Midterm 1

Chimie générale 2

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Question 1

Le fichier demandé a été créé. Voici la traduction en français du contenu HTML : 1) Vous souhaitez préparer 650 mL de phosphate d'hydrogène de potassium à une concentration de 0.150 M. Combien de moles de phosphate d'hydrogène de potassium avez-vous besoin ? 2) Vous avez en stock une solution de phosphate d'hydrogène de potassium à la concentration de 0.800 M. Combien de cette solution utiliseriez-vous pour préparer votre solution ? 3) Comment pouvez-vous vérifier la molarité de votre solution finale de phosphate d'hydrogène de potassium ?

Solution

Phosphate monopotassique : K₂HPO₄ 1) n_K2HPO4 = M_K2HPO4 x V_K2HPO4 n_K2HPO4 = 0,150 x 650 x 10^-3 n_K2HPO4= 9,75 x 10^-2 mol 2) solution 1 : 0,800 M phosphate monopotassique solution 2 : 0,150M phosphate monopotassique Pendant une dilution : conservation du nombre de moles ⇒ n₁ = n₂ ⇒ M₁x V₁ = M₂ x V₂ ⇒ V₁ =

\frac{M_{2} \times V_{2}}{M_{1}}

\frac{0, 150 \times 650}{0, 800}

= 1,22 x 10² mL

3) Dosage avec une solution acide de concentration connue (par exemple une solution de HCl 1 M)

Question 2

Considérez la réaction de remplacement simple entre le zinc métallique et l'acide chlorhydrique.

1) Écrivez l'équation chimique de cette réaction en sachant qu'une mole de H₂ est formée à partir d'une mole de Zn.

2) Quel atome gagne des électrons, et lequel en perd?

3) Quel est l'agent réducteur?

4) Écrivez l'équation ionique nette de cette réaction.

Solution

1) Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl₂ (aq) + H₂ (g)

2) État d'oxydation : Zn = 0 ; Zn dans ZnCl₂ = +2

État d'oxydation : Cl dans HCl = -1 ; Cl dans ZnCl₂ = -1

État d'oxydation : H dans HCl = +1 ; H dans H₂ = 0

⇒ Zn perd des électrons tandis que H en gagne

3) L'état d'oxydation de H diminue : H est réduit.

Zn est l'agent réducteur.

4) Zn (s) + 2 H⁺ (aq) + 2 Cl^- (aq) → Zn²⁺ (aq) + 2 Cl^- (aq) + H₂ (g)

Équation ionique nette pour cette réaction : Zn (s) + 2 H⁺ (aq) → Zn²⁺ (aq) + H₂ (g)

Question 3

Vous avez une solution qui contient 12,0% de saccharose (C₁₂H₂₂O₁₁) en poids (p/p) et vous souhaitez obtenir 35,1 mmol de saccharose.

Combien de grammes de cette solution avez-vous besoin ?

Solution

n_sucrose = $\frac{m_{sucrose}}{M_{sucrose}}$ with M_sucrose = 12 M_C + 22 M_H + 11 M_O = 12 x 12.0 + 22 x 1.01 + 11 x 16.0 = 342 g.mol^-1

12.0% sucrose by weight (w/w): m_sucrose = $\frac{12}{100}$ x m_solution

Mass of this solution needed:

m_solution = $\frac{100}{12}$ x m_sucrose

m_solution = $\frac{100}{12}$ x n_sucrose x M_sucrose

m_solution = $\frac{100}{12}$ x 35.1 x 10^-3 x 342

m_solution = 1.00 x 10² g

Question 4

Nous avons 10,0 g de saccharose (C₁₂H₂₂O₁₁) et nous voulons étudier la combustion de ce composé. 1) Combien de molécules avez-vous dans 10,0 g de saccharose ? 2) Quelle est l'équation chimique de la combustion du saccharose ? 3) Nous avons 12,0 g d'oxygène. Quel est le réactif limitant de cette réaction ?

Solution

1) n = $\frac{N}{N_{A}}$ et n = $\frac{m}{M}$ avec M = 12 M_C + 22 M_H + 11 M_O = 12 x 12,0 + 22 x 1,01 + 11 x 16,0 = 342 g.mol^-1

⇒ N = n x N_A = $\frac{m}{M}$ x N_A

⇒ N = $\frac{10, 0}{342}$ x 6,022 x 10²³ = 1,76 x 10²² molécules de saccharose

2) C₁₂H₂₂O₁₁ (l) + 12 O₂ (g) → 12 CO₂ (g) + 11 H₂O (l)

3) n_saccharose = $\frac{m_{saccharose}}{M_{saccharose}}$ = $\frac{10, 0}{342}$ = 2,92 x 10^-2 mol

Moles d'O₂ nécessaires pour réagir complètement avec 10,0 g de saccharose :

12 moles d'O₂ réagissent avec 1 mole de saccharose

⇒ n_{O2 nécessaire} = 12 x n_saccharose = 3,51 x 10^-1 mol

n_O2 = $\frac{m_{O 2}}{M_{O 2}}$ = $\frac{12, 0}{32}$ = 3,75 x 10^-1 mol > n_{O2 nécessaire}

Le saccharose est le réactif limitant de cette réaction

Question 5

Nous avons une solution de fer(II) bromure de 0,145 M (M_FeBr2 = 215,65 g.mol^-1).

Combien de cette solution avons-nous besoin pour obtenir 4,23 g de soluté ?

Solution

Bromure de fer(II) : FeBr₂

n_FeBr2 = M_FeBr2 x V_FeBr2 et n_FeBr2 = $\frac{m_{FeBr 2}}{M_{FeBr 2}}$

⇒ M_FeBr2 x V_FeBr2= $\frac{m_{FeBr 2}}{M_{FeBr 2}}$

⇒ V_FeBr2(en L) = $\frac{m_{FeBr 2} (en g)}{M_{FeBr 2} (en g . {mol}^{- 1})}$ x M_FeBr2 (en mol.L^-1)

⇒ V_FeBr2(en L) = $\frac{4.23}{215.65 \times 0.145}$ = 1.35 x 10^-1 L

Question 6

Quel volume d'une solution de KOH forte à 0,150 M doit être ajouté pour neutraliser complètement 200,0 mL d'une solution d'H₂SO₄ à 0,120 M ?

Solution

Équation: 2 KOH (aq) + H₂SO₄ (aq) → K₂SO₄ (aq) + 2 H₂O (l)

2 moles de KOH sont nécessaires pour neutraliser 1 mole de H₂SO₄

⇒ lorsque le point final de la neutralisation est atteint: n_KOH = 2 x n_H2SO4

⇒ M_KOH x V_KOH = 2 x M_H2SO4 x V_H2SO4

⇒ V_KOH = $\frac{2 \times M_{H 2 S O 4} \times V_{H 2 SO 4}}{M_{K O H}}$

⇒ V_KOH = $\frac{2 \times 0.120 \times 200.0}{0.150}$ = 320 mL

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