Aurélie 4 / 05

Equation des gaz parfaits ;

Quantité de matière (mole).

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Un artificier veut préparer un feu de Bengale rouge. Il mélange 122,6 g de chlorate de potassium KCLO3, 16,0 g se soufre S et 18,0 g de carbone C. L'équation chimique modélisant la transformation est la suivante :

2 KCLO3(solide) + S(solide) + 3 C(solide) = K2 S(solide)+3 CO2(gaz)+Cl2(gaz).

  1. Calculer les quantité de matière de chacun des réactifs.
  2. Montrer que le mélange initial est stoechiométrique.
  3. Calculer les quantités de matière des produits formés.
  4. Calculer le volume total occupé par les gaz produits

masse atomique molaire (g/mol) : S: 32 ; Cl : 35,5 ; C : 12 ; O : 16 ; K : 39 ; volume molaire Vm= 24 L/mol

corrigé
Quantité de matière (mol) = mase (g) / masse molaire (g/mol)

KCLO3 : M= 39+35,5+3*16=122,5 g/mol ; n1= 122,6/122,5 = 1 mol.

S : n2= 16/32 = 0,5 mol.

C: n3= 18/12 = 1,5 mol

n1, n2 et n3 sont proprotionnels aux coefficients stoéchiométriques : le mélange initial est stoéchiométrique.

En conséquence : n(K2 S) = n2= 0,5 mol

n( CO2)= n3= 1,5 mol

n(Cl2)= n2= 0,5 mol

nombre total de mole de gaz : n( CO2)+ n(Cl2)= 2 mol

volume total des gaz (L) = volume molaire (L/mol) * Qté de matière (mol) = 24*2 = 48 L.


Une bouteille en acier de 25 L contenant du dioxygène, est stockée dans un local à la température de 19°C. La pression du gaz, déterminée à l'aide d'un manomère, est de 110 atm.

  1. Quelle est la masse de dioxygène contenue dans cette bouteille ?
  2. Quelle serait l'indication du manomètre si la température s'élevait jusqu'à 33°C ?
  3. Quel volume occuperait le dioxygène contenu dans la bouteille dans les conditions normales de température et de pression ?

On donne masse molaire atomique de l'oxygène M(O) = 16 g/mol ;

constante universelle du gaz parfait : R = 8,31 S.I.

On considère que, dans tous les cas envisagés le dioxygène se comporte comme un gaz parfait.

corrigé
équation des gaz parfaits : PV= n RT soit n= PV/(RT)

P= 110 105 Pa = 1,1 107 Pa ; V= 25 10-3 = 2,5 10-2 m3 ; T= 273+19 = 292 K

n=1,1 107 *2,5 10-2 / (8,31*292)=113,3 mol.

à 33°C soit 273+33 = 306 K

P= nRT/V= 113,3*8,31*306/2,5 10-2 =1,15 107 Pa = 115,7 atm.

Dans les conditions normales de température et de pression : T= 273 K et P voisin 105 Pa

V= nRT/P =113,3 *8,31*273/105=2,57 m3.


Les chameaux emmagasinent de la tristéarine C57H110O6 dans leurs bosses. Cette graisse est à la fois une source d'énergie et une source d'eau, car, lorsqu'elle est utilisée dans l'organisme, il se produit une réaction analogue à une combustion : la tristéarine réagit avec le dioxygène pour donner du dioxyde de carbone et de l'eau.

  1. Ecrire l'équation chimique correspondante.
  2. Quel volume de dioxygène est nécessaire pour "brûler" 1,0 kg de tristéarine ?
  3. Quelle est la masse d'eau accessible à partir de 1,0 kg de cette graisse ?

volume molaire Vm= 24 L/mol ; C: 12 ; H : 1 ; O : 16 g/mol.

corrigé
C57H110O6 + 81,5 02 ------> 55 H20 + 57 C02.

masse molaire de la tristéarine : M= 57*12+110+6*16=684+110+96=890 g/mol

Qté de matière tristéarine (mol) = masse (g) / masse molaire (g/mol) = 1000/890 =1,12 mol

en conséquence : 81,5*1,12= 91,3 mol O2.

Volume dioxygène (L) = Qté de matière (mol) * volume molaire (L/mol) = 91,3*24 =2190 L= 2,19 m3.

Qté de matière d'eau : 55*1,12 = 61,6 mol

masse d'eau (g) = masse molaire (g/mol) * Qté de matière (mol) = 18*61,6 =1109 g = 1,1 kg.


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