Décomposition Thermique du Nitrate d’Ammonium
Contexte : La thermochimieBranche de la chimie qui étudie les échanges d'énergie, sous forme de chaleur, lors des réactions chimiques. et la stœchiométrie des réactions de décomposition.
Le nitrate d'ammonium (\(NH_4NO_3\)) est un composé chimique d'une importance capitale, utilisé massivement comme engrais azoté dans l'agriculture, mais également comme composant d'explosifs. Sa décomposition thermique est particulièrement intéressante car les produits formés dépendent crucialement de la température. Cet exercice vise à explorer quantitativement les deux voies principales de décomposition de ce composé, en appliquant les principes de la stœchiométrie, des gaz parfaits et de la thermochimie.
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous permettra de mobiliser des concepts fondamentaux de la chimie sur un cas d'étude concret, illustrant comment les conditions opératoires (ici, la température) peuvent radicalement changer le résultat d'une réaction chimique, avec des implications industrielles et sécuritaires majeures.
Objectifs Pédagogiques
- Écrire et équilibrer les équations de décomposition du nitrate d'ammonium selon la température.
- Appliquer la stœchiométrieÉtude des relations quantitatives entre les réactifs et les produits dans une réaction chimique. et la loi des gaz parfaits pour calculer les quantités de produits gazeux.
- Calculer l'enthalpie standard de réactionVariation d'enthalpie d'une réaction effectuée dans les conditions standard (pression de 1 bar, concentration de 1 mol/L). Notée ΔH°. à partir des enthalpies de formation.
- Analyser et comparer l'aspect énergétique et les risques associés aux différentes voies de décomposition.
Données de l'étude
Fiche Technique
| Caractéristique | Valeur |
|---|---|
| Formule Chimique | \(NH_4NO_3\) |
| Masse Molaire (\(M\)) | \(80,05 \text{ g/mol}\) |
| État (25°C, 1 atm) | \(\text{Solide cristallin blanc}\) |
Schéma de la Décomposition Thermique
Données Thermodynamiques (à 298 K)
| Composé | Formule | Enthalpie Standard de Formation (\(\Delta H_f^\circ\)) |
|---|---|---|
| Nitrate d'ammonium (solide) | \(NH_4NO_3(s)\) | \(-365,6 \text{ kJ/mol}\) |
| Protoxyde d'azote (gaz) | \(N_2O(g)\) | \(+82,0 \text{ kJ/mol}\) |
| Eau (gaz) | \(H_2O(g)\) | \(-241,8 \text{ kJ/mol}\) |
Questions à traiter
- Décomposition contrôlée : Écrire l'équation chimique équilibrée de la décomposition du nitrate d'ammonium solide en protoxyde d'azote gazeux et en vapeur d'eau, qui se produit par chauffage modéré (entre 170°C et 250°C).
- Calcul de volume : En utilisant la réaction de la question 1, calculer le volume total de gaz produit par la décomposition de \(1,00 \text{ kg}\) de \(NH_4NO_3\) si la réaction est menée à une température de \(200\text{°C}\) et une pression de \(1,00 \text{ atm}\).
- Aspect énergétique : Calculer l'enthalpie standard de réaction (\(\Delta H_r^\circ\)) pour la décomposition contrôlée (question 1). La réaction est-elle exothermique ou endothermique ?
- Décomposition explosive : À haute température (> 300°C) ou en cas de détonation, la décomposition est différente et explosive. Écrire l'équation équilibrée de cette réaction qui produit du diazote gazeux (\(N_2\)), du dioxygène gazeux (\(O_2\)) et de la vapeur d'eau.
- Analyse comparative : Pour la même masse initiale de \(1,00 \text{ kg}\) de nitrate d'ammonium, comparer le nombre total de moles de gaz produites par la réaction contrôlée (Q1) et la réaction explosive (Q4). Discuter brièvement de l'implication de cette différence en termes de risque.
Les bases de la Stœchiométrie et de la Thermochimie
1. Stœchiométrie et Masse Molaire
La stœchiométrie repose sur la loi de conservation de la masse. Les coefficients dans une équation chimique équilibrée indiquent les proportions en moles. Pour passer de la masse d'un composé à sa quantité en moles, on utilise la masse molaire (\(M\)) :
\[ n (\text{mol}) = \frac{m (\text{g})}{M (\text{g/mol})} \]
2. Loi des Gaz Parfaits
Le volume (\(V\)) d'un gaz dépend de sa quantité (\(n\)), de sa température (\(T\)) et de sa pression (\(P\)). La loi des gaz parfaits relie ces grandeurs :
\[ PV = nRT \]
Attention aux unités : \(P\) en atm, \(V\) en L, \(n\) en mol, et \(T\) impérativement en Kelvin (K). \(T(\text{K}) = T(\text{°C}) + 273,15\).
3. Enthalpie de Réaction (Loi de Hess)
La variation d'enthalpie standard d'une réaction (\(\Delta H_r^\circ\)) peut être calculée à partir des enthalpies standard de formation (\(\Delta H_f^\circ\)) des produits et des réactifs :
\[ \Delta H_r^\circ = \sum (\nu_p \cdot \Delta H_{f, \text{produits}}^\circ) - \sum (\nu_r \cdot \Delta H_{f, \text{réactifs}}^\circ) \]
où \(\nu\) représente les coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée. Un \(\Delta H_r^\circ < 0\) indique une réaction exothermique (libère de la chaleur).
Correction : Décomposition Thermique du Nitrate d’Ammonium
Question 1 : Équation de la décomposition contrôlée
Principe (le concept physique)
L'objectif est d'écrire une équation chimique qui respecte la loi de conservation de la matière, formulée par Lavoisier : "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme." Cela signifie que le nombre d'atomes de chaque élément doit être rigoureusement identique du côté des réactifs (avant la réaction) et du côté des produits (après la réaction).
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Équilibrer une équation chimique, c'est ajuster des coefficients (appelés coefficients stœchiométriques) placés devant chaque formule chimique. Ces coefficients représentent les proportions en moles dans lesquelles les substances réagissent et sont produites. On procède généralement par tâtonnements successifs, en équilibrant les éléments un par un.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Pour équilibrer plus facilement, commencez par les éléments qui n'apparaissent que dans un seul composé du côté des réactifs et un seul du côté des produits. Gardez pour la fin les éléments qui apparaissent dans plusieurs composés (comme l'oxygène ici), car leur équilibrage est souvent plus complexe.
Normes (la référence réglementaire)
La notation des équations chimiques suit les conventions de l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA ou IUPAC en anglais). Celles-ci incluent l'utilisation de la flèche (\(\rightarrow\)) pour indiquer le sens de la transformation et la mention de l'état physique de chaque substance : (s) pour solide, (l) pour liquide, (g) pour gaz, et (aq) pour aqueux.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Principe de conservation de la matière
Hypothèses (le cadre du calcul)
- La réaction est complète : tout le nitrate d'ammonium se décompose.
- Les seuls produits formés dans ces conditions sont le protoxyde d'azote et l'eau.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Les données nécessaires à cette question sont les identités chimiques des réactifs et produits, issues de l'énoncé.
| Rôle | Composé | Formule |
|---|---|---|
| Réactif | Nitrate d'ammonium | \(NH_4NO_3\) |
| Produit 1 | Protoxyde d'azote | \(N_2O\) |
| Produit 2 | Eau | \(H_2O\) |
Astuces (Pour aller plus vite)
Faites un tableau de comptage des atomes avant et après chaque modification de coefficient. Cela permet de visualiser rapidement quels éléments sont équilibrés et lesquels ne le sont pas.
Schéma (Avant les calculs)
Modèle Moléculaire de la Transformation
Calcul(s) (l'application numérique)
Étape 1 : Équation non équilibrée
On procède au comptage des atomes de chaque côté :
- Azote (N) : Réactifs : 2. Produits : 2. \(\Rightarrow\) Équilibré.
- Hydrogène (H) : Réactifs : 4. Produits : 2. \(\Rightarrow\) Non équilibré. On place un coefficient 2 devant \(H_2O\).
- Oxygène (O) : Réactifs : 3. Produits (après ajustement) : 1 (dans \(N_2O\)) + 2 (dans \(2 H_2O\)) = 3. \(\Rightarrow\) Équilibré.
Schéma (Après les calculs)
Bilan Stœchiométrique Visuel
Réflexions (l'interprétation du résultat)
L'équation finale montre qu'une mole de solide se décompose en trois moles de gaz (une de \(N_2O\) et deux de \(H_2O\)). Cette augmentation significative du nombre de moles, passant d'un solide à des gaz, est la raison de l'augmentation de pression et de volume observée.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Attention à ne pas modifier les indices dans les formules chimiques (par exemple, changer \(H_2O\) en \(H_4O_2\)). Seuls les coefficients stœchiométriques peuvent être modifiés.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Synthèse de la Question 1 :
- Concept Clé : Conservation de la matière.
- Méthode : Ajuster les coefficients stœchiométriques pour avoir le même nombre de chaque atome des deux côtés.
- Point de Vigilance Majeur : Ne jamais modifier les indices des formules chimiques.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le protoxyde d'azote (\(N_2O\)), produit de cette réaction, est aussi connu sous le nom de "gaz hilarant". Il a été l'un des premiers anesthésiques découverts et est encore utilisé en médecine et en dentisterie, mais aussi comme gaz de pressurisation dans les bombes de crème chantilly !
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant)
Équilibrez la réaction de combustion du propane : \(C_3H_8(g) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + H_2O(g)\).
Question 2 : Calcul du volume de gaz
Principe (le concept physique)
Cette question fait le lien entre le monde macroscopique (la masse en kg) et le monde microscopique (les moles) grâce à la masse molaire, puis utilise la loi des gaz parfaits (\(PV=nRT\)) pour relier le nombre de moles de gaz à un volume macroscopique dans des conditions de température et de pression données.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La démarche en deux temps est classique en stœchiométrie gazeuse :
- Calcul stœchiométrique : On convertit la masse du réactif connu en moles. Puis, en utilisant les rapports molaires de l'équation équilibrée, on détermine le nombre de moles de produit(s) gazeux formé(s).
- Application de la loi des gaz : On injecte le nombre total de moles de gaz, la pression et la température (en Kelvin !) dans l'équation \(V = nRT/P\) pour trouver le volume.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
La plus grande source d'erreurs dans ce type de calcul est la gestion des unités. Prenez l'habitude de lister toutes vos données avec leurs unités et de les convertir dans le système cohérent requis par la constante R (ici : L, atm, mol, K) avant de commencer le calcul final. Notez que \(1 \text{ kg} = 1000 \text{ g}\) et \(T(\text{K}) = T(\text{°C}) + 273,15\).
Normes (la référence réglementaire)
Bien que non utilisées ici, il est bon de connaître les Conditions Normales de Température et de Pression (CNTP), définies par l'UICPA comme \(0 \text{°C}\) (273,15 K) et 1 bar (\( \approx 0,987\) atm). Dans ces conditions, une mole de gaz parfait occupe un volume molaire de 22,7 L.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Relation masse-moles
Loi des gaz parfaits
Hypothèses (le cadre du calcul)
- Les gaz produits (\(N_2O\) et \(H_2O\)) se comportent comme des gaz parfaits dans les conditions de l'expérience.
- La pression et la température sont uniformes et constantes dans le volume occupé par les gaz.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Les données numériques pour ce calcul sont extraites de l'énoncé de l'exercice et des constantes universelles.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Masse de nitrate d'ammonium | \(m\) | 1000 | g |
| Masse molaire | \(M\) | 80,05 | g/mol |
| Température | \(T\) | 473,15 | K |
| Pression | \(P\) | 1,00 | atm |
| Constante des gaz parfaits | \(R\) | 0,08206 | L·atm·mol⁻¹·K⁻¹ |
Astuces (Pour aller plus vite)
Pour éviter les erreurs de calcul, calculez d'abord les valeurs intermédiaires (comme les moles de réactif et les moles de gaz) et notez-les clairement avant de les assembler dans la formule finale. Cela facilite la relecture et la détection d'éventuelles erreurs.
Schéma (Avant les calculs)
Flux de Calcul
Calcul(s) (l'application numérique)
Étape 1 : Calcul des moles de nitrate d'ammonium
Étape 2 : Calcul des moles totales de gaz produites
Étape 3 : Calcul du volume total de gaz
Schéma (Après les calculs)
Visualisation de l'Expansion Volumique
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Un volume de 1455 L est considérable. Cela correspond à un cube de plus d'un mètre de côté. Cette énorme expansion (passer d'environ 0,6 L de solide à plus de 1400 L de gaz) est le principe moteur des explosifs et des agents de propulsion : une petite masse de matière produit un volume de gaz immense et très rapidement.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur la plus commune est d'oublier de convertir la température de Celsius en Kelvin. La loi des gaz parfaits n'est valide qu'avec une température absolue. Une autre erreur est de ne calculer le volume que pour un seul des produits gazeux, alors que la question demande le volume total.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Synthèse de la Question 2 :
- Concept Clé : La mole est l'unité centrale qui relie la masse, le volume gazeux et les rapports de réaction.
- Formule Essentielle : \(PV=nRT\).
- Point de Vigilance Majeur : La consistance des unités et la conversion de la température en Kelvin.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La loi des gaz parfaits est une approximation. Elle fonctionne bien pour les gaz à basse pression et haute température. Pour des conditions extrêmes (très haute pression), les ingénieurs utilisent des équations plus complexes comme l'équation de van der Waals, qui tient compte du volume propre des molécules de gaz et des forces d'attraction entre elles.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant)
Quel serait le volume si la réaction était menée à \(250\text{°C}\) ?
Question 3 : Calcul de l'enthalpie de réaction
Principe (le concept physique)
On utilise la loi de Hess, qui stipule que la variation totale d'enthalpie pour une réaction ne dépend que des états initial et final, et non du chemin parcouru. Cela nous permet de calculer l'enthalpie d'une réaction en utilisant les enthalpies de formation des composés impliqués, qui sont des valeurs tabulées.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
L'enthalpie de formation (\(\Delta H_f^\circ\)) est l'énergie échangée lors de la formation d'une mole d'un composé à partir de ses éléments constitutifs dans leur état standard (ex: \(C(s), O_2(g)\)...). Par convention, \(\Delta H_f^\circ\) des corps simples est nulle. La formule \(\Delta H_r^\circ = \sum \Delta H_{f, \text{produits}}^\circ - \sum \Delta H_{f, \text{réactifs}}^\circ\) peut être vue comme un "bilan énergétique" : on "casse" les réactifs (ce qui coûte l'inverse de leur \(\Delta H_f^\circ\)) et on "forme" les produits (ce qui libère leur \(\Delta H_f^\circ\)).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Soyez extrêmement méticuleux avec les signes (+ et -) et les coefficients stœchiométriques. Une simple erreur d'inattention sur un signe ou l'oubli de multiplier une enthalpie de formation par son coefficient est la cause la plus fréquente d'erreur dans ce type de calcul.
Normes (la référence réglementaire)
Les valeurs thermodynamiques standard, comme \(\Delta H_f^\circ\), sont définies par l'UICPA pour des conditions standard précises : une pression de 1 bar (et non 1 atm, bien que la différence soit faible) et une concentration de 1 mol/L pour les espèces en solution. La température n'est pas fixée par la norme mais les tables sont quasi-exclusivement données pour 298,15 K (25°C).
Formule(s) (l'outil mathématique)
Loi de Hess
Hypothèses (le cadre du calcul)
- Les données d'enthalpie de formation, bien que données pour 298 K, sont supposées rester valides à la température de la réaction. (En réalité, elles varient légèrement avec T, mais cette approximation est courante pour les exercices).
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Les enthalpies standard de formation sont tirées du tableau des données thermodynamiques de l'énoncé.
| Composé | \(\Delta H_f^\circ\) (kJ/mol) |
|---|---|
| \(NH_4NO_3(s)\) | -365,6 |
| \(N_2O(g)\) | +82,0 |
| \(H_2O(g)\) | -241,8 |
Astuces (Pour aller plus vite)
Organisez votre calcul en deux parties claires : calculez d'abord la somme pondérée des enthalpies des produits, puis celle des réactifs. Ensuite, faites la soustraction. Cela évite de se perdre dans une longue ligne de calcul avec de multiples parenthèses.
Schéma (Avant les calculs)
Diagramme d'Enthalpie (Avant Calcul)
Calcul(s) (l'application numérique)
Étape 1 : Somme des enthalpies de formation des produits
Étape 2 : Somme des enthalpies de formation des réactifs
Étape 3 : Calcul de l'enthalpie de réaction
Schéma (Après les calculs)
Diagramme d'Enthalpie (Après Calcul)
Réflexions (l'interprétation du résultat)
La valeur de \(\Delta H_r^\circ\) est négative. Cela signifie que le niveau d'énergie des produits est plus bas que celui des réactifs. L'excédent d'énergie est libéré dans l'environnement, principalement sous forme de chaleur. La réaction est donc exothermique.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Attention à la soustraction finale : Produits MOINS Réactifs. Une erreur fréquente est d'inverser les deux termes. Faites également attention au signe de chaque \(\Delta H_f^\circ\) ; soustraire une valeur négative revient à additionner.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Synthèse de la Question 3 :
- Concept Clé : Loi de Hess.
- Formule Essentielle : \(\Delta H_r^\circ = \sum \Delta H_{f, \text{produits}}^\circ - \sum \Delta H_{f, \text{réactifs}}^\circ\).
- Point de Vigilance Majeur : Gérer correctement les signes et les coefficients stœchiométriques.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La catastrophe du port de Beyrouth en 2020 a été causée par la détonation accidentelle d'environ 2750 tonnes de nitrate d'ammonium stockées dans un hangar. Cet événement tragique illustre de manière dramatique le potentiel énergétique et les dangers associés à ce composé.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant)
Sachant que \(\Delta H_f^\circ(N_2(g)) = 0\) et \(\Delta H_f^\circ(O_2(g)) = 0\), calculez le \(\Delta H_r^\circ\) de la réaction explosive (\(2NH_4NO_3 \rightarrow ...\)).
Question 4 : Équation de la décomposition explosive
Principe (le concept physique)
Le principe reste la conservation de la matière. La seule différence est l'identité des produits formés en raison des conditions de température et de pression extrêmes, qui favorisent la formation des molécules les plus stables comme le diazote (\(N_2\)) et le dioxygène (\(O_2\)).
Mini-Cours (approfondissement théorique)
À très haute température, les réactions tendent à former les produits thermodynamiquement les plus stables, qui possèdent les liaisons les plus fortes. La triple liaison du diazote (\(N \equiv N\)) est l'une des liaisons covalentes les plus fortes connues, ce qui explique sa formation préférentielle lors de réactions explosives impliquant des composés azotés.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Une bonne technique pour équilibrer ce type de réaction est d'équilibrer d'abord les éléments "complexes" (N et H) puis de s'occuper de l'oxygène à la fin. Si cela conduit à un coefficient fractionnaire pour \(O_2\), il est tout à fait acceptable de l'utiliser temporairement, puis de multiplier toute l'équation par le dénominateur pour obtenir des coefficients entiers.
Normes (la référence réglementaire)
Comme pour la question 1, les conventions de l'UICPA s'appliquent. L'écriture d'une équation avec les plus petits coefficients entiers possibles est la convention standard.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Principe de conservation de la matière
Hypothèses (le cadre du calcul)
- La réaction est une décomposition complète.
- Les seuls produits sont \(N_2\), \(O_2\), et \(H_2O\).
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Les données nécessaires à cette question sont les identités chimiques du réactif et des produits, issues de l'énoncé.
| Rôle | Composé | Formule |
|---|---|---|
| Réactif | Nitrate d'ammonium | \(NH_4NO_3\) |
| Produit 1 | Diazote | \(N_2\) |
| Produit 2 | Dioxygène | \(O_2\) |
| Produit 3 | Eau | \(H_2O\) |
Astuces (Pour aller plus vite)
Remarquez que \(NH_4NO_3\) peut s'écrire \(N_2H_4O_3\). Cela facilite le comptage : 2 N, 4 H, 3 O. On voit immédiatement qu'il faut 1 \(N_2\) et 2 \(H_2O\) pour équilibrer N et H. Le comptage de l'oxygène devient alors trivial.
Schéma (Avant les calculs)
Modèle de la transformation explosive
Calcul(s) (l'application numérique)
Étape 1 : Équation non équilibrée
Étape 2 : Équilibrer N et H
Pour 2 N et 4 H à gauche, il faut 1 \(N_2\) et 2 \(H_2O\) à droite.
Étape 3 : Équilibrer O et finaliser
On a 3 O à gauche. À droite, on a déjà 2 O (dans \(2H_2O\)). Il en manque 1. On doit donc ajouter \(1/2 O_2\). \[ NH_4NO_3(s) \rightarrow N_2(g) + \frac{1}{2}O_2(g) + 2H_2O(g) \] Pour obtenir des coefficients entiers, on multiplie toute l'équation par 2.
Schéma (Après les calculs)
Bilan stœchiométrique de l'explosion
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne pas oublier de multiplier TOUS les coefficients (y compris celui de 1 devant \(NH_4NO_3\) et \(N_2\)) par 2 lors de la dernière étape pour éliminer la fraction.
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant)
Équilibrez la décomposition du trinitrotoluène (TNT) : \(C_7H_5N_3O_6(s) \rightarrow N_2(g) + H_2O(g) + CO(g) + C(s)\). La réponse est 2, 3, 5, 12, 2.
Question 5 : Analyse comparative
Principe (le concept physique)
La pression exercée par un gaz dans un volume donné est directement proportionnelle au nombre de moles de ce gaz (\(P = (RT/V) \cdot n\)). En comparant le nombre total de moles de gaz produites par les deux réactions pour une même quantité de réactif, on peut évaluer laquelle générera la plus forte augmentation de pression et donc le plus grand risque d'explosion.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Le "pouvoir explosif" d'une substance dépend de plusieurs facteurs :
- La quantité de gaz produite : plus de moles de gaz créent une plus grande pression.
- L'énergie libérée (\(\Delta H_r\)) : une réaction très exothermique chauffe les gaz produits à très haute température, augmentant encore la pression.
- La vitesse de la réaction : une libération quasi-instantanée de gaz et d'énergie crée une onde de choc, caractéristique d'une détonation.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Faites bien attention aux ratios stœchiométriques. Pour la réaction explosive, l'équation indique que 2 moles de réactif sont nécessaires pour produire 7 moles de gaz. Le rapport molaire est donc de 7/2 = 3,5, et non 7.
Normes (la référence réglementaire)
L'analyse comparative du potentiel de danger est une démarche fondamentale dans les normes de sécurité industrielle, comme la directive SEVESO en Europe, qui vise à prévenir les accidents industriels majeurs impliquant des substances dangereuses comme le nitrate d'ammonium.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Relation stœchiométrique
Hypothèses (le cadre du calcul)
- Les deux réactions sont considérées comme complètes pour la comparaison.
- On part de la même quantité initiale de réactif dans les deux scénarios.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Les données utilisées proviennent du nombre de moles calculé à la question 2 et des ratios stœchiométriques établis dans les questions 1 et 4.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Note |
|---|---|---|---|
| Moles de nitrate d'ammonium | \(n_{\text{NH}_4\text{NO}_3}\) | 12,49 mol | Calculé en Q2 |
| Ratio molaire (Contrôlée) | - | 3 gaz / 1 réactif | De Q1 |
| Ratio molaire (Explosive) | - | 7 gaz / 2 réactifs | De Q4 |
Astuces (Pour aller plus vite)
Calculez le "facteur de production de gaz" (moles de gaz par mole de réactif) pour chaque réaction : 3 pour la première et 3,5 pour la seconde. Cela permet de voir immédiatement que la seconde réaction produit plus de gaz.
Schéma (Avant les calculs)
Comparaison des Voies Réactionnelles
Calcul(s) (l'application numérique)
Cas 1 : Moles de gaz pour la réaction contrôlée
Cas 2 : Moles de gaz pour la réaction explosive
Schéma (Après les calculs)
Comparaison des Moles de Gaz Produites
Réflexions (l'interprétation du résultat)
La décomposition explosive produit environ 17% de moles de gaz en plus que la décomposition contrôlée. Mais le principal facteur de l'explosion est la vitesse de réaction et l'énorme exothermie (environ -236 kJ/mol de NH4NO3, soit 6.5 fois plus que la réaction contrôlée), qui porte ces gaz à des milliers de degrés. L'augmentation combinée du nombre de moles (\(n\)) et de la température (\(T\)) provoque une augmentation de pression (\(P\)) quasi instantanée et dévastatrice.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne concluez pas que la différence de 17% est la seule raison du caractère explosif. C'est un facteur contributif, mais l'énergie libérée et la vitesse de réaction sont les facteurs prédominants. Le risque vient de la combinaison de ces trois éléments.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Synthèse de la Question 5 :
- Concept Clé : Le danger d'une réaction dépend de la quantité de gaz produit, de l'énergie libérée et de la vitesse de la réaction.
- Méthode : Utiliser les coefficients stœchiométriques pour comparer les quantités de produits dans différents scénarios.
- Point de Vigilance Majeur : Bien interpréter le ratio molaire (ex: 7 moles de gaz pour 2 moles de réactif).
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le principe de production massive de gaz est utilisé dans les airbags de voiture. Un composé, l'azoture de sodium (\(NaN_3\)), se décompose en une fraction de seconde en sodium métallique et en une grande quantité de diazote gazeux (\(N_2\)) qui gonfle le coussin de sécurité lors d'un impact.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant)
La nitroglycérine (\(4C_3H_5N_3O_9\)) se décompose en \(12CO_2 + 10H_2O + 6N_2 + O_2\). Pour une mole de réactif (\(C_3H_5N_3O_9\)), combien de moles de gaz sont produites ?
Outil Interactif : Production de Gaz
Utilisez ce simulateur pour voir comment la masse de nitrate d'ammonium et la température influencent le volume de gaz produit lors de la décomposition contrôlée (\(NH_4NO_3 \rightarrow N_2O + 2H_2O\)).
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés (à 1 atm)
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Quels sont les produits de la décomposition thermique contrôlée (T < 250°C) du nitrate d'ammonium ?
2. Quel est le nombre d'oxydation de l'azote dans l'ion ammonium (\(NH_4^+\)) et dans l'ion nitrate (\(NO_3^-\)) ?
3. Une réaction chimique avec un \(\Delta H_r^\circ = -36,0 \text{ kJ/mol}\) est...
4. Selon la loi des gaz parfaits, si on double la quantité de matière (moles) d'un gaz à température et pression constantes, son volume...
5. Le principal risque associé au stockage de grandes quantités de nitrate d'ammonium est :
Glossaire
- Enthalpie Standard de Formation (\(\Delta H_f^\circ\))
- Variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'un composé à partir de ses corps simples de référence dans leur état standard. C'est une mesure de la stabilité énergétique du composé.
- Loi des Gaz Parfaits
- Une loi physique qui décrit le comportement des gaz sous de faibles pressions. Elle établit une relation entre la pression, le volume, la quantité de matière et la température d'un gaz.
- Réaction Exothermique
- Une réaction chimique qui libère de l'énergie, généralement sous forme de chaleur, dans son environnement. Elle est caractérisée par une variation d'enthalpie négative (\(\Delta H < 0\)).
- Stœchiométrie
- Domaine de la chimie qui s'intéresse aux relations quantitatives (masse, moles, volume) entre les réactifs et les produits dans une réaction chimique. Elle est basée sur les coefficients de l'équation chimique équilibrée.
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