Midterm 2

Chimie générale 3

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La combustion du monoxyde de carbone est représentée par l'équation suivante :

CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)


1) Déterminez le changement d'enthalpie standard ΔH0rxn pour la combustion du CO à 298 K

2) Déterminez le changement d'entropie standard ΔS0rxn pour cette réaction à 298 K

3) La réaction est-elle spontanée dans les conditions standard à 298 K ? Justifiez.

4) Calculez la valeur de la constante d'équilibre Keq à 298 K

 

Données : À 298 K :

C (s) + ½ O2 (g) → CO (g)     [ΔH0 = - 110.5 kJ.mol-1]

C (s) + O2 (g) → CO2 (g)     [ΔH0 = - 393.5 kJ.mol-1]

S0 [CO (g)] = 197.7 J.mol-1.K-1

S0 [CO2 (g)] = 213.7 J.mol-1.K-1

S0 [O2 (g)] = 205.1 J.mol-1.K-1

1) CO (g) → C (s) + ½ O2 (g)        [ΔH0 = 110.5 kJ.mol-1]

+ C (s) + O2 (g) → CO2 (g)          [ΔH0 = - 393.5 kJ.mol-1]

= CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)  [ΔH0rxn]


ΔH0rxn = 110.5 – 393.5 = - 283.0 kJ.mol-1

 

2) ΔS0rxn = S0 [CO2 (g)] - S0 [CO (g)] - 12 x S0 [O2 (g)]

ΔS0rxn = 213.7 – 197.7 – 12 x 205.1

ΔS0rxn = - 86.5 J.mol-1.K-1

 

3) ΔG0rxn = ΔH0rxn - TΔS0rxn

ΔG0rxn = - 283.0 x 103 – 298 x (- 86.5)

ΔG0rxn = - 257.2 x 103 J.mol-1 = - 257.2 kJ.mol-1

ΔG0rxn < 0 ⇒ La réaction est spontanée à 298 K

 

4) ΔG0rxn = - RT ln Keq

Keq = exp (-ΔG0rxn/RT)

Keq = 1.219 x 1045

1) Quel est le signe de ΔHrxn pour une réaction dans laquelle les liaisons sont plus fortes dans les produits que dans les réactifs. Justifiez.

2) Une réaction n'est spontanée que à haute température. Prévoyez et justifiez le signe de ΔHrxn pour cette réaction.

1) ΔHrxn = Σ Hbonds (réactifs) - Σ Hbonds (produits)

Si Σ Hbonds (produits) > Σ Hbonds (réactifs), ΔHrxn < 0


2) La réaction est spontanée lorsque ΔGrxn < 0

ΔGrxn = ΔHrxn - TΔSrxn


Si une réaction n'est spontanée qu'à haute température → à basse température ΔGrxn > 0

À basse température : ΔHrxn ≫ TΔSrxn → ΔGrxn ≈ ΔHrxn > 0

L'ammoniac peut être produit par la réaction suivante :

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)


1) Calculer la valeur pour ΔH0 de cette réaction

2) Est-ce que le rendement de l'ammoniac peut être augmenté en augmentant la température ? Justifier

3) Quelle est la constante d'équilibre pour la réaction ?

4) Si 235 mL de gaz H2 (25°C et 7,60 x 104 Pa) étaient complètement convertis en ammoniac et l'ammoniac était dissous dans l'eau pour obtenir une solution de 0,500 L, quelle serait la molarité de la solution obtenue ?


Données : À 298K :

ΔG0f [NH3 (g)] = - 33,0 kJ·mol-1

S0 [N2 (g)] = 191,5 J·mol-1·K-1

S0 [H2 (g)] = 198,6 J·mol-1·K-1

S0 [NH3 (g)] = 192,3 J·mol-1·K-1

#

1) ΔS0f = 2 x S0 [NH3 (g)] - S0 [N2 (g)] – 3 x S0 [H2 (g)]


ΔS0f = 2 x 192.3 – 191.5 – 3 x 198.6


ΔS0f = - 402.7 J.mol-1.K-1



ΔG0f = ΔH0f - TΔS0f


ΔH0f = ΔG0f + TΔS0f


ΔH0f = - 33.0 x 103 - 298 x 402.7


ΔH0f = - 153.0 kJ.mol-1


 


2) ΔH0f < 0 ⇒ exothermic reaction


According to Le Chatelier’s principle, an increase in T shifts equilibrium to the left


⇒ this decreases equilibrium yield of NH3


 


3) ΔG0f = RT ln Keq


Keq = exp (-ΔG0rxn/RT)


Keq = 6.09 x 105


 


4)


PV = nRT

P = pressure in Pa

V = volume in m3 ⇒ 235 mL = 0.235 dm3 = 0.235 x 10-3 m3

T = temperature in K ⇒ 25°C = 298 K


 


nH2 = PVRT



nH2 = 7.60 × 104 × 0.235 ×

1,12 g de CaCl2 est ajouté à 4,80 L d'une solution de Na2CO3 de concentration 5,00 x 10-6 M.

Un précipité de CaCO3 (s) va-t-il se former ?


Données : Ksp [CaCO3 (s)] = 2,8 x 10-9

#

Réaction de dissolution : CaCO3 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + CO32- (aq)     [Ksp = 2.8 x 10-9]

CaCO3 (s) se forme si Qsp > Ksp



Voyons déterminer Qsp:

Qsp = [Ca2+]0 [CO32-]0



CaCl2 (s) → Ca2+ (aq) + 2 Cl- (aq)

De la stœchiométrie de cette réaction: nCa2+,0 = nCaCl2,0

[Ca2+]0 = nCa2+,0V = nCaCl2,0V = mCaCl2,0MCaCl2 × V

[Ca2+]0 = 1.124.80 × 110.98


[Ca2+]0 = 2.10 x 10-3 M



Na2CO3 (s) → 2 Na+ (aq) + CO32- (aq)

De la stœchiométrie de cette réaction: nCO32-,0 = nNa2CO3,0

⇒ [CO32-]0 = [Na2CO3]0 = 5.00 x 10-6 M

 


Qsp = [Ca2+]0 [CO32-]0

Qsp = 2.10 x 10-3 x 5.00 x 10-6

Qsp = 1.05 x 10-8 > Ksp

⇒ CaCO3 (s) se forme

#

140 mL de HCl 0,175 M et 350 mL de NaOH 0,0750 M sont combinés.


Calculer le pH de cette solution.

nH+,0 = [H+]0 x VHCl = 140 x 10-3 x 0.175

nH+,0 = 2.45 x 10-2 mol


nHO-,0 = [HO-]0 x VNaOH = 350 x 10-3 x 0.0750

nHO-,0 = 2.63 x 10-2 mol

 

There is an excess of HO- which will neutralize all the [H+].

nHO-,f = nHO-,0 - nH+,0

nHO-,f = 2.63 x 10-2 - 2.45 x 10-2 = 1.75 x 10-3 mol

[HO-]f = nHO-,fV

[HO-]f = 1.75 × 10-3490 × 10-3

[HO-]f = 3.57 x 10-3 M


pOH = -log [HO-]f = 2.45

pH = 14 – pOH = 11.6