On s'intéresse à la combustion de l'éthanol. L'équation de combustion de l'éthanol est :
\ce{C2H6O_{(g)}} + \ce{3O2_{(g)}} \longrightarrow \ce{2CO2_{(g)}} + \ce{3H2O_{(g)}}
Quelle est la quantité de matière de dioxyde de carbone (\ce{CO2}) produite lorsque l'énergie libérée par la combustion de l'éthanol est E=1{,}00\text{ MJ} ?
Données :
- L'énergie massique de l'éthanol est E_m=28{,}9\text{ MJ.kg}^{-1}.
- La masse molaire de l'éthanol est M(\ce{C2H6O})=46{,}1.10^{-3}\text{ kg.mol}^{-1}.
L'expression permettant de calculer l'énergie libérée lors d'une combustion est :
E_{(\text{J})}=m_{(\text{kg})} \times E_{m(\text{J.kg}^{-1})}
D'où l'expression pour la masse :
m=\dfrac{E}{E_m}
Dans le cas présent, cette masse correspond à la masse d'éthanol consommé :
m( \ce{C2H6O})=\dfrac{E}{E_m}
D'après l'équation de combustion, on a la relation suivante :
\dfrac{n(\ce{C2H6O})}{1}=\dfrac{n(\ce{CO2})}{2}
D'où la relation :
n(\ce{CO2})=2 \times n(\ce{C2H6O})
On peut exprimer la quantité de matière en fonction de la masse et de la masse molaire :
n=\dfrac{m}{M}
D'où la relation :
n(\ce{CO2})=\dfrac{2 \times m(\ce{C2H6O})}{M(\ce{C2H6O})}
La masse d'éthanol peut être remplacée par la relation contenant l'énergie massique :
n(\ce{CO2})=\dfrac{2 \times E}{E_m \times M(\ce{C2H6O})}
D'où l'application numérique :
n(\ce{CO2})=\dfrac{2 \times 1{,}00 }{28{,}9 \times 46{,}1.10^{-3}}\\n(\ce{CO2})=1{,}50\text{ mol}
La quantité de matière de dioxyde de carbone produite est donc de 1,50 mol.
On s'intéresse à la combustion de méthanol. L'équation de combustion du méthanol est :
\ce{CH4O_{(g)}} + \dfrac{3}{2}\ \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{CO2_{(g)}} + 2\ \ce{H2O_{(g)}}
Quelle est la quantité de matière de dioxyde de carbone ( \ce{CO2} ) produite lorsque l'énergie libérée par la combustion du méthanol est E=1{,}00\text{ MJ} ?
Données :
- L'énergie massique du méthanol est E_m=19{,}9\text{ MJ.kg}^{-1} .
- La masse molaire du méthanol est M(\ce{CH4O})=32{,}0.10^{-3}\text{ kg.mol}^{-1} .
L'expression permettant de calculer l'énergie libérée lors d'une combustion est :
E_{(\text{J})}=m_{(\text{kg})} \times E_{m(\text{J.kg}^{-1})}
D'où l'expression pour la masse :
m=\dfrac{E}{E_m}
Dans le cas présent, cette masse correspond à la masse de méthanol consommé :
m( \ce{CH4O})=\dfrac{E}{E_m}
D'après l'équation de combustion, on a la relation suivante :
\dfrac{n(\ce{CH4O})}{1}=\dfrac{n(\ce{CO2})}{1}
D'où la relation :
n(\ce{CO2})=1 \times n(\ce{CH4O})
On peut exprimer la quantité de matière en fonction de la masse et de la masse molaire :
n=\dfrac{m}{M}
D'où la relation :
n(\ce{CO2})=\dfrac{1 \times m(\ce{CH4O})}{M(\ce{CH4O})}
La masse de méthanol peut être remplacée par la relation contenant l'énergie massique :
n(\ce{CO2})=\dfrac{1 \times E}{E_m \times M(\ce{CH4O})}
D'où l'application numérique :
n(\ce{CO2})=\dfrac{1 \times 1{,}00 }{19{,}9 \times 32{,}0.10^{-3}}
n(\ce{CO2})=1{,}57\text{ mol}
La quantité de matière de dioxyde de carbone produite est donc de 1,57 mol.
On s'intéresse à la combustion du propanol. L'équation de combustion du propanol est :
\ce{C3H8O_{(g)}} + \dfrac{9}{2}\ \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 3\ \ce{CO2_{(g)}} + 4\ \ce{H2O_{(g)}}
Quelle est la quantité de matière de dioxyde de carbone ( \ce{CO2} ) produite lorsque l'énergie libérée par la combustion du propanol est E=1{,}00\text{ MJ} ?
Données :
- L'énergie massique du propanol est E_m=30{,}7\text{ MJ.kg}^{-1} .
- La masse molaire du propanol est M(\ce{C3H8O})=60{,}1.10^{-3}\text{ kg.mol}^{-1} .
L'expression permettant de calculer l'énergie libérée lors d'une combustion est :
E_{(\text{J})}=m_{(\text{kg})} \times E_{m(\text{J.kg}^{-1})}
D'où l'expression pour la masse :
m=\dfrac{E}{E_m}
Dans le cas présent, cette masse correspond à la masse de propanol consommé :
m( \ce{C3H8O})=\dfrac{E}{E_m}
D'après l'équation de combustion, on a la relation suivante :
\dfrac{n(\ce{C3H8O})}{1}=\dfrac{n(\ce{CO2})}{3}
D'où la relation :
n(\ce{CO2})=3 \times n(\ce{C3H8O})
On peut exprimer la quantité de matière en fonction de la masse et de la masse molaire :
n=\dfrac{m}{M}
D'où la relation :
n(\ce{CO2})=\dfrac{3 \times m(\ce{C3H8O})}{M(\ce{C3H8O})}
La masse de propanol peut être remplacée par la relation contenant l'énergie massique :
n(\ce{CO2})=\dfrac{3 \times E}{E_m \times M(\ce{C3H8O})}
D'où l'application numérique :
n(\ce{CO2})=\dfrac{3 \times 1{,}00 }{30{,}7 \times 60{,}1.10^{-3}}
n(\ce{CO2})=1{,}63\text{ mol}
La quantité de matière de dioxyde de carbone produite est donc de 1,63 mol.
On s'intéresse à la combustion du butanol. L'équation de combustion du butanol est :
\ce{C4H10O_{(g)}} + 6\ \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 4\ \ce{CO2_{(g)}} + 5\ \ce{H2O_{(g)}}
Quelle est la quantité de matière de dioxyde de carbone ( \ce{CO2} ) produite lorsque l'énergie libérée par la combustion du butanol est E=1{,}00\text{ MJ} ?
Données :
- L'énergie massique de butanol est E_m=33{,}1\text{ MJ.kg}^{-1} .
- La masse molaire du butanol est M(\ce{C4H10O})=74{,}1.10^{-3}\text{ kg.mol}^{-1} .
L'expression permettant de calculer l'énergie libérée lors d'une combustion est :
E_{(\text{J})}=m_{(\text{kg})} \times E_{m(\text{J.kg}^{-1})}
D'où l'expression pour la masse :
m=\dfrac{E}{E_m}
Dans le cas présent, cette masse correspond à la masse de butanol consommé :
m( \ce{C4H10O})=\dfrac{E}{E_m}
D'après l'équation de combustion, on a la relation suivante :
\dfrac{n(\ce{C4H10O})}{1}=\dfrac{n(\ce{CO2})}{4}
D'où la relation :
n(\ce{CO2})=4 \times n(\ce{C4H10O})
On peut exprimer la quantité de matière en fonction de la masse et de la masse molaire :
n=\dfrac{m}{M}
D'où la relation :
n(\ce{CO2})=\dfrac{4 \times m(\ce{C4H10O})}{M(\ce{C4H10O})}
La masse de butanol peut être remplacée par la relation contenant l'énergie massique :
n(\ce{CO2})=\dfrac{4 \times E}{E_m \times M(\ce{C4H10O})}
D'où l'application numérique :
n(\ce{CO2})=\dfrac{4 \times 1{,}00 }{33{,}1 \times 74{,}1.10^{-3}}
n(\ce{CO2})=1{,}63\text{ mol}
La quantité de matière de dioxyde de carbone produite est donc de 1,63 mol.
On s'intéresse à la combustion du pentanol. L'équation de combustion du pentanol est :
\ce{C5H12O_{(g)}} + \dfrac{15}{2}\ \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 5\ \ce{CO2_{(g)}} + 6\ \ce{H2O_{(g)}}
Quelle est la quantité de matière de dioxyde de carbone ( \ce{CO2} ) produite lorsque l'énergie libérée par la combustion du pentanol est E=1{,}00\text{ MJ} ?
Données :
- L'énergie massique de pentanol est E_m=34{,}7\text{ MJ.kg}^{-1} .
- La masse molaire du pentanol est M(\ce{C5H12O})=88{,}1.10^{-3}\text{ kg.mol}^{-1} .
L'expression permettant de calculer l'énergie libérée lors d'une combustion est :
E_{(\text{J})}=m_{(\text{kg})} \times E_{m(\text{J.kg}^{-1})}
D'où l'expression pour la masse :
m=\dfrac{E}{E_m}
Dans le cas présent, cette masse correspond à la masse de pentanol consommé :
m( \ce{C5H12O})=\dfrac{E}{E_m}
D'après l'équation de combustion, on a la relation suivante :
\dfrac{n(\ce{C5H12O})}{1}=\dfrac{n(\ce{CO2})}{5}
D'où la relation :
n(\ce{CO2})=5 \times n(\ce{C5H12O})
On peut exprimer la quantité de matière en fonction de la masse et de la masse molaire :
n=\dfrac{m}{M}
D'où la relation :
n(\ce{CO2})=\dfrac{8 \times m(\ce{C5H12O})}{M(\ce{C5H12O})}
La masse de pentanol peut être remplacée par la relation contenant l'énergie massique :
n(\ce{CO2})=\dfrac{5 \times E}{E_m \times M(\ce{C5H12O})}
D'où l'application numérique :
n(\ce{CO2})=\dfrac{5 \times 1{,}00 }{34{,}7 \times 88{,}1.10^{-3}}
n(\ce{CO2})=1{,}64\text{ mol}
La quantité de matière de dioxyde de carbone produite est donc de 1,64 mol.