a)-  Introduction :

-  On utilise une canette ayant contenu une boisson (33 cl)

-  Cette  canette est remplie d’une quantité connue d’eau.

-  L’ensemble est chauffé à l’aide d’une  lampe à éthanol.

-  On mesure la masse de la lampe au début et à la fin de la manipulation.

-  On mesure également, l’élévation de température.

-  On en déduit expérimentalement la valeur de la chaleur de combustion.

-  Données :

-  Capacité thermique massique de l’aluminium : C_al = 0,897 J . kg^–1 . ° C^–1

-  Température de vaporisation de l’éthanol sous la pression atmosphérique : θ_i = 79 ° C

-  Chaleur latente de vaporisation de l’éthanol : Lv = 855 kJ . kg^–1

-  Pour le calcul des quantités de chaleur Q :

-  Un objet de masse m dont la température varie de θ_i à θ_f sans changer d’état physique est le siège d’un transfert d’énergie Q :

-  Masse molaire atomique du carbone : M (C) = 12,0 g . mol^–1

-  Masse molaire atomique de l’hydrogène : M (H) = 1,01 g . mol^–1

-  Masse molaire atomique de l’oxygène : M (O) = 16,0 g . mol^–1

-  L’éthanol est un alcool primaire qui est utilisé dans le domaine médical comme antiseptique (gel hydroalcoolique).

-  Il est utilisé en parfumerie comme solvant.

-  L’éthanol est un biocarburant car il est produit à partir de matières premières agricoles (betterave, maïs, canne à sucre,…).

-  Alcool primaire : CH₃ – CH₂ – OH

-  L’éthanol est aussi un combustible utilisé pour chauffer l’habitat et plus connu sous son nom d’usage : d’alcool.

-  On le trouve dans certaines lampes, des chauffe-plats et certains poêles d’appoint.

-  Sa combustion donne une flamme bleutée.

b)-  Protocole expérimental :

-  Schéma du montage :

c)-  Expérience.

  Le protocole :

-  Peser la lampe à éthanol et noter sa masse m_i

-  Préparer  200 mL d’eau du robinet.

-  Remplir la canette avec les 200 mL d’eau

-  Suspendre la canette, introduire la sonde du thermomètre et noter alors la température initiale θ_i (attendre l’équilibre thermique)

-  Introduire la lampe à alcool sous le bécher et allumer la lampe. 

-  Surveiller la température de l’eau et arrêter le chauffage quand la température est d’environ 20° C supérieure à la température initiale.

-  Noter la température finale, (θ_f) après avoir homogénéiser l’eau (c’est la température maximale atteinte).

-  Peser la lampe à alcool et noter sa masse finale m_f.

-  En déduire la masse m d’éthanol consommée.

-  Indiquer le fonctionnement de la lampe à alcool et préciser le rôle de la mèche présente dans la lampe :

-  Quand on allume la mèche, l’éthanol liquide monte dans la mèche (capillarité).

-  Au contact de la chaleur produite par la mèche qui brûle :

-  La température de l’éthanol liquide augmente de sa température initiale à sa température de vaporisation (79 ° C).

-  Puis l’éthanol se vaporise : il passe de l’état liquide à l’état gazeux.

-  Au contact de l’air, l’éthanol gazeux réagit avec le dioxygène contenu dans l’air.

-  Il y a alors combustion de l’éthanol gazeux et la mèche ne se consume plus.

-  Maintenant, c’est l’énergie produite par la combustion de l’éthanol :

-  De chauffer l’éthanol qui arrive par la mèche et

-  De vaporiser l’éthanol présent au niveau de la mèche.

-  Lors de la combustion de l’éthanol, il se forme du dioxyde de carbone CO₂ (g)

    et de la vapeur d’eau H₂O (g).

-  Les mesures :

d)-  Exploitation des mesures :

-  Calculer la masse m d’éthanol consommé.

-  Masse m d’éthanol consommé :

-  m = m_i – m_f

-  m = 144,1 – 143,2

-  m ≈ 0,900 g

-  Calculer la masse molaire M de l’éthanol.

-  Masse molaire M de l’éthanol : CH₃ – CH₂ – OH

-  M = 2 M(C) + 6 M (H) + M (O)

-  M = 2 × 12,0 + 6 × 1,0+ 1 × 16,0

-  M ≈ 46,06 g . mol^–1

-  M ≈ 46,1 g . mol^–1

-  Calculer la quantité de matière n d’éthanol consommé.

-  Quantité de matière n d’éthanol consommé :

-   

-  Calculer la masse m_eau d’eau chauffée.

-  Masse m_eau d’eau chauffée :

-  m_eau ≈ 200 g

-  Calculer la quantité de chaleur Q₁ qui sert à chauffer l’eau.

-   Quantité de chaleur Q₁ qui sert à chauffer l’eau :

-  Q₁ = m_eau . c_eau . (θ_f – θi)

-  Q₁ = 200 × 10^–3 × 4180 × (39,8  – 20,8)

-  Q₁ ≈ 1,588 × 10⁴ J

-  Q₁ ≈ 1,59 × 10⁴ J ou

-  Q₁ ≈ 15,9 kJ

-  Calculer la quantité de chaleur Q₂ qui sert à chauffer la canette d’aluminium.

-  Quantité de chaleur Q₂ qui sert à chauffer la canette en aluminium :

-  Q₂ = m_al . c_al . (θ_f – θi)

-  Q₂ = 28,95  × 10^–3 × 0,897 × (39,8  – 20,8)

-  Q₂ ≈ 0,493 J

-  On remarque que Q₂ << Q₁

-  Calculer la quantité de chaleur Q dégagée par la combustion de l’éthanol en kJ.

-  On fait l’hypothèse suivante :

-  On considère que l’énergie libérée lors de la combustion de l’éthanol sert uniquement à chauffer l’eau et la canette d’aluminium.

-  Q = Q_{1 +} Q₂

-  Q ≈ 15,9 × 10³ + 0,493

-  Q ≈ 15,9 × 10³ J

-  En déduire le pouvoir calorifique PC de l’éthanol en kJ . kg^–1 et en kJ . mol^–1.

-  Pouvoir calorifique de l’éthanol :

-  L’énergie libérée par la combustion de la masse m ≈ 0,900 g d’éthanol est Q ≈ 15,9 kJ

- 

- 

e)-  Étude de la réaction de combustion :

-  On considère que la combustion de l’éthanol est complète.

-  Écrire l’équation de la combustion de l’éthanol.

-  Réaliser un tableau d’avancement.

-  Tableau d’avancement :

-  Calculer l’énergie molaire de combustion E_comb de l’éthanol.

-  Structure moléculaire des molécules des réactifs et des produits :

-  Quelques énergies de liaisons :

 -   Énergie molaire de combustion E_comb de l’éthanol

-  Au cours de la combustion d’une mole d’éthanol,

►   Les liaisons rompues :

-  1 × 5 moles de liaisons  C – H

-  1 × 1 mole de liaisons C – O

-  1 × 1 mole de liaisons H – O

-  1 × 1 mole de liaisons C – C

-  3 × 1 mole de liaison O = O

-  E_ℓrompues = 5 × E_ℓ (C – H) + 1 × E_ℓ (C – O) + 1 × E_ℓ (O – H) + 1× E_ℓ (C – C) + 3 × E_ℓ (O = O)

-  E_ℓrompues = 5 × 413 + 1 × 360 + 1 × 463 + 1 × 348 + 3 × 496

-  E_ℓrompues ≈ 4,724 × 10³ kJ . mol^–1

-  E_ℓrompues ≈ 4,72 × 10³ kJ . mol^–1

-   Au cours de la combustion d’une mole d’éthanol,

►  Les liaisons formées :

-  2 × 2 moles de liaisons C = O

-  3 × 2 moles de liaisons H – O

-  E_ℓformées = 4 × E_ℓ (C = O) + 6 × E_ℓ (H – O)

-  E_ℓformées = 4 × 796 + 6 × 463

-  E_ℓformées = 5,962 × 10³ kJ . mol^–1

-  E_ℓformées = 5,96 × 10³ kJ . mol^–1

-  Énergie molaire de combustion du méthanol :

-  E_comb (C₂H₆O) = E_ℓrompues – E_ℓformées

-  E_comb (C₂H₆O) ≈ 4,38 × 10³ – 5,96 × 10³

-  E_comb (C₂H₆O) ≈  – 1,238 × 10³  kJ . mol^–1

-  E_comb (C₂H₆O) ≈  – 1,24 × 10³  kJ . mol^–1

-  En déduire la valeur du pouvoir calorifique PC de l’éthanol.

-   Pouvoir calorifique PC de l’éthanol :

-  Relation :

-  Application numérique :

-   

-  Comparer cette valeur à celle déterminée expérimentalement et conclure.

-   Comparaison entre la valeur théorique et la valeur expérimentale :

-  Valeur expérimentale : PC_exp ≈ 17,7 MJ . kg^–1

-  Valeur théorique : PC_theo ≈ 26,9MJ . kg^–1

-  Erreur relative :

- 

-  La valeur expérimentale est nettement inférieure à la valeur théorique.

-  Cette manipulation sert uniquement à donner un ordre de grandeur du pouvoir calorifique de l’éthanol.

-  Comme peut-on expliquer l’écart entre la valeur théorique et la valeur trouvée en pratique ?

-  Cette différence est due aux pertes lors de la combustion :

-  Une partie de l’énergie thermique dégagée sert à chauffer à l’air ambiant et le verre du bécher.

-  Une partie de l’énergie thermique sert à vaporiser l’éthanol liquide.

-  Une parti est liée aux erreurs de mesures (masse de l’éthanol brûlée, masse d’eau, …)

-  Additif :  Données et Mesures

-  Lors de l’expérience, on a brûlé la masse m = 0,900 g d’éthanol

-  Température initiale : θ_i = 20,8 ° C

-  Une partie de l’énergie thermique sert à chauffer l’éthanol liquide de 20,8 ° C à 79 ° C

-  Une partie sert à vaporiser la masse m d’éthanol :

-  Énergie consommée :

-  Q_cns = m . c . (θ_f – θ_i) + m . L_v

-  Q_cns ≈ 0,900 × 10^–3 × 2,46 × (79 – 20,8) + 0,900 × 10^–3 × 855

-  Q_cns ≈ 0,898 kJ

-  Q_cns ≈ 0,90 kJ

-  Valeur à rapprocher de cette valeur

-  Q ≈ 15,9 × 10³ J = 15,9 kJ

-  Le chauffage et la vaporisation de l’éthanol ont absorbé environ 5,7 % de l'énergie de la combustion ce qui n'est pas négligeable dans un bilan.