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calcul de volumes dans un gaz
Salut!
J'ai un DM à finir pour demain et je bloque sur un exercice... J'ai essayé de faire quelque chose mais je ne sais pas si je suis dans le bon chemin..
Voici l'énonce:
Le butane stocké dans des bouteilles permet d'alimenter les brûleurs d'une table de cuisson. Un élève rédige le bilan suivant:
Etat initial: masse de la bouteille 23,5 kg; butane (C4H10) liquide; air (1 mole O2 / 4 moles de N2) ; température d'ébullition du butane - 0,5ºC sous p= 1 bar ; 
(cuisine)= 21ºC ; pa= 1,013 x 10^5 Pa.
Etat final: masse de la bouteille 13,2 kg; butane liquide; dioxyde de carbone; diazote; (gaz)= 100ºC
Déterminer le volume d'air utilisé et le volume de dioxyde de carbone produit dans les conditions de température et de pression régnant dans la cuisine. Calculer la masse de vapeur d'eau produite.
J'avais penser utiliser l'équation des gaz parfaits mais pour la quantité de matière de l'air je ne me rappelle pas de comment l'obtenir avec les infos qu'on me donne, puis pour le reste des questions je ne sais pas trop comment faire.
Est-ce que quelqu'un pourrait m'aider SVP?
Merci d'avance!
tu écris l'équation de combustion du butane dans le dioxygène.(Tu ne t'occupes pas de N2) .
tu fais un tableau d'avancement
tu calcules la qté de butane qui a brûlé.(l'énoncé te permet de calculer la masse qui a brûlé).
tu utilises le tableau d'avancement pour trouver la qté de O2 qui réagit avec la qté de butane calculée.
tu déduis aussi du tableau la qté de CO2 formée
pour trouver V(O2) tu utilises PV=nRT avec n=n(O2) calculé
V(air)=5*V(O2)
Ok, l'equation et le tableau d'avancement je les ai déjà fait
la quantité de butane brûlé est: 25,3-13,2= 12, 1 kg ( je me suis trompé en recopiant l'énoncé)
mais pour la quantité de O2 réagissant avec la quantité de butane brûlé je ne trouve pas... :S
12,1 kg est une masse et non une qté de matière
n=m/M
écris l'équation de réaction ,pour voir si tu as bien démarré.
oops! pardon!
Equation de reaction:
2 C4H10 + 13 O2 --> 8 CO2 + 10 H2O
la quantité de matière du butane brûlé:
n= 12,1 x 10^-3/58,0 
208,6 g.mol -1
en effet ,attention aux unités.
Une faute de frappe :c'est 12,1. 103 et non 12.1 .10-3
dans ton tableau ,que vaut n(C4H10) en cours de réaction? (en fonction de l'avancement x)
même question pour O2 et CO2
oui! merci! je l'avais bien écrit sur ma feuille!
pour C4H10 ça vaut n1-2x
pour O2 ça vaut n2-13x
et pour CO2 ça vaut 8x
très bien.
on considère que la réaction est totale et limitée par le butane
donc x max= n1/2
la qté minimale de O2 est donc
n2=13 x.max
la qté de CO2 formée est n(CO2)= 8 x max
Je dois m'arrêter.Tu dois pouvoir terminer.
Tu pourras convertir ,à la fin,en m3 les volumes gazeux.
En fait ,il s'agit de chercher se placer dans les conditions stoechiométriques .On cherche la qté de O2 qui permet la combustion de 209 mol de butane.
Tout le butane est brûlé pour x= 209/2 mol
dans les conditions stoechiométriques il faut 13 x mol de O2.
Dans les conditions stoechiométriques ,aucun réactif n' est en excès.
Je disais que le butane était limitant car c'est lui qui permet le calcul de x max.On en déduit alors la qté de O2 dans les conditions stoechiométriques.(celles indiquées par les coefficients dans l'équation )
avant la mode des tableaux d'avancement ,ce type de problème se résolvait ainsi:
les réactifs sont dans les proportions stoechiométriques si:
n(O2)/n(C4H10)= 13/2
d'où n(O2)= 13/2*n(C4H10
n(O2)= 13/2*209
on trouve évidemment la même chose qu'avec le tableau d'avancement.Celui ci est intéressant quand on n'est pas dans les conditions stoechiométriques ,c'est à dire lorsqu'il y a un réactif en excès.
dans le cas des conditions stoechiométriques ,le tableau n'est pas utile.
Néanmoins ,tu fais l'exercice comme le demande ton prof.
Merci pour ton explication!
mais je dois faire l'exercice avec le tableau...
donc à la fin j'ai trouvé n(O2)= 1355,9 mol et n(CO2)= 834,4 mol puis x max = 104,3 mol
ensuite je dois calculer le volume de l'air, comment je fais si j'ai seulement la qté de matière de O2?
Puis pour la masse de vapeur d'eau?
Un grand merci pour ton aide!
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