18/10/2016 PC 2016/2017 – Lycée La Martinière Monplaisir

18/10/2016
Solutions aqueuses – Thermochimie
PC 2016/2017 – Lycée La Martinière Monplaisir
DS n°21 (4h) – Correction – 1 / 13
DS n°2 – Correction
SOLUTIONS AQUEUSES – THERMOCHIMIE
Correction : Dosage complexométrique d’une solution d’ions aluminium (G2E 2015)
1.1.
Diagramme de prédominance de l’EDTA
H4Y
H3Y-
H2Y2-
HY3-
Y4pH
2,0
2,7
6,2
10,3
1.2.1.
Les frontières entre les différentes formes acido-basiques de l’orangé de xylénol sont verticales (pH en
abscisse) et de gauche à droite H2In2-, HIn3- et In4-.
Le complexe [ZnIn]2- est prédominant pour pZn faible.
H2In2-
HIn3-
[ZnIn]2-
1.2.2.
à la frontière HIn3-/In4- : [HIn3-] = [In4-] et donc pKa = pHlu.
pKa(HIn3-/In4-) = 6,4
1.2.3.
à la frontière In4-/[ZnIn]2- : [In4-] = [[ZnIn]2-]
Zn2+ + In4- = [ZnIn]2βZnIn = [[ZnIn]2-] / ([Zn2+].[In4-]) = 1/[Zn2+]
on lit pZn = 6,1 soit [Zn2+] = 10-6,1
βZnIn = 106,1
1.2.4.
Zn2+ + HIn3- = [ZnIn]2- + H+
K
2+
2+
3K = ([[ZnIn] ].[H ]) / ([Zn ].[HIn ])
sur la frontière [[ZnIn]2-] = [Hin3-]
d’où K = [H+]/[Zn2+]
pK = pH – pZn
pZn = pH – pK
La pente de la droite vaut +1.
In4-
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Solutions aqueuses – Thermochimie
1.3.1.
20,0 mL de solution d’ions H2Y2110 mL d’eau distillée
ajustement pH (solution HCl ou NaOH)
5 gouttes de solution d’orangé de xylénol
solution d’ions Zn2+
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DS n°21 (4h) – Correction – 2 / 13
pipette jaugée de 20 mL
éprouvette graduée de 150 mL
ajout à la burette, contrôle du pH avec un pH-mètre
compte-goutte
burette graduée
1.3.2.
pH entre 5 et 6 : EDTA sous la forme H2Y2- et indicateur coloré sous la forme HIn3-.
Zn2+ + H2Y2- = [ZnY]2- + 2 H+
Il faut aussi tenir compte de l’ajout de la base B qui joue le rôle de tampon.
Zn2+ + H2Y2- + 2 B = [ZnY]2- + 2 BH+
(1)
K
Zn2+ + Y4- = [ZnY]2H2Y2- = HY3- + H+
HY3- = Y4- + H+
BH+ = B + H+
(2)
(3)
(4)
(5)
βZnY = 1015,9
Ka3 = 10-6,2
Ka4 = 10-10,3
Ka = 10-5,1
(1) = (2) + (3) + (4) – 2 × (5)
K = βZnY.Ka3.Ka4/Ka2
K = 109,6
1.3.3.
Avant l’équivalence, la solution contient : Zn2+ (incolore), [ZnY]2- (incolore), HIn3- (jaune).
L’énoncé précise que le complexe entre l’indicateur coloré et le cation (ici Zn 2+ ) est moins stable que
celui entre l’EDTA. L’indicateur coloré est donc sous sa forme non complexée.
La solution est jaune.
1.3.4.
À l’équivalence, il n’y a plus d’EDTA à complexer. Les ions Zn2+ complexent l’indicateur coloré.
Zn2+ + HIn3- + B = [ZnIn]2- + BH+
La solution devient violette à cause de [ZnIn]2-.
Le pH doit être maintenu à 5 par le tampon BH +/B sinon comme la réaction de dosage (1) produit des ions
H+, on observerait une diminution du pH.
L’indicateur coloré serait sous la forme H2In2-, rouge. Le virage du rouge au violet serait plus difficile à
déceler.
La réaction (1) devient : Zn2+ + H2Y2- = [ZnY]2- + H+ K’ = βZnY.Ka3.Ka4 = 10-0,6
Cette réaction n’est pas quantitative et ne peut être utilisée comme réaction de dosage.
Pour ne pas compter l’indicateur coloré, il convient de relever le volume équivalent au début du virage.
1.3.5.
à l’équivalence : n(Zn2+) = n(H2Y2-)
CZn.Ve = CEDTA.V0
Ve = 20,05 mL (moyenne des deux dosages)
CEDTA = 1,00.10-2 × 20,0 / 20,05
CEDTA = 9,98.10-3 mol·L-1
on garde 3 chiffres significatifs comme les données
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Solutions aqueuses – Thermochimie
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DS n°21 (4h) – Correction – 3 / 13
2.1.
Avant l’ajout de Zn2+, l’EDTA complexe l’aluminium selon :
Al3+ + H2Y2- + 2 B = [AlY]- + 2 BH+
2.2.
Avec l’ajout de Zn2+, il se produit :
Zn2+ + H2Y2- + 2 B = [ZnY]2- + 2 BH+
avant le virage : [AlY]-, [ZnY]2-, HIn3-, H2Y2après le virage : [AlY]-, [ZnY]2-, [ZnIn]2-, Zn2+
Rem :
βAlY et βZnY sont du même ordre de grandeur, il faut espérer que le zinc ajouté avant l’équivalent ne
détruise pas le complexe d’aluminium (formation lente, destruction lente ?)
2.3.
à l’équivalence : n(Zn2+) = n(EDTA)restant avec n(EDTA)restant = n(EDTA)0 – n(Al3+)
CZn.Ve = CEDTA.V0 – CAl.VS
CAl = (CEDTA.V0 – CZn.Ve)/VS
avec Ve = 13,5 mL (moyenne des deux dosages)
CAl = 6,45.10-3 mol·L-1
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DS n°21 (4h) – Correction – 4 / 13
Correction Problème : Recyclage du dioxyde de carbone en méthanol (G2E 2016)
1.
Lors de l’électrolyse de l’eau, il se produit 2 H2O = 2 H2 + O2.
Le dihydrogène est utilisé pour la synthèse du méthanol, le dioxygène est un sous-produit.
2.1.
On remarque que pour a = 3, ce qui correspond aux proportions stœchiométriques, la fraction molaire
en CH3OH est maximal dans le mélange final mais le rendement correspond alors à un minimum local.
Cependant, comme on souhaite recycler les gaz qui n’ont pas réagi, il est pratique de travailler en
proportion stœchiométrique car après réaction, le mélange CO2/H2 est toujours en proportion
stœchiométrique et peut être réinjecté directement sans traitement.
2.2.
nombre de paramètres intensifs : X = 6 (T, P, xCO2, xH2, xCH3OH, xH2O)
relations entre paramètres intensifs : Y = 2 (1 équilibre, 1 phase)
relations supplémentaires dues à la stœchiométrie du mélange initial :
CO2(g) + 3 H2(g) = CH3OH(g) + H2O(g)
EI
n
3n
0
0
EF
n-ξ
3n-3ξ
ξ
ξ
xCH3OH = xH2O et xCO2 = xH2 / 3
v’ = 6 – 2 – 2
le nombre de degrés de liberté vaut : v’ = 2
Il est donc possible d’agir sur la température et la pression.
Choix de la température
ΔrH° = -241,8 - 201,5 - (-393,5)
ΔrH° = -49,8 kJ·mol-1
La réaction est exothermique donc pour déplacer l’équilibre dans le sens direct de production du méthanol
il faut, d’après la principe de modération, travailler à température faible.
Pourtant la synthèse est réalisée à 500 K (et non 298 K), cela est due à un aspect cinétique. À 298 K, la
réaction est trop lente.
Choix de la pression
Le sens de production du méthanol correspond à une diminution de nombres d’espèces gazeuses. D’après
le principe de modération, l’équilibre est déplacé dans le sens direct à pression élevée.
L’industriel préfère travailler à pression ambiante car le travail à pression élevée réclame un surcoût pour
l’installation (robustesse des réacteurs) qui n’est sûrement pas rentable au final.
2.3.
CO2(g) + 3 H2(g) = CH3OH(g) + H2O(g)
EI
n
3n
0
0
EF
n-ξ
3n-3ξ
ξ
ξ
50 % n/2
3n/2
n/2
n/2
ξ(50%) = n/2
K° = [P(H2O).P(CH3OH).P°2] / [P(CO2).P(H2)3]
K° = [x(H2O).x(CH3OH] / [x(CO2).x(H2)3] . (P°/P)2
K° = [n(H2O).n(CH3OH).n(gaz)2] / [n(CO2).n(H2)3] . (P°/P)2
K° =(9n4/4) / (27n4/16) . (P°/P)2
(P/P°)2 = 4/(3K°)
P = 163 bar
n(gaz) = 3n
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DS n°21 (4h) – Correction – 5 / 13
2.4.
x(CH3OH) = (n/2) / (3n) = 1/6
x(CH3OH) = 0,17
2.5.
Le mélange final à 500 K contient du méthanol, de l’eau, du dioxyde de carbone, du dihydrogène et des
impuretés.
On refroidit le mélange à 298 K, CO2 et H2 restent gazeux et sont réinjectés dans le réacteur.
Il reste un mélange liquide de méthanol, d’eau et d’impuretés.
On peut purifier le méthanol par distillation, ayant une température d’ébullition plus faible, il sera
récupéré dans le distillat.
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DS n°21 (4h) – Correction – 6 / 13
Correction : L’urée (Mines-Ponts PC 2016)
A1.
nombre d’électrons de valence de (NH2)2CO : 2×(5+2)+4+6 = 24
H
formule de Lewis :
H
N
H
N
C
H
O
formes mésomères :
H
H
H
N
N
C
H
N
H
H
H
H
N
N
C
H
H
N
C
H
O
O
O
H
A2.
L’urée est une moléculaire polaire, comme le montre les formes mésomères chargées. Elle peut donc
faire des interactions de Van der Waals fortes avec les molécules d’eau.
L’urée possède aussi des H protiques (sur les fonctions amines NH2) et une liaison C=O capables de
faire des liaisons H avec l’eau.
H
H
N
H
H
O
N
C
H
O
H
H
H
O
Ceci explique la forte solubilité de l’urée dans l’eau.
A3.
réaction de formation de l’urée solide :
C(gr) + N2(g) + ½ O2(g) + 2 H2(g) = (NH2)2CO(s)
ΔsH°(C(gr))
-ΔsH°(urée(s))
C(g) + N2(g) + ½ O2(g) + 2 H2(g)
ΔdissH°(N≡N)
½ ΔdissH°(O=O)
2 ΔdissH°(H-H)
ΔfH°
(NH2)2CO(g)
-2 ΔdissH°(C-N)
-4 ΔdissH°(N-H)
- ΔdissH°(C=O)
C(g) + 2 N(g) + O(g) + 4 H(g)
ΔfH° = ΔsH°(C(gr)) + ΔdissH°(N≡N) + ½ ΔdissH°(O=O) + 2 ΔdissH°(H-H) - 2 ΔdissH°(C-N) - 4 ΔdissH°(N-H) –
ΔdissH°(C=O) - ΔsH°(urée(s))
ΔfH° = -212 kJ·mol-1
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DS n°21 (4h) – Correction – 7 / 13
A4.
La valeur calculée est assez éloignée de la valeur expérimentale.
Comme les enthalpies de dissociation de liaisons sont des valeurs moyennes, elles ne permettent
d’obtenir qu’une valeur approchée de l’enthalpie de formation.
Mais cela ne peut expliquer le si fort écart. Il est du à la non prise en compte de l’énergie de
stabilisation apportée par le système conjugué (plusieurs formes mésomères).
Par rapport à la valeur obtenue de -212 kJ·mol-1, il y a une stabilisation supplémentaire qui diminue la
valeur à -333,2 kJ·mol-1.
B1.
ΔrH° = Σ νi.ΔfH°i
ΔrH° = -285,8 - 333,2 - 2 × (-46,1) - (-393,5)
ΔrH° = -133,3 kJ·mol-1
ΔrH° < 0, la réaction est exothermique
B2.
ΔrS° = Σ νi.Sm°i
ΔrS° = 69,9 + 104,6 - 2 × (192,3) – (213,6)
ΔrS° = -423,7 J·K-1·mol-1
ΔrS° < 0, l’ordre augmente
Ceci est cohérent avec la disparition des espèces gazeuses et la formation d’espèces condensées.
B3.
ΔrG° = ΔrH° - T.ΔrS°
ΔrG°(298) = -7,04 kJ·mol-1
ΔrG° = -RT.ln K°
K°(298) = 17,1
ΔrG°(298) < 0, l’équilibre est donc déplacé dans le sens direct.
ΔrG° = ΔrH° - T.ΔrS° avec T = 323 K
ΔrG°(323) = 3,56 kJ·mol-1
ΔrG° = -RT.ln K°
K°(323) = 0,27
ΔrG°(Ti) = 0
donne ΔrH° - Ti.ΔrS° = 0 soit Ti = ΔrH° / ΔrS°
Ti = 315 K (42°C)
B4.
D’après B3., K° diminue quand la température augmente.
Si la température augmente, K° diminue et donc l’avancement à l’équilibre diminue.
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DS n°21 (4h) – Correction – 8 / 13
B5.
Q = P°3/(P(NH3)2.P(CO2))
avec Pi = ni/ngaz P
3
3
n gaz
P°
Q=
.
2
n ( NH 3) n ( CO2 ) P
Quand la pression augmente, le quotient de réaction Q diminue.
( )
Partant d’un système à l’équilibre (Q = K°), si la pression augmente alors Q diminue.
On a alors Q < K°. Le système évolue dans le sens direct de production d’urée.
B6.
mol
EI
EF
2 NH3(g) + CO2(g) = OC(NH2)2(s) + H2O(ℓ)
5
2
0
0
5-2xe
2-xe
xe
xe
n 3gaz
.
n ( NH 3) 2 n(CO2 )
( 7−3 xe ) 3
K °=
.
(5−2xe ) 2 (2−x e )
ngaz = 7-3xe
3
( )
( )
K °=
P°
P Tot
P°
PTot
3
n(NH3)0 / 2 > n(CO2)0 / 1
le réactif limitant est donc CO2
xe,max = 2
pour un rendement de 90 %, xe = 0,9.xe,max = 1,8
1
(7−3 x e )3
3
P Tot =
.P°
(5−2xe ) 2(2−x e )K °
PTot = 3,38 bar
(
)
PTotV = (7-3xe)RT
PiniV = 7RT
Pini = PTot.7/(7-3xe)
Pini = 14,8 bar
D1.
à l’anode oxydation de l’urée avec dégagement de diazote et formation de carbonate CO32(NH2)2CO + 2 H2O → N2 + CO32- + 8 H+ + 6 een milieu basique (ajout de 8 OH-)
(NH2)2CO + 2 H2O + 8 OH- → N2 + CO32- + 8 H+ + 8 OH- + 6 e(NH2)2CO + 8 OH- → N2 + CO32- + 6 H2O + 6 e×1
à la cathode réduction de l’eau
2 H+ + 2 e- → H2
en milieu basique (ajout de 2 OH-)
2 H+ + 2 OH- + 2 e- → H2 + 2 OH2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH-
×3
bilan :
(NH2)2CO + 2 OH- → N2 + CO32- + 3 H2
La tension à appliquer pour réaliser l’électrolyse est de (-0,46)-(-0,83) = 0,37 V ce qui est beaucoup
moins que pour l’électrolyse de l’eau où il faut appliquer 1,23 – 0 = 1,23 V.
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D2.
Ce couple du nickel Ni(OH)2 / NiOOH intervient aussi dans les accumulateurs Ni/Cd (nickel cadmium).
D3.
l’électrocatalyseur NiOOH oxyde l’urée
NiOOH + H+ + e- → Ni(OH)2
en milieu basique :
NiOOH + H2O + e- → Ni(OH)2 + OH(NH2)2CO + 8 OH- → N2 + CO32- + 6 H2O + 6 ebilan :
(NH2)2CO + 6 NiOOH + 2 OH- → N2 + CO32- + 6 Ni(OH)2
Puis il est régénéré selon :
Ni(OH)2 + OH- → NiOOH + H2O + eD4.
bilan :
(NH2)2CO + 2 OH- → N2 + CO32- + 3 H2
m(H2) = 1 kg
n(H2) = 1000/2 = 500 mol
n(H2)/3 = n(e-)/6
n(e-) = 1000 mol
Q = n(e-).F = 9,65.107 C
E = P.t = U.I.t = Q.U
E = 1,45.108 J
1 kW.h = 3600 kW.s = 3,6.106 J
E = 1,45.108 / 3,6.106 = 40,2 kW.h
pour 6 électrons échangés
À 10 cts le kW.h, le prix de production d’1 kg de H2 coûte 4 €.
E1.
On souhaite réaliser « la production du dihydrogène à partir d’urée par reformage en phase vapeur avec
de l’eau », soit R1 + R3 (table 1) :
CO(NH2)2(g) + H2O(g) = CO2(g) + 3 H2(g) + N2(g)
E2.
On souhaite éviter :
R2 : CO + 3 H2 = CH4 + H2O
R4 : N2 + 3 H2 = 2 NH3
R7 : CO2 + 4 H2 = CH4 + 2 H2O
car ces réactions consomment le dihydrogène formé.
On souhaite éviter :
R5 : CO(NH2)2 = HCNO + NH3
car cette réaction consomme la matière première, l’urée.
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E3.
Le rapport S:C correspond au rapport eau/urée. Son influence est étudié sur la figure 2.
Observations :
(1) À une température donnée, plus le rapport S:C est élevé, meilleur est le rendement en H2.
(2) En revanche, plus le rapport S:C est élevé, plus ΔHratio diminue.
Interprétations :
Justification de (1)
D’après la loi de modération, un excès d’eau va déplacer l’équilibre R1+R3 dans le sens de sa
consommation (sens direct). Ceci explique l’augmentation du rendement quand le rapport S:C augmente.
Justification de (2)
Mais l’ajout d’un excès d’eau croissant qu’il faut chauffer va représenter une grande perte d’énergie, ce
qui explique la diminution de ΔHratio.
E4.
Observations figure 6a :
(1) À température fixée, le rendement en H2 diminue quand la pression augmente.
(2) À pression fixée, le rendement en H2 augmente avec la température pour atteindre un palier.
(3) Pour des températures proches du rendement maximum, le ΔHratio est plus favorable à basse pression.
Interprétations figure 6a :
Justification de (1) :
CO(NH2)2(g) + H2O(g) → CO2(g) + 3 H2(g) + N2(g)
Le sens direct s’effectue avec augmentation du nombre d’espèces gazeuses. D’après la loi de modération,
le sens direct est favorisé à basse pression.
Justification de (2) :
ΔrH° = ΔrH°1 + ΔrH°3 = 83,8 kJ·mol-1
Dans le sens direct, la réaction est endothermique. D’après la loi de modération, le sens direct est favorisé
à température élevée.
Justification de (3) :
Les enthalpies de réaction étant indépendante de la pression, le ΔHratio l’est quasiment aussi. À plus faible
température, le ΔHratio dépend de la pression car dans cette zone le rendement dépend fortement de la
pression ce qui impacte fortement le ΔHratio.
Observations figure 6b :
(1) À température fixée, le rendement en CH4 augmente avec la pression.
(2) À pression fixée, le rendement en CH4 diminue avec la température.
(3) À température fixée, le rendement en CO diminue avec la pression.
(4) À pression fixée, le rendement en CO augmente avec la température.
(5) À température fixée, le rendement en CO2 diminue avec la pression.
(6) À pression fixée, le rendement en CO2 passe par un maximum avec la température.
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Justification de (1) :
CH4 est produit par R2 et R7
R2 : CO(g) + 3 H2(g) = CH4(g) + H2O(g)
le sens direct s’effectue avec consommation d’espèces gazeuses, il est favorisé à pression élevée.
R7 : CO2(g) + 4 H2(g) = CH4(g) + 2 H2O(g)
même remarque
Justification de (2) :
ΔrH°2 et ΔrH°7 < 0. Le sens direct exothermique est favorisé à basse température.
Justification de (3)
CO intervient dans R1, R2 et R3
R1 : CO(NH2)2(g) = CO(g) + 2 H2(g) + N2(g)
Le sens direct (formation d’espèces gazeuses) est favorisé à basse pression.
R2 : CO(g) + 3 H2(g) = CH4(g) + H2O(g)
Le sens indirect (formation d’espèces gazeuses) est favorisé à basse pression.
R3 : CO(g) + H2O(g) = CO2(g) + H2(g)
R3 n’est pas affecté par la pression.
Justification de (4) :
ΔrH°1, ΔrH°-2 et ΔrH°-3 > 0 donc endothermiques. La formation de CO est favorisée à température élevée.
Justification de (5) :
CO2 intervient dans R3 et R7
R3 : CO(g) + H2O(g) = CO2(g) + H2(g)
R3 n’est pas affecté par la pression.
R7 : CO2(g) + 4 H2(g) = CH4(g) + 2 H2O(g)
Le sens indirect (formation d’espèces gazeuses) est favorisé à basse pression.
Justification de (6) :
ΔrH°3 < 0 et ΔrH°-7 > 0
R3 est favorisée à basse température mais son réactif CO est alors absent du milieu.
R-7 est favorisée à haute température mais son réactif CH4 est alors absent du milieu.
Ceci justifie la forme en cloche de la courbe avec un maximum pour une température moyenne.
E5.
Observation :
On remarque que le rendement en H2 augmente avec la température pour atteindre un palier.
Interprétation :
R1+R3 : CO(NH2)2(g) + H2O(g) → CO2(g) + 3 H2(g) + N2(g)
ΔrH° = ΔrH°1 + ΔrH°3 = 83,8 kJ·mol-1
Dans le sens direct, la réaction est endothermique, la formation de H2 est favorisée à température élevée.
Il faut défavoriser R2, R4 et R7.
Ces trois réactions sont exothermiques donc le sens indirect (endothermique) est favorisé à haute
température.
Le sens direct (consommation de H2) est donc bien défavorisé à haute température.
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À haute température on remarque l’accumulation de CO. Ceci est la conséquence du déplacement dans le
sens indirect de R3 (exothermique). H2 n’est plus produit que par R1. Ceci explique la stagnation du
rendement en H2.
E6.
On note les courbes de 1 à 7 de haut en bas selon la légende.
L’expérience témoin, sans CaO et sans C, est la courbe 2. Le rendement en H 2 augmente avec la
température et présente un maximum pour 900 K avant de diminuer.
En présence de CaO et sans C (courbe 1), le rendement maximal en absence de CaO est obtenu pour une
température plus faible (700 K). Le rendement maximal en présence de CaO est obtenu vers 900 K et est
plus élevé que celui de la courbe 2.
L’avantage de CaO est double :
•
il permet d’avoir le même rendement qu’en absence de CaO pour une température plus faible
(gain énergétique)
•
il permet d’avoir un meilleur rendement pour une température similaire.
En présence de CaO et de C, courbe 3, le rendement n’augmente pas autant que sans C. Il est donc
nécessaire d’éliminer C du milieu.
La formation de C dans le milieu est la conséquence de R6 : 2 CO(g) = C(s) + CO2.
L’ajout de CaO consomme CO2 selon R8 : CaO(s) + CO 2(g) = CaCO3 et produit CaCO3 (courbe 8). En
consommant un produit de la réaction principale de formation de H 2 (R1+R3), l’équilibre est déplacé dans
le sens de formation de H2.
Pour le ΔHratio, on remarque qu’il diminue fortement en présence de CaO tandis que la présence ou
l’absence de C n’a que peu d’impact.
En intégrant la calcination de CaCO3 pour reformer CaO, le ΔHratio redevient quasi identique a celui
sans CaO (pour des températures supérieures à 800 K).
18/10/2016
Solutions aqueuses – Thermochimie
PC 2016/2017 – Lycée La Martinière Monplaisir
DS n°21 (4h) – Correction – 13 / 13
E7.
Choix de la pression
On travaille à pression ambiante (1 bar).
•
Formation de H2 favorisée (E4 6a (1))
•
Consommation de H2 par R2 et R7 défavorisée (E4 6b (1))
•
Gain énergétique, ΔHratio plus faible (E4 6a (3))
•
Gain sur le coût de fabrication des réacteurs, sur l’absence de compresseurs.
Choix du rapport S:C
On travaille en proportion S:C = 3.
•
Compromis entre rendement en H2 et ΔHratio (E3)
Présence d’autres espèces
Présence de CaO et absence de C
•
Cela augmente le rendement en H2 (E6).
•
CaO peut être former puis reformer par calcination de CaCO 3 (calcaire), produit courant et peu
coûteux.
Choix de la température
On travaille à température élevée.
•
Formation de H2 favorisée (E4 6a (2))
•
Consommation de H2 par R2 et R7 défavorisée (E4 6b (2))
•
La ligne 6 de la Table 2 montre qu’il y a un compromis à faire entre coût enthalpique, ΔHratio et
rendement en H2. La température de 850 K semble un bon compromis.