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Exercices – Énergie chimique et thermique

Chapitre 10 | Terminale STL — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026

Exercices progressifs corrigés. Cherche chaque exercice avant de dérouler la correction. Données utiles : \(c_{eau}=4185\ \text{J·kg}^{-1}\text{·K}^{-1}\).

Exercice 1 — Lire un diagramme d'état

Sur le diagramme d'état (P,T) d'un corps pur, on donne les domaines solide, liquide et gaz séparés par les courbes de fusion, vaporisation et sublimation.

  1. Comment appelle-t-on le point où les trois courbes se rejoignent ? Combien d'états y coexistent ?
  2. Que représente le point critique ?
  3. À pression fixée, on chauffe le corps depuis le domaine solide. Quels changements d'état rencontre-t-on, dans l'ordre ?

1. C'est le point triple : les trois états (solide, liquide, gaz) y coexistent en équilibre.

2. Le point critique termine la courbe de vaporisation : au-delà, liquide et gaz ne se distinguent plus.

3. On rencontre d'abord la fusion (solide→liquide), puis la vaporisation (liquide→gaz).

Exercice 2 — Sublimation du dioxyde de carbone

Le point triple du \(\text{CO}_2\) est à \(T=-56\ ^{\circ}\text{C}\) et \(P=5{,}2\ \text{bar}\). On observe la « carboglace » (\(\text{CO}_2\) solide) à l'air libre, sous \(P=1{,}0\ \text{bar}\).

  1. La pression atmosphérique est-elle supérieure ou inférieure à celle du point triple ?
  2. En chauffant la carboglace sous 1 bar, quel changement d'état observe-t-on ? Passe-t-elle par l'état liquide ?
  3. Quel est le signe de l'enthalpie de ce changement d'état ?

1. \(1{,}0\ \text{bar} < 5{,}2\ \text{bar}\) : la pression est inférieure à celle du point triple.

2. Sous cette pression, le solide passe directement à l'état gazeux : c'est la sublimation. Il ne passe pas par l'état liquide.

3. La sublimation est endothermique : \(\Delta_{sub}H > 0\).

Exercice 3 — Signe des enthalpies de changement d'état

Pour chaque situation, indiquer le changement d'état, s'il est endothermique ou exothermique, et le signe de son enthalpie :

  1. La rosée se forme le matin (vapeur d'eau → gouttelettes liquides).
  2. Une flaque d'eau s'évapore au soleil.
  3. De l'eau gèle dans un congélateur.

1. Gaz→liquide : liquéfaction (condensation), exothermique, \(\Delta H < 0\).

2. Liquide→gaz : vaporisation, endothermique, \(\Delta H > 0\).

3. Liquide→solide : solidification, exothermique, \(\Delta H < 0\) (le congélateur doit évacuer cette chaleur).

Exercice 4 — Enthalpie standard de formation

On donne des enthalpies standard de formation (kJ·mol\(^{-1}\)) : \(\Delta_f H^{\circ}(\text{NH}_3,\text{g})=-46\) ; \(\Delta_f H^{\circ}(\text{N}_2,\text{g})=0\) ; \(\Delta_f H^{\circ}(\text{H}_2,\text{g})=0\).

  1. Écrire l'équation de formation d'une mole d'ammoniac \(\text{NH}_3\) à partir des corps simples.
  2. Pourquoi \(\Delta_f H^{\circ}(\text{N}_2)\) et \(\Delta_f H^{\circ}(\text{H}_2)\) sont-elles nulles ?
  3. Que vaut \(\Delta_r H^{\circ}\) de cette réaction de formation ?

1. \(\tfrac{1}{2}\,\text{N}_2(\text{g})+\tfrac{3}{2}\,\text{H}_2(\text{g})\longrightarrow \text{NH}_3(\text{g})\) (une seule mole de \(\text{NH}_3\) formée).

2. \(\text{N}_2\) et \(\text{H}_2\) sont des corps simples dans leur état de référence : par convention, leur enthalpie de formation est nulle.

3. La réaction de formation d'une mole a par définition \(\Delta_r H^{\circ}=\Delta_f H^{\circ}(\text{NH}_3)=-46\ \text{kJ·mol}^{-1}\).

Exercice 5 — Loi de Hess : combustion du propane

Combustion complète du propane : \(\text{C}_3\text{H}_8(\text{g})+5\,\text{O}_2(\text{g})\longrightarrow 3\,\text{CO}_2(\text{g})+4\,\text{H}_2\text{O}(\text{l})\).

Données (kJ·mol\(^{-1}\)) : \(\Delta_f H^{\circ}(\text{C}_3\text{H}_8)=-104\) ; \(\Delta_f H^{\circ}(\text{CO}_2)=-394\) ; \(\Delta_f H^{\circ}(\text{H}_2\text{O},\text{l})=-286\) ; \(\Delta_f H^{\circ}(\text{O}_2)=0\).

  1. Écrire la loi de Hess pour cette réaction.
  2. Calculer \(\Delta_r H^{\circ}\).
  3. La réaction est-elle exothermique ou endothermique ?

1. \(\Delta_r H^{\circ}=\big[3\,\Delta_f H^{\circ}(\text{CO}_2)+4\,\Delta_f H^{\circ}(\text{H}_2\text{O})\big]-\big[\Delta_f H^{\circ}(\text{C}_3\text{H}_8)+5\,\Delta_f H^{\circ}(\text{O}_2)\big]\).

2. \(\Delta_r H^{\circ}=[3\times(-394)+4\times(-286)]-[-104+0]=[-1182-1144]+104=-2326+104=-2222\ \text{kJ·mol}^{-1}\).

3. \(\Delta_r H^{\circ}<0\) : la réaction est exothermique (elle dégage 2222 kJ par mole de propane).

Exercice 6 — Caractère thermique et Q = m·c·ΔT

La réaction de combustion précédente est utilisée pour chauffer de l'eau. On brûle une mole de propane et on suppose que toute l'énergie sert à chauffer \(m=8{,}0\ \text{kg}\) d'eau initialement à \(15\ ^{\circ}\text{C}\).

  1. Quelle énergie thermique est libérée par la combustion d'une mole de propane (valeur absolue) ?
  2. En déduire l'élévation de température \(\Delta T\) de l'eau, puis sa température finale.

1. \(|\Delta_r H^{\circ}|=2222\ \text{kJ}=2{,}222\times10^{6}\ \text{J}\).

2. \(Q=m\,c\,\Delta T\Rightarrow \Delta T=\dfrac{Q}{m\,c}=\dfrac{2{,}222\times10^{6}}{8{,}0\times4185}=\dfrac{2{,}222\times10^{6}}{3{,}35\times10^{4}}\approx66\ ^{\circ}\text{C}\).
Température finale : \(15+66=81\ ^{\circ}\text{C}\) (en négligeant les pertes).

Exercice 7 — Comparer deux combustibles

On compare deux combustibles pour un même besoin : produire \(E=1{,}5\times10^{9}\ \text{J}\) (1,5 GJ).

  1. Quelle masse de chaque combustible faut-il brûler ?
  2. Lequel est le plus « compact » énergétiquement ? Commenter.

1. \(m=\dfrac{E}{PC}\). Bois : \(m=\dfrac{1{,}5\times10^{9}}{15\times10^{6}}=100\ \text{kg}\). Gaz : \(m=\dfrac{1{,}5\times10^{9}}{50\times10^{6}}=30\ \text{kg}\).

2. Le gaz naturel est le plus compact : à énergie égale, il en faut 3,3 fois moins en masse, car son pouvoir calorifique est plus élevé.

Problème type Bac — Chaudière et choix du combustible

Une chaudière domestique brûle du méthane \(\text{CH}_4\) pour chauffer l'eau d'un ballon. On donne l'équation de combustion :

\(\text{CH}_4(\text{g})+2\,\text{O}_2(\text{g})\longrightarrow \text{CO}_2(\text{g})+2\,\text{H}_2\text{O}(\text{l})\)

Données (kJ·mol\(^{-1}\)) : \(\Delta_f H^{\circ}(\text{CH}_4)=-75\) ; \(\Delta_f H^{\circ}(\text{CO}_2)=-394\) ; \(\Delta_f H^{\circ}(\text{H}_2\text{O},\text{l})=-286\). Masse molaire \(M(\text{CH}_4)=16\ \text{g·mol}^{-1}\). \(c_{eau}=4185\ \text{J·kg}^{-1}\text{·K}^{-1}\).

  1. Calculer l'enthalpie standard de réaction \(\Delta_r H^{\circ}\) par la loi de Hess. Conclure sur son caractère thermique.
  2. En déduire le pouvoir calorifique massique du méthane (énergie libérée par kg brûlé).
  3. La chaudière brûle \(0{,}80\ \text{kg}\) de méthane. Quelle énergie \(E\) est libérée ?
  4. On admet qu'un rendement de \(85\ \%\) transmet cette énergie à \(m=150\ \text{kg}\) d'eau initialement à \(12\ ^{\circ}\text{C}\). Calculer sa température finale.

1. \(\Delta_r H^{\circ}=[\,-394+2\times(-286)\,]-[\,-75\,]=[-394-572]+75=-966+75=-891\ \text{kJ·mol}^{-1}\). \(\Delta_r H^{\circ}<0\) : réaction exothermique.

2. Une mole (16 g) libère 891 kJ. Par kilogramme : \(PC=\dfrac{891\ \text{kJ}}{16\times10^{-3}\ \text{kg}}=5{,}57\times10^{4}\ \text{kJ·kg}^{-1}\approx56\ \text{MJ·kg}^{-1}\) (cohérent avec la valeur tabulée ≈ 50 MJ·kg⁻¹).

3. \(E=PC\times m=5{,}57\times10^{7}\times0{,}80=4{,}45\times10^{7}\ \text{J}\approx45\ \text{MJ}\).

4. Énergie utile : \(Q=0{,}85\times4{,}45\times10^{7}=3{,}79\times10^{7}\ \text{J}\). \(\Delta T=\dfrac{Q}{m\,c}=\dfrac{3{,}79\times10^{7}}{150\times4185}=\dfrac{3{,}79\times10^{7}}{6{,}28\times10^{5}}\approx60\ ^{\circ}\text{C}\). Température finale : \(12+60=72\ ^{\circ}\text{C}\).