EXERCICES résolus
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On trouve dans les tables de constantes, les chaleurs de combustion exothermiques des composés gazeux ci-dessous : pour C2H4 : 331,6 Kcal/mole et pour C2H4Cl2 : 367,1 Kcal/mole.
Les chaleurs de formation de CO2 et de H2O sont respectivement de -94 Kcal/mole et de -68,4 Kcal/mole.
Ecrire les réactions de combustion de C2H4 et de C2H4Cl2.
En déduire les chaleurs de formation de C2H4 et de C2H4Cl2. Calculer la chaleur mise en jeu dans la réaction : C2H4 + Cl2 ---------> C2H4Cl2. On donne les enthalpies de lien des liaisons suivantes :
Ecrire l'équation de formation de C2H4. En déduire l'enthalpie de lien de la liaison H-H.
C2H4 + 3 O2 -----------> 2 CO2 + 2 H2O DH1 = -331,6 Kcal C2H4Cl2 + 3 O2 ----------> 2 CO2 + 2 H2O + Cl2 DH2 = -367,1 Kcal
Par application de la loi de Hess :
DH1 = 2 DHfCO2 + 2 DHfH2O - DHfC2H4 - 3 DHfO2 DH2 = 2 DHfCO2 + 2 DHfH2O + DHfCl2 - DHfC2H4Cl2 - 3 DHfO2
Par définition : DHfO2 = DHfCl2 = 0.
Par conséquent : DHfC2H4 = 2.(-94) + 2.(-68,4) - (-331,6) = 6,8 Kcal DHfC2H4Cl2 = 2.(-94) + 2.(-68,4) - (-367,1) = 42,3 Kcal
Par application de la loi de Hess à la réaction : C2H4 + Cl2 ---------> C2H4Cl2 DHDH = 42,3 - 6,8 = 35,5 Kcal
2 Csolide + 2 H2 ----------> C2H4 DHfC2H4
La méthode des enthalpies de lien indique que : DHfC2H4 = 2.Hat(Csolide) + 2.Hat(H-H) + Hfor(C-C) + 4.Hfor(C-H) 6,8 = 2.(+171,7) + 2.Hat(H-H) + (-83) + 4.(-98,2)Hat(H-H) = 69,6 Kcal | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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Soit l'équilibre en phase gazeuse : N2O4 <-----------> 2 NO2
A 25°C la constante Kc de cet équilibre vaut 172. On introduit à cette température dans un réacteur de 10 litres, 2 moles de N2O4 et 5 moles de de NO2. Calculer à l'équilibre le nombre de moles de chaque espèce.
Kc = [NO2]2 / [N2O4] Par conséquent 172 = ( (5 + 2x) / 10 )2 / ( (2 - x) / 10 )
 Résolution x = 1,95A l'équilibre il y a 8,9 moles de NO2 et 0,05 mole de N2O4
A 817°C, le Kp de la réaction entre CO2 pur et un excès de carbone est égal à 10 :
CO2(gaz) + C(solide) <------------> 2 CO(gaz) Ecrire l'équation de Kp dans la phase homogène. Calculer les pressions partielles de CO2 et de CO à l'équilibre, sachant quà 817°C la presssion totale dans le réacteur est de 4 atm. Le volume du réacteur est de 5 litres. En déduire le nombre de moles de CO et de CO2 à l'équilibre.
Kp = (PCO)2 / PCO2 = 10 avec PCO + PCO2 = 4 ce qui nous conduit à (PCO)2 + 10.PCO - 40 = 0
PCO = 3,06 atm et PCO2 = 0,94 atm. Appliquons la relation des gaz parfaits au mélange gazeux : PT.V = NT.R.T 4.5 = NT .0,082.(273+817) Donc NT = 0,224 mole Il y a proportionnalité entre nombre de moles et pression : NCO / 3,06 = NCO2 / 0,94 = 0,224 / 4
on trouve NCO = 0,171 mole et NCO2 = 0,053 mole
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Le produit de solubilité du chromate d'argent Ag2CrO4 est égal à 3.10-12.
a) Calculer en mole/l et en g/l la solubilité de ce produit. b) La concentration en ion Ag+ d'une solution est de 10-4 mole/l. Calculer la masse minimum de Na2CrO4 que l'on doit ajouter par litre de solution pour que le chromate d'argent commence à précipiter. c) Quelle masse de nitrate d'argent faudrait-il ajouter à un litre d'une solution saturée de chromate d'argent pour diminuer la solubilité de ce dernier par 1000 ? d) Quelle masse masse de chromate de sodium faudrait-il ajouter à un litre d'une solution saturée de chromate d'argent pour diminuer la solubilité de ce dernier par 1000 ? e) On ajoute à un litre d'une solution contenant 200 g d'ions argent 100 g de chromate de sodium. Calculer la masse d'ions argent restant en solution.
a) Ps = [Ag+]2 . [CrO4--] = 3.10-12 Nous savons également que S (solubilité) = [CrO4--] = [Ag+] / 2
Donc Ps = 4.S3 donc S = (Ps / 4)1/3 S = 9,1.10-5 mole/l soit 30 mg/l b) Le chromate d'argent précipite lorsque le produit de solubilité est atteint : 3.10-12 = (10-4)2 . [CrO4--] [CrO4--] = 3.10-4 mole soit 49 mg de Na2CrO4 c) Solubilité initiale : Si = 9,1.10-5 mole/l Solubilité finale : Sf = 9,1.10-8 mole/l
avec : (2.Sf + X)2 . Sf = Ps donc X = (Ps / Sf)1/2 - 2.Sf
Application X = 5,7.10-3 mole soit 0,98 g de AgNO3 d) Solubilité initiale : Si = 9,1.10-5 mole/l Solubilité finale : Sf = 9,1.10-8 mole/l
avec : (2.Sf )2 . (Sf + X) = Ps donc X = Ps / (2.Sf )2 - Sf
Application : X = 90 moles soit 14,5 kg !!! Impossible de cette façon de diminuer par 1000 la solubilité du chromate d'argent.
e) [Ag+] = 200 / 108 = 1,85 mole/l et [CrO4--] = 100 / 162 = 0,617 mole/l. Evidemment du chromate d'argent précipite jusqu'à l'obtention du Ps. Supposons que X moles précipitent. Il reste en solution :
[Ag+] = 1,85 - 2.X et [CrO4--] = 0,617 - X avec (1,85-2X)2 . (0,617-X) = 3.10-12 3.10-12 est très petit donc soit 1,85-2X est très petit, soit 0,617-X est très petit ce qui signifie : X voisin de 0,925 (impossible car [CrO4--] serait négatif) ou X voisin de 0,617 .Par conséquent [Ag+] = 0,616 mole/l soit 66,5 g d'ions argent
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Le pH d'un vinaigre d'alcool vendu dans le commerce est égal à 2,38. Ce vinaigre sera assimilé à une solution aqueuse d'acide éthanoïque CH3COOH.
Calculer les concentrations de toutes les espèces chimiques présentes dans la solution. En déduire le coefficient de dissociation de cet acide. On donne : CH3COOH / CH3COO- Ka = 1,75.10-5
L'acide éthanoïque, acide faible, se dissocie partiellement selon la réaction :
CH3COOH <----------------> CH3COO- + H+
Inventaire de toutes les espèces chimiques présentes dans la solution :
H+, OH-, CH3COOH, CH3COO- pH = 2,38 implique [H+] = 10-2,38 soit 4,17.10-3 mol/l et [OH-] = 10-11,62 soit2,40.10-12 mol/l
L'électronégativité de la solution implique : [H+] = [OH-] + [CH3COO-]
par conséquent : [CH3COO-] est voisin de [H+] soit 4,17.10-3 mol/l, ce qui revient à négliger la dissociation de l'eau (OH-) !
Ka = ( [CH3COO-] / [CH3COOH] ) . [H+] On en déduit que [CH3COOH] est voisin de (4,17.10-3)2 / 1,75.10-5
c'est à dire 0,994 mol/l
La concentration initiale de l'acide était [CH3COOH] + [CH3COO-] c'est à dire voisine de 1 mol/l
Le coefficient de dissociation de l'acide éthanoïque molaire est donc : [CH3COO-] / ( [CH3COOH] + [CH3COO-] ) = 4,17.10-3 soit 0,4 %
Une eau de javel contient 0,2 mole/l d'hypochlorite de sodium (NaClO) et autant de chlorure de sodium (NaCl). Le pH de la solution est de 10,4.Calculer les concentrations de toutes les espèces chimiques dissoutes, les classer par ordre d'importance. En déduire la constante d'acidité Ka du couple HClO / ClO- ainsi que le coefficient d'hydrolyse de ClO-.
Dans l'eau, l'hypochlorite et le chlorure de sodium sont entièrement dissouts :
NaClO --------------> Na+ + ClO- NaCl ---------------> Na+ + Cl- L'ion hypochlorite, ClO-, est une base faible qui s'hydrolyse partiellement : ClO- + H2O <---------------> HClO + OH-
inventaire de toutes les espèces chimiques présentes dans la solution :
H+, OH-, Na+, ClO-, HClO pH = 10,4 implique [H+] = 10-10,4 soit 3,98.10-11 mol/l et [OH-] = 10-3,6 soit 2,51.10-4 mol/l
[Na+] = 0,2 + 0,2 = 0,4 mol/l et [Cl-] = 0,2 mol/l
L'électronégativité de la solution implique : [H+] + [Na+] = [OH-] + [Cl-] + [ClO-]
par conséquent : [ClO-] est voisin de [Na+] - [Cl-] soit 0,2 mol/l, ce qui revient à négliger la dissociation de l'eau (H+) et également l'hydrolyse de la base faible (OH-) !
La conservation de la matière implique que [HClO] + [ClO-] = 0,2 mole/l. Or l'équation d'électronégativité nous donne :
[ClO-] = [H+] + [Na+] - [OH-] - [Cl-] sensiblement égal à 0,2 - [OH-] par conséquent[HClO] est voisin de [OH-] c'est-à-dire 2,51.10-4 mol/l, ce qui était prévisible à la dissociation de l'eau près !
Ka = ( [ClO-] / [HClO] ) . [H+] = 3,17.10-8 mol/l
Le coefficient d'hydrolyse de l'hypochlorite de sodium 0,2 molaire est donc :[HClO] / ( [HClO] + [ClO-] ) = 1,25.10-3 soit 0,12 %
On ajoute à 50 ml d'une solution 0,07 M de benzoate de sodium, que l'on notera NaA, v ml d'une solution d'acide benzoïque 0,1 M, que l'on notera HA. On obtient un pH = 5. Le pKa du couple HA / A- vaut 4,2.Calculer v de manière approximative.Calculer v de manière rigoureuse.
NaA ----------> Na+ + A-
Introduire du NaA c'est du point de vue du pH introduire une base faible A- car Na+est un acide indifférent.
Les concentrations notées [ ] sont exprimées en mole / litre
v approximatif : On sait que par définition Ka = ([A-] / [HA]).[H+] Or dans un mélange acide-base conjugués, l'acide HA est peu dissocié et la base A-peu hydrolysée. Par conséquent à l'équilibre [HA] est voisin de [HA]initial c'est à dire (0,1.v) / (50+v) et [A-] est voisin de [A-]initial c'est à dire (0,07.50) / (50+v). Donc Ka est voisin de ([A-]initial / [HA]initial).[H+] = ((0,07.50) / (0,1.v)).[H+] pH » pKa - log (0,1.v) / (0,07.50) 5 » 4,2 - log (v/35) et donc : v » 5,55 ml v rigoureux : [H+] = 10-5 [OH-] = 10-9 [Na+] = (50.0,07) / (50+v) = 3,5 / (50+v)L'éléctroneutralité de la solution nous dit : [H+] + [Na+] = [OH-] + [A-] La conservation de la matière nous dit : [HA] + [A-] = [HA]initial + [A-]initial c'est-à dire : (0,1.v + 3,5) / (50 + v) On en déduit que [A-] = 3,5 / (50+v) + 10-5 - 10-9 et que [HA] = (0,1.v ) / (50 + v) - 10-5 + 10-9 Nous savons que pH = pKa - log ([HA] / ([A-]) 5 = 4,2 - log (((0,1.v ) / (50 + v) - 10-5 + 10-9) / (3,5 / (50+v) + 10-5 - 10-9)) La résolution donne v = 5,55 ml
On rappelle que HCl, HBr, HNO3, HClO4, NaOH, KOH sont des composés "forts".Quel est le pH final obtenu en mélangeant :
Les quantités sont exprimées en mole
Le pH d'une solution 0,15 M d'éthylamine C2H5NH2 est trouvé égal à 12,0.
Une solution d'acide formique HCOOH (forme acide du couple HCOOH / HCOO- dont le pKa vaut 3,8) a un pH égal à 2,3.
Quelle masse de NaOH faut-il introduire dans un récipient contenant 2,5 litres d'une solution aqueuse d'acide phosphorique à 4,9 g/l pour obtenir un pH de 11 ?
On donne les 3 constanes d'acidité de l'acide phosphorique : Ka1 = 7,1.10-3 ; Ka2 = 6,2.10-8 ; Ka3 = 4,4.10-13 L'acide phosphorique est un triacide faible : H3PO4 <----------------> H+ + H2PO4- Ka1 = 7,1.10-3 donc pKa1 = 2,15 H2PO4- <----------------> H+ + HPO42- Ka2 = 6,2.10-8 donc pKa2 = 7,21 HPO42- <----------------> H+ + PO43- Ka3 = 4,4.10-13 donc pKa3 = 12,36 La solution contient (2,5 . 4,9) / 98 = 0,125 mole d'acide phosphorique. Il faut donc ajouter 0,125 mole de NaOH pour le transformer en NaH2PO4 dont le pH est 0,5.(pKa1 + pKa2) = 4,68. Il faut à nouveau ajouter 0,125 mole de NaOH pour le transformer en Na2HPO4 dont le pH est 0,5.(pKa2 + pKa3) = 9,79. La demi-neutralisatioin de la troisième acidité conduirait à un pH de 12,36. 11 se situe entre 9,79 et 12,36.
Au cours de cette troisième neutralisation, le pH est donné par l'expression de Ka3 :
Ka3 = ( [PO43-] / [HPO42-] ) . [H+] c'est-à-dire pH = pKa3 - log( [HPO42-] / [PO43-] ) [HPO42-] / [PO43-] = moles de HPO42- / moles de PO43- Or moles de PO43- = moles de NaOH ajoutées depuis la deuxième neutralisation et moles de HPO42 = 0,125 - moles de PO43-
Soit X le nombre de moles de moles de NaOH ajoutées depuis la deuxième neutralisation :
11 = 12,36 - log ((0,125 - X) / X) . La résolution donne X = 0,005.
Il faut donc ajouter 0,125 + 0,125 + 0,005 = 0,255 moles de NaOH soit 10,21 g pour obtenir un pH = 11
On réalise un pile en associant une demi-pile au plomb à une demi-pile Fer(II), Fer(III).
Les réactions redox associées et les potentiels normaux sont les suivants :
Le volume de chaque demi-pile est de 300 ml et les concentrations à l'origine sont les suivantes :
[Pb++] = 0,1 mole/l [Fe++] = 0,01 mole/l [Fe+++] = 0,05 mole/l. Donner la représentation symbolique de cette pile et en faire l'étude complète.
Représentation symbolique : Pb / Pb++ // Fe+++ / Fe++ / Pt
Calculons les potentiels corrigés : Eox(Plomb) = 0,13 - 0,03.log[Pb++] et Eox(Fer) = -0,77 - 0,06.log([Fe+++]/[Fe++])
Ainsi lorsque la pile est neuve Eox(Plomb) = +0,16 Volt et Eox(Fer) = -0,81 Volt
Ered(Plomb) = -0,16 Volt et Ered(Fer) = +0,81 Volt Lorsque la pile va fonctionner, le Plomb va s'oxyder et le fer se réduire : Pb + 2 Fe+++ -------------> Pb++ + 2 Fe++ Les électrons vont aller de la demi-pile au plomb vers la demi-pile au fer. Par convention le courant ira de la demi-pile au fer (siège de la réduction) vers la demi-pile au plomb (siège de l'oxydation). La FEM de cette pile est Eox(Plomb) + Ered(Fer) = Eox(Plomb) - Eox(Fer) = 0,97 Volt.
Lorsque la pile fonctionne :
[Pb++] augmente donc Eox(Plomb) diminue ; [Fe+++] diminue et [Fe++] augmente donc Eox(Fer) augmente. La FEM de cette pile diminue donc jusqu'à ce qu'elle soit nulle. A ce stade Eox(Plomb) = Eox(Fer) 0,13 - 0,03.log[Pb++] = -0,77 - 0,06.log([Fe+++]/[Fe++]) On en déduit
Kc étant la constante de l'équilibre Pb + 2 Fe+++ <------------> Pb++ + 2 Fe++ qui peut donc être considéré comme une réaction totale vers la droite : Kc = 1030 !!
Par conséquent lorsque la pile est "usée" [Fe+++] est proche de 0
Lorsque la pile est usée : Eox(Plomb) = Eox(Fer) = 0,13 -0,03.log 0,125 = 0,157 Volt
Perte de masse de l'électrode de plomb : 0,025. 0,3. 207 = 1,55 g
Quantité d'électricité pouvant être débitée par cette pile : 0,05 . 0,3 . 96500 = 1448 Coulombs soit 0,4 A.h
Soit la réaction : 3 Cu + 8 HNO3 -----------> 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
On veut préparer 200 g de nitrate de cuivre(II). Quelle masse de cuivre doit-on utiliser ? Quel volume minimum d'une solution d'acide nitrique à 10 mole/l doit-on utiliser ? Quel volume gazeux de NO (CNTP) dégage-t-on ? CNTP : Conditions Normales de Température et de Pression.
Avec :
Nb de moles de Cu = masse de Cu / Masse Molaire de Cu = mCu / 63,55 Nb de moles de HNO3 = Molarité de la solution . Volume utilisé = 10 . VHNO3 Nb de moles de Cu(NO3)2 = masse de Cu(NO3)2 / Masse Molaire de Cu(NO3)2 = 200 / 187,55 Nb de moles de NO = volume de NO dégagé / volume molaire de NO = vNO / 22,4
mCu = 67,8 [g]
VHNO3 = 0,284 [l] vNO = 15,9 [l] | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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