Transformations de la matière : aspects thermodynamiques et cinétiques 1 – Premier principe de la thermodynamique appliqué aux transformations physicochimiques

1 – Élaboration d’un ciment

1. Calculer numériquement les quantités de matière en ciment et en eau (notées [latex]n_1[/latex] et [latex]n_2[/latex]) initialement introduites.
   • Calculer la masse molaire de [latex]\ce{Ca3SiO5}[/latex] et de [latex]\ce{H2O}[/latex].
   • Quelle relation lie masse molaire, masse et quantité de matière ?
2. En supposant la réaction totale, indiquer quel est le réactif limitant et calculer les quantités de matière en chacune des espèces présentes en fin d’évolution.
   • Faire un tableau d’avancement.
   • En supposant [latex]\ce{Ca3SiO5}[/latex] réactif limitant, que serait l’avancement ? Même question pour [latex]\ce{H2O}[/latex]. Quel est le réactif limitant ?
   • Que vaut l’avancement final ?
3. Le système constitué par le calorimètre et son contenu sont supposés en évolution adiabatique. Estimer la valeur de l’enthalpie standard de réaction [latex]\Delta_r H^0[/latex] associée à l’équation-bilan [latex](1)[/latex]. On négligera la capacité thermique du calorimètre.
   • On imagine une transformation constitué d’une transformation chimique isotherme suivie d’une élévation de température sans transformation chimique dont les états initiaux et finaux sont les mêmes que la transformation étudiée.
   • Que peut-on dire de la chaleur échangée lors de la transformation étudiée ? En déduire la variation d’enthalpie.
   • Concernant la réaction chimique isotherme : relier la variation d’enthalpie à l’avancement.
   • Concernant l’élévation de température sans réaction chimique : écrire la seconde loi de Joule.
   • Relier les variations d’enthalpie sur les trois transformations.
4. La réaction est-elle exothermique ou endothermique ?

2 – Température de flamme du sulfure de plomb

1. Remplir les deux cases vides du tableau de données.
   • À quelle condition l’enthalpie standard de formation est-elle nulle ?
2. Écrire l’équation-bilan de cette réaction avec un coefficient stœchiométrique algébrique égal à [latex]-1[/latex] pour [latex]\ce{PbS(s)}[/latex].
3. Calculer l’enthalpie standard de réaction [latex]\Delta_rH^0[/latex] à [latex]\SI{298}{K}[/latex] pour la réaction écrite question 2.
   • Utiliser la loi de Hess
4. On part d’un mélange [latex]\ce{PbS(s)}/\ce{O2(g)}[/latex] dans les proportions stœchiométriques, à la température initiale [latex]T_i = \SI{298}{K}[/latex]. La réaction est menée de façon isobare adiabatique, calculer la température de flamme (température finale atteinte).
   • On imagine une transformation constitué d’une transformation chimique isotherme suivie d’une élévation de température sans transformation chimique dont les états initiaux et finaux sont les mêmes que la transformation étudiée.
   • Que peut-on dire de la chaleur échangée lors de la transformation étudiée ? En déduire la variation d’enthalpie.
   • Concernant la réaction chimique isotherme : relier la variation d’enthalpie à l’avancement.
   • Concernant l’élévation de température sans réaction chimique : écrire la seconde loi de Joule.
   • Relier les variations d’enthalpie sur les trois transformations.
5. Reprendre le calcul de la question 4 en supposant que le mélange initial est constitué d’air ([latex]80\%[/latex] de diazote et [latex]20\%[/latex] de dioxygène). La quantité d’air ajoutée est juste suffisante pour provoquer la disparition de la totalité de [latex]\ce{PbS(s)}[/latex].
   • Dans l’air, combien y a-t-il de fois plus de diazote que de dioxygène ?
   • Par rapport à la question précédente, quelles sont les grandeurs qui seront différentes ?