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)
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 =
Kc =
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 =
Kb =
Kb = 7.23 x 10-4
Écrivez l'équation de vitesse de réaction relative pour chaque composant dans la combustion de l'éthanol CH3CH2OH.
Combustion de l'éthanol :
CH3CH2OH + O2 → CO2 + H2O [équation non équilibrée]
CH3CH2OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O [équation équilibrée]
Vitesse de réaction :
taux = - = - = =