauf si l'on précise que les produits sont considérés à haute température.
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. On brûle du propane (\(\text{C}_3\text{H}_8\)). Quelle est l'équation équilibrée ?
2. Dans une réaction, si on double la quantité de matière du réactif limitant, la quantité de produit formé sera...
- Combustion
- Réaction chimique exothermique entre un combustible et un comburant (généralement le dioxygène), qui produit de la chaleur et de la lumière.
- Réactif Limitant
- Réactif qui est entièrement consommé lors d'une réaction chimique et qui détermine la quantité maximale de produits pouvant être formés.
- Stœchiométrie
- Étude des relations quantitatives (proportions) entre les réactifs et les produits dans une réaction chimique.
- Tableau d'avancement
- Outil permettant de suivre l'évolution des quantités de matière au cours d'une transformation chimique pour en déterminer le bilan final.
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