Bonjour à tous,

Je me pose cette question qui peut paraître toute bête :

Quel volume occupe au maximum un explosion d'hydrogène et de dioxygène en fonction de son volume initial ?

Par exemple pour 1L d'un mélange 1/3 de O2 et 2/3 d'hydrogène, quel volume l'explosion occuperait elle ?

Merci d'avance pour vos réponses !

(J'espère ne pas avoir dit de grosse bêtise dans ma question, je ne suis pas chimiste )

Bonjour,

Le calcul que tu dois faire intervenir (entre autre) une équation de combustion et un calcul des gaz parfait. Avec du dihydrogène et de l'oxygène tu vas créer d'abord une déflagration. Cette dernière va prendre de la place mais a proprement parler ce n'est pas une explosion tant que ce n'est pas confiné dans un contenant hermétique. Bien qu'une déflagration soit déjà dangereuse, une explosion est bien plus imprevisible. Surtout selon le contenant utilisé.

En supposant que tes mélanges soient stœchiométriques (1/3 d'O2 correspondrait normalement), tu vas principalement fabriquer de l'eau sous forme gazeuse (H2 + 1/2 O2 => H2O). Tu aura donc autant de molecule d'eau a la fin de ton expérience que tu n'avais de molécules de dihydrogene.

Par contre en chemin tu aura perdu l'oxygène ça peut te paraître contradictoire mais en gros : D'un point de vue gaz c'est comme si tu avais moins d'entité après l'explosion ! Donc forcément ça prendrait moins de place ?

Si on s'arretai ça on pourrait croire a une implosion ! Mais ce n'est pas le cas car en fait la chaleur développer par la déflagration va dilater la vapeur d'eau. Donc même si tu n'en n'avais pas assez pour faire une explosion, l'expansion (dilatation) permettrai surement d'y arriver... mais de combien ? ça, c'est pas simple a fournir comme réponse.

Calcul d'enthalpie... de chaleur... puis calcul de température etc... c'est plus de la physique que de la chimie (voir thermodynamique physique pour répondre a ces questions)

PS : j'te déconseille de faire autre chose que d'imaginer faire exploser l'hydrogène. C'est quand même assez relou les greffes de peau.

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Edité par Blackline 26 août 2018 à 9:32:00

Bonjour,

Merci beaucoup pour avoir répondu !

Merci de m'avoir éclairé sur le sujet, je peux maintenant préciser ma question :

Dans un contenant hermétique de 1L, peut on savoir quelle pression atteindra l'intérieur du contenant lors de l'explosion ?( Théoriquement, je veux dire en supposant que le contenant puisse contenir l'explosion et ne cède pas)

Comme dit il faut faire des calculs de chaleur obligatoirement. Car sinon t'es en depression (<=> implosion). Donc la problématique est la même. Après j'peux me tromper, c'est pas la partie de la chimie que j'ai le plus approfondi. Mais à mon avis il faudrait :

- Calculer combien de moles de gaz tu as dans 1 L (au hasard 22.4 mol)

- faudrait calculer l'enthalpie (Δ_cH) que libère 22.4 mol d'un mélange steochiométrique de H2/O2 en combustion

-  ensuite convertir l'enthalpie en chaleur (je crois que pour ce genre d'équation c'est juste Q = Δ_cH)

- avoir les coefficients de dilatation en fonction de la température (pas compliqué pour l'eau, mais quand même)

- Ensuite savoir de combien l'eau se dilate (en fonction du coefficient précédent)

 Perso' j'ai la flemme c'est de la physique d'après moi :p 

c'est effectivement plus de la physique ( Thermodynamique thermochimie) que de la chimie.

Je me permets quelques précisions /corrections.

Q=variation d'enthalpie \(\Delta H\) correspond à une réaction à pression constante. Attention, les réactions chimiques sont en général considérées à pression constante et on donne le plus souvent dans la littérature  la variation d'enthalpie. Ici ,  dans une réaction à volume constant, c'est la variation d’énergie interne qu'il faut utiliser \(Q=\Delta U\) et aussi utiliser dans les calculs les \(C_v\) des gaz et non \(C_p\). ( tu parles de coefficient de dilatation , je suppose que tu as voulu parler des coefficients de capacité thermique)

On suppose la réaction suffisamment rapide pour être adiabatique donc la variation d’énergie interne est entièrement utilisée pour élever la température des produits de réaction ce qui permet de calcul de \(T_{finale}\).

On suppose les gaz parfait et à volume constant \(\frac{P_f}{T_f}=\frac{P_i}{T_i}\) ce qui permet le calcul de de la pression atteinte. Ce calcul approché donne en principe une borne maximale enveloppe du couple (pression, température) atteint  après l'explosion.

remarque complémentaire: l’hypothèse volume constant pour le calcul des caractéristiques juste après une explosion reste suffisante pour une estimation même lorsque elle n'est pas vérifiée ultérieurement  , c'est par exemple le cas pour un calcul simplifié préliminaire de la pression max atteinte dans  un cylindre  d'un moteur à explosion. On néglige le mouvement du piston pendant la durée de l'explosion du mélange que on suppose quasi-instantanée.

Je pense même que on a le bon ordre de grandeur pour la condition initiale si l'enveloppe est détruite sans absorber significativement une part de l'énergie dégagée ( on trouve sur le Net des expériences ... à fortement déconseiller, où on fait exploser sans précaution un ballon baudruche rempli de H2  en approchant une allumette !).

Ces conditions initiales estimées des produits de réaction   à volume constant permettent alors de calculer son expansion dans l'atmosphère avec la propagation d'un front d'onde de surpression. Selon l’énergie initiale en jeu, on peut avoir des conditions subsoniques ( on parle de déflagration) ou supersonique ( on parle alors de détonation). 

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Edité par Sennacherib 27 août 2018 à 11:32:37

Bonjour,

Merci beaucoup à vous deux pour vos explications !

J'ai mieux compris certaines choses, je pense en effet tester simplement avec baromètre électronique le problème.

Merci