On s'intéresse à la combustion du propane. L'équation de combustion du propane est :
\ce{C3H8_{(g)}} + 5\ \ce{O2_{(g)}} \longrightarrow 3\ \ce{CO2_{(g)}}+ 4\ \ce{H2O_{(g)}}
Quelle est la masse de dioxyde de carbone (\ce{CO2}) produite lorsque l'énergie dégagée par la combustion du propane est E=1{,}00\text{ MJ} ?
Données :
- L'énergie massique du propane est E_m=46{,}4\text{ MJ.kg}^{-1}.
- La masse molaire du propane est M(\ce{C3H8})=44{,}1\text{ g.mol}^{-1}.
- La masse molaire du dioxyde de carbone est M(\ce{CO2})=44{,}0\text{ g.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 du propane consommé :
m( \ce{C3H8})=\dfrac{E}{E_m}
D'après l'équation de combustion, on a la relation suivante :
\dfrac{n(\ce{C3H8})}{1}=\dfrac{n(\ce{CO2})}{3}
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 :
\dfrac{m(\ce{C3H8})}{1 \times M(\ce{C3H8})}=\dfrac{m(\ce{CO2})}{3 \times M(\ce{CO2})}
On peut maintenant isoler la masse de dioxyde de carbone :
m(\ce{CO2})=\dfrac{m(\ce{C3H8}) \times 3 \times M(\ce{CO2})}{1 \times M(\ce{C3H8})}
La masse de propane peut être remplacée par la relation contenant l'énergie massique :
m(\ce{CO2})=\dfrac{E \times 3 \times M(\ce{CO2})}{E_m \times1 \times M(\ce{C3H8})}
D'où l'application numérique :
m(\ce{CO2})=\dfrac{1{,}00 \times 3 \times 44{,}0}{46{,}4 \times1 \times 44{,}1}\\m(\ce{CO2})=6{,}45.10^{-2}\text{ kg}=64{,}5\text{ g}
La masse de dioxyde de carbone produite est donc de 64,5 g.
On s'intéresse à la combustion du méthane. L'équation de combustion du méthane est :
\ce{CH4_{(g)}} + 2\ \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{CO2_{(g)}} + 2\ \ce{H2O_{(g)}}
Quelle est la masse de dioxyde de carbone ( \ce{CO2} ) produite lorsque l'énergie libérée par la combustion du méthane est E=1{,}00\text{ MJ} ?
Données :
- L'énergie massique du méthane est E_m=50{,}0\text{ MJ.kg}^{-1} .
- La masse molaire du méthane est M(\ce{CH4})=16{,}0\text{ g.mol}^{-1} .
- La masse molaire du dioxyde de carbone est M(\ce{CO2})=44{,}0\text{ g.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 du méthane consommé :
m( \ce{CH4})=\dfrac{E}{E_m}
D'après l'équation de combustion, on a la relation suivante :
\dfrac{n(\ce{CH4})}{1}=\dfrac{n(\ce{CO2})}{1}
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 :
\dfrac{m(\ce{CH4})}{1 \times M(\ce{CH4})}=\dfrac{m(\ce{CO2})}{1 \times M(\ce{CO2})}
On peut maintenant isoler la masse de dioxyde de carbone :
m(\ce{CO2})=\dfrac{m(\ce{CH4}) \times 1 \times M(\ce{CO2})}{1 \times M(\ce{CH4})}
La masse de méthane peut être remplacée par la relation contenant l'énergie massique :
m(\ce{CO2})=\dfrac{E \times 1 \times M(\ce{CO2})}{E_m \times1 \times M(\ce{CH4})}
D'où l'application numérique :
m(\ce{CO2})=\dfrac{1{,}00 \times 1 \times 44{,}0}{50{,}0 \times1 \times 16{,}0}\\m(\ce{CO2})=5{,}50.10^{-2}\text{ kg}=55{,}0\text{ g}
La masse de dioxyde de carbone produite est donc de 55,0 g.
On s'intéresse à la combustion du cyclopentane. L'équation de combustion du cyclopentane est :
\ce{C5H10_{(g)}}+\dfrac{15}{2}\ce{O2_{(g)}}\ce{->}5\ce{CO2_{(g)}}+5\ce{H2O_{(g)}}
Quelle est la masse de dioxyde de carbone ( \ce{CO2} ) produite lorsque l'énergie libérée par la combustion du cyclopentane est E=1{,}00\text{ MJ} ?
Données :
- L'énergie massique du cyclopentane est E_m=44{,}6\text{ MJ.kg}^{-1} .
- La masse molaire du cyclopentane est M(\ce{C5H10})=70{,}1\text{ g.mol}^{-1} .
- La masse molaire du dioxyde de carbone est M(\ce{CO2})=44{,}0\text{ g.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 du cyclopentane consommé :
m( \ce{C5H10})=\dfrac{E}{E_m}
D'après l'équation de combustion, on a la relation suivante :
\dfrac{n(\ce{C5H10})}{1}=\dfrac{n(\ce{CO2})}{5}
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 :
\dfrac{m(\ce{C5H10})}{1 \times M(\ce{C5H10})}=\dfrac{m(\ce{CO2})}{5 \times M(\ce{CO2})}
On peut maintenant isoler la masse de dioxyde de carbone :
m(\ce{CO2})=\dfrac{m(\ce{C5H10}) \times 5 \times M(\ce{CO2})}{1 \times M(\ce{C5H10})}
La masse de cyclopentane peut être remplacée par la relation contenant l'énergie massique :
m(\ce{CO2})=\dfrac{E \times 5 \times M(\ce{CO2})}{E_m \times1 \times M(\ce{C5H10})}
D'où l'application numérique :
m(\ce{CO2})=\dfrac{1{,}00 \times 5 \times 44{,}0}{44{,}6 \times1 \times 70{,}1}\\m(\ce{CO2})=7{,}04.10^{-2}\text{ kg}=70{,}4\text{ g}
La masse de dioxyde de carbone produite est donc de 70,4 g.
On s'intéresse à la combustion du butane. L'équation de combustion du butane est :
\ce{C4H10_{(g)}} + \dfrac{13}{2}\ \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 4\ \ce{CO2_{(g)}} + 5\ \ce{H2O_{(g)}}
Quelle est la masse de dioxyde de carbone ( \ce{CO2} ) produite lorsque l'énergie libérée par la combustion du butane est E=1{,}00\text{ MJ} ?
Données :
- L'énergie massique du butane est E_m=45{,}8\text{ MJ.kg}^{-1} .
- La masse molaire du butane est M(\ce{C4H10})=58{,}1\text{ g.mol}^{-1} .
- La masse molaire du dioxyde de carbone est M(\ce{CO2})=44{,}0\text{ g.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 du butane consommé :
m( \ce{C4H10})=\dfrac{E}{E_m}
D'après l'équation de combustion, on a la relation suivante :
\dfrac{n(\ce{C4H10})}{1}=\dfrac{n(\ce{CO2})}{4}
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 :
\dfrac{m(\ce{C4H10})}{1 \times M(\ce{C4H10})}=\dfrac{m(\ce{CO2})}{4 \times M(\ce{CO2})}
On peut maintenant isoler la masse de dioxyde de carbone :
m(\ce{CO2})=\dfrac{m(\ce{C4H10}) \times 4 \times M(\ce{CO2})}{1 \times M(\ce{C4H10})}
La masse de butane peut être remplacée par la relation contenant l'énergie massique :
m(\ce{CO2})=\dfrac{E \times 4 \times M(\ce{CO2})}{E_m \times1 \times M(\ce{C4H10})}
D'où l'application numérique :
m(\ce{CO2})=\dfrac{1{,}00 \times 4 \times 44{,}0}{45{,}8 \times1 \times 58{,}1}\\m(\ce{CO2})=6{,}61.10^{-2}\text{ kg}=66{,}1\text{ g}
La masse de dioxyde de carbone produite est donc de 66,1 g.
On s'intéresse à la combustion du pentane. L'équation de combustion du pentane est :
\ce{C5H12_{(g)}} + 8\ \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 5\ \ce{CO2_{(g)}} + 6\ \ce{H2O_{(g)}}
Quelle est la masse de dioxyde de carbone ( \ce{CO2} ) produite lorsque l'énergie libérée par la combustion du pentane est E=1{,}00\text{ MJ} ?
Données :
- L'énergie massique du pentane est E_m=45{,}4\text{ MJ.kg}^{-1} .
- La masse molaire du pentane est M(\ce{C5H12})=72{,}1\text{ g.mol}^{-1} .
- La masse molaire du dioxyde de carbone est M(\ce{CO2})=44{,}0\text{ g.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 du pentane consommé :
m( \ce{C5H12})=\dfrac{E}{E_m}
D'après l'équation de combustion, on a la relation suivante :
\dfrac{n(\ce{C5H12})}{1}=\dfrac{n(\ce{CO2})}{5}
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 :
\dfrac{m(\ce{C5H12})}{1 \times M(\ce{C5H12})}=\dfrac{m(\ce{CO2})}{5 \times M(\ce{CO2})}
On peut maintenant isoler la masse de dioxyde de carbone :
m(\ce{CO2})=\dfrac{m(\ce{C5H12}) \times 5 \times M(\ce{CO2})}{1 \times M(\ce{C5H12})}
La masse de pentane peut être remplacée par la relation contenant l'énergie massique :
m(\ce{CO2})=\dfrac{E \times 5 \times M(\ce{CO2})}{E_m \times1 \times M(\ce{C5H12})}
D'où l'application numérique :
m(\ce{CO2})=\dfrac{1{,}00 \times 5 \times 44{,}0}{45{,}4 \times1 \times 72{,}1}\\m(\ce{CO2})=6{,}72.10^{-2}\text{ kg}=67{,}2\text{ g}
La masse de dioxyde de carbone produite est donc de 67,2 g.