Midterm 1

Chimie générale 3

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Voici un équilibre : C (s) + CO2 (g) 2 CO (g)     [ΔH0rxn = 65 kJ]


Prévoir et expliquer la direction dans laquelle l'équilibre se déplacera lorsque chacun des changements suivants se produit :

- CO est retiré à température constante

- la pression totale augmente par l'addition de N2 (g) à température constante

- le volume augmente à température constante

- la température diminue

- Le CO est enlevé à température constante :

direction : vers le produit

explication : lorsque le produit est enlevé, la réaction se déplace pour former davantage de produit (principe de Le Châtelier)


- La pression totale est augmentée par l'addition de N2 (g) à température constante

direction : pas de changement

explication : le volume n'a pas changé à la pression partielle n'a pas changé à Q n'a pas changé à pas de déplacement


- Le volume est augmenté à température constante

direction : vers le produit

explication : côté ayant le plus de moles de gaz


- La température est diminuée

direction : vers les réactifs

explication : la réaction est endothermique

[SO3]0 = 2.00 M, [O2]0 = 0.0850 M, [SO2]0 = 0 M et [SO2]eq = 0.120 M


Calculer Kc pour la réaction suivante:

2 SO3 (g)  2 SO2 (g) + O2 (g)

Dans l'équation : Kc = SO2eq2 O2eqSO3eq2

 

De la stoichiométrie de la réaction :

[SO3]eq = [SO3]0 – 2X

[O2]eq = [O2]0 + X

[SO2]eq = [SO2]0 + 2X = 2X = 0.120 M

⇒ X = 6.00 x 10-2 M

 

À l'équilibre :

[SO3]eq = [SO3]0 – 2X = 2.00 – 0.120 = 1.88 M

[O2]eq = [O2]0 + X = 0.0850 + 0.0600 = 0.145 M

[SO2]eq = 0.120 M

 

Kc = SO2eq2 O2eqSO3eq2


Kc = 0.1202 × 0.1451.882


Kc = 5.91 x 10-4

 

Calculer le pH d'une solution aqueuse d'éthylamine CH3CH2NH2 de concentration 0,100 M.


Données : Kb [CH3CH2NH2] = 4,30 x 10-4

Réaction acide-base :

CH3CH2NH2 (aq) + H2O (l) ⇌ CH3CH2NH3+ (aq) + HO- (aq) [Kb]

A t = 0:

[CH3CH2NH2] = 0.100 M et [CH3CH2NH3+] = [HO-] = 0 M

A l'équilibre :

[CH3CH2NH2] = 0.100 - X M et [CH3CH2NH3+] = [HO-] = X M

Kb = [CH3CH2NH3+][HO-]/[CH3CH2NH2] = X2 / (0.100 - X)

Supposons 0.100 >> X

Kb = 4.30 x 10-4 = X2 / 0.100

Par conséquent, X = 6.56 x 10-3 (X ne peut pas être < 0)

Ainsi, l'hypothèse 0.100 >> X est vérifiée

pOH = - log [HO-] = 2.18

pH = 14 - pOH = 11.8

Une solution de 7,50 x 10-3 M d'une base faible a un pH de 11,3.


Déterminez Kb pour cette base faible.

A- + H2O AH + HO-     [Kb]


A t = 0:

[A-] = 7.50 x 10-3 M and [AH] = [HO-] = 0 M

À l'équilibre :

[A-] = 7.50 x 10-3 - X M et [AH] = [HO-] = X M

 

pH = 14 – pOH = 14 + log [HO-]

⇒ [HO-] = X = 10pH – 14 = 10-2.7

⇒ [HO-] = 2.00 x 10-3 M

 

Kb = AHHO-A- 

K= 2.00 × 10-327.50 × 10-3 - 2.00 × 10-3

Kb = 7.23 x 10-4

Écrivez l'équation de vitesse de réaction relative pour chaque composant dans la combustion de l'éthanol CH3CH2OH.

Voici la traduction descriptive en français :

Combustion de l'éthanol :


CH3CH2OH + O2 → CO2 + H2O      [équation non équilibrée]

CH3CH2OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O      [équation équilibrée]

 

Vitesse de réaction :

taux = - CH3CH2OHt = - 13 O2t = 12 CO2t = 13 H2Ot