Étant donné : 4 NH 3 (g) + 3 O 2 (g) ⇌ 2 N 2 (g) + 6 H 2 O (l) ΔH 1 = -1534 kJ N 2 O (g) + H 2 (g) ⇌ N 2 (g) + H 2 O (l) ΔH 2 = -367.4 kJ Déterminez ΔH pour la réaction suivante : 2 NH 3 + 3/2 O 2 (g) ⇌ N 2 O (g) + 2 H 2 O (l) + H 2 (g)

2 NH 3 + 3/2 O 2 (g) ⇌ N 2 O (g) + 2 H 2 O (l) + H 2 (g) = 2 NH 3 + 3/2 O 2 (g) ⇌ N 2 (g) + 3 H 2 O (l) + N 2 (g) + H 2 O (l) ⇄ N 2 O (g) + H 2 (g) According to Hess’s Law: ΔH = ΔH 1 / 2 - ΔH 2 = -767 + 367.4 = -399.6 kJ

Midterm 2

Chimie générale 2

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Question 1

Lorsqu'un morceau de 14,50 g de chlorate de potassium est dissous dans 200,0 mL d'eau dans une ampoule à vide, la température chute de 25,0°C à 19,0°C. La capacité thermique de la solution est de 4,184 J.g^-1.°C^-1. Quel est le changement d'enthalpie ΔH_diss (en kJ.mol^-1) pour la dissolution de KClO₃ dans l'eau ?

Solution

c_S =

\frac{c_{P}}{m}

\frac{q_{P}}{∆ T \times m}

c_S = capacité thermique massique de la solution (en J.g^-1.°C^-1)
q_P = chaleur ajoutée (en J) = n_KClO3 ΔH_diss
n = nombre de moles (en mol)
ΔT = Tf - Ti (en °C)
m = masse (en g)

c_S = $\frac{n_{KClO 3} \times ∆ H}{∆ T \times m_{solution}}$ ⇒ ΔH = $\frac{c_{S} \times ∆ T \times m_{solution}}{n_{KClO 3}}$

n_KClO3 = $\frac{m_{KClO 3}}{M_{KClO 3}}$ = $\frac{14.50}{122.6}$ = 0.118 mol

ΔH = $\frac{4.184 \times 6.0 \times 214.50}{0.118}$ = 45.6 x 10⁴ J.mol^-1 = 45.6 kJ.mol^-1

Question 2

0,522 g de solide Mg(OH)₂ sont dissous dans 25,0 mL d'une solution de HNO₃ de concentration 4,0 M. À la fin, la solution reste acide.

1) Écrire l'équation chimique de cette réaction.

2) En supposant que la réaction est complète, calculer la concentration des ions Mg²⁺, NO₃^- et H⁺.

Solution

1) Mg(OH)2 + 2 HNO3 → 2 H2O + Mg(NO3)2 2) La solution reste acide : Mg(OH)2 est le réactif limitant

Concentration de Mg2+ : Selon l'équation, si la réaction est complète : nMg(NO3)2 = nMg(OH)2 = m(Mg(OH)2) / M(Mg(OH)2) nMg(NO3)2 = (0.612 / 58.309) = 8.95 x 10^-3 mol Mg(NO3)2 = Mg2+ + 2 NO3- [Mg2+] = n(Mg2+) / V(sol) = n(Mg(NO3)2) / V(sol) = (8.95 x 10^-3) / (25.0 x 10^-3) = 3.58 x 10^-1 M Concentration de NO3- : Selon l'équation, 2 moles de NO3- sont consommées pour former 2 moles de NO3- → [NO3-] est inchangé → [NO3-] = [HNO3]0 = 4.0 M Concentration de H+ : Selon l'équation : 2 moles de HNO3 réagissent avec 1 mole de Mg(OH)2. Mg(OH)2 est le réactif limitant : nHNO3 = nHNO3 (t=0) - 2 x nMg(OH)2 (t=0) nHNO3 = [HNO3] x V(sol) - 2 x (m(Mg(OH)2) / M(Mg(OH)2)) nHNO3 = 4.0 x 25.0 x 10^-3 - 2 x (0.522 / 58.309) = 8.21 x 10^-2 mol HNO3 = H+ + NO3- [H+] = n(H+) / V(sol) = n(HNO3) / V(sol) = (8.21 x 10^-2) / (25.0 x 10^-3) = 3.28 M

Question 3

La densité de H₂O(s) est de 0,920 g.cm^-3 à 0°C et est donc inférieure à celle de H₂O(l). Ainsi, l'eau se dilate lorsqu'elle gèle.

Combien de travail effectue 50,0 g d'eau lorsqu'elle gèle à 0°C et qu'elle fait éclater une conduite d'eau avec une pression opposée de 1000 atm ?

Solution

Par définition, le travail W = -Pext ΔV

avec Pext = pression externe constante (en Pa) et ΔV = Vf – V_i (en m³)

P_ext = 1000 atm = 1.013 x 10⁸ Pa

densité d = $\frac{m}{V}$ ⇒ V = $\frac{m}{d}$
V_H2O(l) = V_i = $\frac{50.0}{1.00}$ = 50.0 cm³ = 50.0 x 10^-6 m³

V_H2O(g) = V_f = $\frac{50.0}{0.920}$ = 54.3 cm³ = 54.3 x 10^-6 m³

W = -Pext ΔV

⇒ W = -(1.013 x 10⁸) x (54.3-50.0) x 10^-6 = - 4.36 x 10² J

Question 4

Étant donné :

4 NH₃ (g) + 3 O₂ (g) $⇌$ 2 N₂ (g) + 6 H₂O (l) ΔH₁ = -1534 kJ

N₂O (g) + H₂ (g) $⇌$ N₂ (g) + H₂O (l) ΔH₂ = -367.4 kJ

Déterminez ΔH pour la réaction suivante :

2 NH₃ + 3/2 O₂ (g) $⇌$ N₂O (g) + 2 H₂O (l) + H₂ (g)

Solution

2 NH₃ + 3/2 O₂ (g) $⇌$ N₂O (g) + 2 H₂O (l) + H₂ (g)

= 2 NH₃ + 3/2 O₂ (g) $⇌$ N₂ (g) + 3 H₂O (l)

+ N₂ (g) + H₂O (l) $⇄$ N₂O (g) + H₂ (g)

According to Hess’s Law:

ΔH = ΔH₁ / 2 - ΔH₂ = -767 + 367.4 = -399.6 kJ

Question 5

Combien de litres de dioxyde de carbone sont produits par la combustion complète de 50.0 mol de glucose C₆H₁₂O₆ à 25°C et 1 atm?

Solution

Combustion du glucose:

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O

Selon cette équation: 1 mole de glucose produit 6 moles de CO₂

⇒ n_CO2 = 6 x n_glucose = 300 mol

Loi des gaz parfaits: PV = nRT

avec P = pression (en Pa) à 1 atm = 1.013 x 10⁵ Pa
V = volume (en m³)
n = nombre de moles (en mol)
R = constante des gaz parfaits = 8.314 (en J.K^-1.mol^-1)
T = température (en K) à 0°C = 298 K

V = nRT / P = (300 x 8.314 x 298) / (1.013 x 10⁵)

⇒ V = 7.34 m³ = 7.34 x 10³ dm³ = 7.34 x 10³ L

Question 6

L'éthylène C₂H₄ réagit avec la diazène H₂N₂ pour former de l'éthane C₂H₆ et du gaz azote.

1) Dessinez la structure de Lewis de chaque composé

2) Écrivez l'équation chimique pour cette réaction

3) Calculez le changement d'enthalpie ΔH_rxn pour cette réaction

Données :

H_liaison(H-H) = 436 kJ.mol^-1

H_liaison(C-H) = 413 kJ.mol^-1

H_liaison(N-H) = 391 kJ.mol^-1;

H_liaison(C-C) = 348 kJ.mol^-1

H_liaison(C=C) = 614 kJ.mol^-1

H_liaison(N-N) = 163 kJ.mol^-1;

H_liaison(N=N) = 418 kJ.mol^-1

H_liaison(N $\equiv$ N) = 941 kJ.mol^-1

Solution

Voici la traduction en français du contenu HTML que vous avez fourni :

1) Structures de Lewis :

2) C₂H₄ + N₂H₂ → C₂H₆ + N₂

3) ΔH_rxn = ΣH_{bonds rompus} - ΣH_{bonds formés}

⇒ ΔH_rxn = ΣH_bonds (réactifs) - ΣH_bonds (produits)

⇒ ΔH_rxn = 4 H_bond (C-H) + H_bond (C=C) + 2 H_bond (N-H) + H_bond (N=N)
- 6 H_bond (C-H) - H_bond (C-C) - H_bond (N $\equiv$ N)

⇒ ΔH_rxn = -301 kJ.mol^-1

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