Vous trouverez ci-dessous une réaction d'oxydoréduction : 2 N 2 H 4 + N 2 O 4 → 3 N 2 + 4 H 2 O Attribuez les nombres d'oxydation aux atomes et identifiez les agents oxydants et réducteurs.

#N 2 H 4 ⇒ H: +1 (Les atomes d'hydrogène avec un non-métal: +1) et N: -2 (- 4x1/2) N 2 O 4 ⇒ O: -2 (Les atomes d'oxygène dans les composés: -2) et N: +4 (4x2/2) N 2 ⇒ N: 0 H 2 O ⇒ O: -2 et H: +1 N 2 H 4 est oxydé (état d'oxydation: -2 à 0) ⇒ agent réducteur N 2 O 4 est réduit (état d'oxydation: +4 à 0) ⇒ agent oxydant #

Voici une réaction : Cl 2 (g) → 2 Cl (g) 1) Prévoyez si cette réaction est endothermique ou exothermique 2) Prévoyez si ΔS 0 est positif, négatif ou nul 3) Cette réaction est-elle spontanée à toutes les températures ? Expliquez

1) Le chlore est naturellement un élément diatomique ⇒ Cl 2 est l'état élémentaire le plus stable ET cette réaction entraîne la rupture d'une liaison ⇒ chaleur apportée ⇒ réaction endothermique (ΔH 0 rxn > 0) 2) Le désordre augmente : d'1 mole de gaz à 2 moles de gaz ⇒ ΔS 0 rxn > 0 3) La réaction est spontanée lorsque ΔG 0 rxn < 0 ⇒ ΔH 0 rxn – TΔS 0 rxn < 0 La réaction est seulement spontanée à haute température (lorsque T > ΔH 0 rxn /ΔS 0 rxn )

Pour une réaction du premier ordre A → B: k 1 = 1.24 x 10 -5 s -1 à T 1 = 370 K et k 2 = 5.36 x 10 -3 s -1 à T 2 = 650 K Déterminez l'énergie d'activation de cette réaction.

ln k 2 k 1 = E a R x 1 T 1 - 1 T 2 Ea = R ln k 2 k 1 x T 1 T 2 T 2 - T 1 Ea = 8.314 x ln 5 . 36 × 10 - 3 1 . 24 × 10 - 5 x 370 × 650 280 Ea = 4.33 x 10 4 J.mol -1

Final

Chimie générale 3

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Question 1

Équilibrez la réaction d'oxydo-réduction suivante en solution basique: P₄ (s) + NO₃^- (aq) → PO₄^- (aq) + NO (g)

Solution

1) Divisez la réaction en demi-réactions : P₄ (aq) → 4 PO₄^- (aq) NO₃^- (aq) → NO (g) 2) Équilibrez les atomes d'oxygène en ajoutant des molécules d'eau : P₄ (aq) + 16 H₂O (l) → 4 PO₄^- (aq) NO₃^- (aq) → NO (g) + 2 H₂O (l) 3) Équilibrez les atomes d'hydrogène en ajoutant des ions H⁺ : P₄ (aq) + 16 H₂O (l) → 4 PO₄^- (aq) + 32 H⁺ (aq) NO₃^- (aq) + 4 H⁺ (aq) → NO (g) + 2 H₂O (l) 4) Équilibrez la charge en ajoutant des électrons : P₄ (aq) + 16 H₂O (l) → 4 PO₄^- (aq) + 32 H⁺ (aq) + 28 e^- NO₃^- (aq) + 4 H⁺ (aq) + 3 e^- → NO (g) + 2 H₂O (l) 5) Multipliez chaque demi-réaction par un entier pour avoir : nombre d'électrons perdus = nombre d'électrons gagnés : 3 P₄ (aq) + 48 H₂O (l) → 12 PO₄^- (aq) + 96 H⁺ (aq) + 84 e^- 28 NO₃^- (aq) + 112 H⁺ (aq) + 84 e^- → 28 NO (g) + 56 H₂O (l) 6) Ajoutez les demi-réactions ensemble : 3 P₄ (aq) + 28 NO₃^- (aq) + 16 H⁺ (aq) → 12 PO₄^- (aq) + 28 NO (g) + 8 H₂O (l) 7) Ajoutez des ions HO^- pour réagir avec tous les ions H⁺ : HO^- + H⁺ à H₂O : 3 P₄ (aq) + 28 NO₃^- (aq) + 16 H⁺ (aq) + 16 HO^- (aq) → 12 PO₄^- (aq) + 28 NO (g) + 8 H₂O (l) + 16 HO^- (aq) L'équation équilibrée en solution basique est : 3 P₄ (aq) + 28 NO₃^- (aq) + 8 H₂O (l) → 12 PO₄^- (aq) + 28 NO (g) + 16 HO^- (aq)

Question 2

Calculez les valeurs de ΔG⁰ et de K_eq pour une pile électrochimique cuivre / zinc à 25°C. Données : E⁰ [Cu²⁺/Cu] = 0,340 V E⁰ [Zn²⁺/Zn] = - 0,763 V

Solution

Selon les valeurs E⁰ : le cuivre est réduit préférentiellement, le zinc est oxydé. Cu²⁺ (aq) + 2 e^- → Cu (s) (réduction à la cathode) Zn (s) → Zn²⁺ (aq) + 2 e^- (oxydation à l'anode)

ΔG⁰ = - ν_eFE_cell⁰

ν_e = coefficient stœchiométrique des électrons dans les deux demi-réactions = 2 F = constante de Faraday = 96485 C.mol^-1 E_cell⁰ = force électromotrice (f.e.m.) de la cellule (en V)

E_cell⁰ = E⁰ (réduction) - E⁰ (oxydation) E_cell⁰ = 0.340 – (-0.763) = 1.10 V ΔG⁰ = -ν_eFE_cell⁰ = - 2 x 96485 x 1.10 = -212 kJ.mol^-1

ln K_eq =

\frac{ν_{e} F}{RT}

E⁰_cell

K_eq = constante d'équilibre

ν_e = coefficient stœchiométrique des électrons dans les deux demi-réactions = 2

F = constante de Faraday = 96485 C.mol^-1

E⁰_cell = tension standard de la cellule (en V) = 1.10 V

R = constante de gaz idéal = 8.314 J.mol^-1.K^-1

T = température (en K) = 298 K

ln K_eq = $\frac{2 \times 96485 \times 1.10}{8.314 \times 298}$ = 85.7

K_eq = exp (85.7) = 1.61 x 10³⁷

Question 3

Vous trouverez ci-dessous une réaction d'oxydoréduction :

2 N₂H₄ + N₂O₄ → 3 N₂ + 4 H₂O

Attribuez les nombres d'oxydation aux atomes et identifiez les agents oxydants et réducteurs.

Solution

N₂H₄ ⇒ H: +1 (Les atomes d'hydrogène avec un non-métal: +1) et N: -2 (- 4x1/2)

N₂O₄ ⇒ O: -2 (Les atomes d'oxygène dans les composés: -2) et N: +4 (4x2/2)

N₂ ⇒ N: 0

H₂O ⇒ O: -2 et H: +1

N₂H₄ est oxydé (état d'oxydation: -2 à 0) ⇒ agent réducteur

N₂O₄ est réduit (état d'oxydation: +4 à 0) ⇒ agent oxydant

Question 4

Voici une réaction : Cl₂ (g) → 2 Cl (g)

1) Prévoyez si cette réaction est endothermique ou exothermique

2) Prévoyez si ΔS⁰ est positif, négatif ou nul

3) Cette réaction est-elle spontanée à toutes les températures ? Expliquez

Solution

1) Le chlore est naturellement un élément diatomique ⇒ Cl₂ est l'état élémentaire le plus stable

ET cette réaction entraîne la rupture d'une liaison ⇒ chaleur apportée

⇒ réaction endothermique (ΔH⁰_rxn > 0)

2) Le désordre augmente : d'1 mole de gaz à 2 moles de gaz

⇒ ΔS⁰_rxn > 0

3) La réaction est spontanée lorsque ΔG⁰_rxn < 0 ⇒ ΔH⁰_rxn – TΔS⁰_rxn < 0

La réaction est seulement spontanée à haute température (lorsque T > ΔH⁰_rxn/ΔS⁰_rxn)

Question 5

NaI subit une transition de phase solide → liquide à 661°C.

L'énergie thermique q_rev requise pour la transition de phase à cette température est de 44.3 kJ.mol^-1.

Déterminez le changement d'entropie associé ΔS pour cette transition.

Solution

ΔS = \frac{q_{rev}}{T}

ΔS = \frac{44.3 \times 10^3}{661 + 273}

ΔS = 47.4 J.mol^{-1}.K^{-1}

Question 6

Déterminez le pH d'une solution contenant 0,232 M d'acide formique HCOOH et 0,0980 M de formate de sodium NaCHO₂.

Données: K_a [HCOOH/HCOO^-] = 1,80 x 10^-4

Solution

Équation de Henderson-Hasselbalch :

pH = pK_a + log $\frac{[base]}{[acide]}$

pH = - log (1.80 x 10^-4) + log $[\frac{0.0980}{0.232}]$

pH = 3.37

Question 7

250 mL de 4,25 x 10^-4 M Pb(NO₃)₂ sont ajoutés à 275 mL de 6,25 x 10^-5 M NaI.

Est-ce qu'un précipité se formera ?

Données : K_sp [PbI₂] = 7,10 x 10^-9

Solution

Réaction de dissolution:

PbI₂ (s) → Pb²⁺ (aq) + 2 I^- (aq) [K_sp]

Le PbI₂ (s) se forme si Q_sp > K_sp

Déterminons Q_sp:

Q_sp = [Pb²⁺]₀ [I^-]₀²

Pb(NO₃)₂ (s) → Pb²⁺ (aq) + 2 NO₃^- (aq)

À partir de la stoechiométrie de cette réaction: n_Pb2+,0 = n_Pb(NO3)2,0

⇒ n_Pb2+,0 = [Pb(NO₃)₂]₀ x V_Pb(NO3)2

⇒ n_Pb2+,0 = 0.250 x 4.25 x 10^-4 = 1.06 x 10^-4 mol

NaI (s) → Na⁺ (aq) + I^- (aq)

À partir de la stoechiométrie de cette réaction: n_I-,0 = n_NaI,0

⇒ n_I-,0 = [NaI]₀ x V_NaI= 1.72 x 10^-5 mol

Q_sp = [Pb²⁺]₀ [I^-]₀²

Q_sp = $\frac{n_{{Pb}^{2 +}, 0} \times {n_{I^{-}, 0}}^{2}}{V^{0.25}}$

Q_sp = 2.17 x 10^-13 < K_sp

Le PbI₂ (s) ne se forme pas

Question 8

Déterminez le point de congélation et le point d'ébullition d'une solution aqueuse de LiCl qui contient 3,25 g de LiCl et 10,0 mL d'eau.

Données : K_f [H₂O] = 1,86 K.kg.mol^-1 [constante de dépression du point de congélation]

K_b [H₂O] = 0,512 K.kg.mol^-1 [constante élévation du point d'ébullition]

Solution

LiCl (s) → Li⁺ (aq) + Cl^- (aq)

solution molality m = $\frac{n_{solute}}{m_{solution}}$

m = $\frac{m_{LiCl}}{M_{LiCl} \times m_{solution}}$

m = $\frac{3.25}{42.39 \times 10.0 \times 10^{- 3}}$

m = 7.67 mol.kg^-1

The magnitude of the freezing point depression ΔT_f (in K) is:

ΔT_f = - i x K_f x m

ΔT_f = T_{f solution} – T_{f water}

i = van’t Hoff i-factor = number of ions produced per formula unit = 2

m = solution molality = 7.67 mol.kg^-1

K_f = proportionality constant (freezing point depression constant)

T_{f solution} – 273 = - 2 x 1.86 x 7.67

T_{f solution} = 244.5 K

The magnitude of the boiling point elevation ΔT_b (in K) is:

ΔT_b = i x K_b x m

ΔT_b = T_{b solution} – T_{b water}

i = van’t Hoff i-factor = number of ions produced per formula unit = 2

m = solution molality (in mol.kg^-1) = 7.67

K_b = proportionality constant (boiling point elevation constant)

T_{f solution} – 373 = 2 x 0.512 x 7.67

T_{f solution} = 380.9 K

Question 9

Une réaction simple A → B est déterminée être une réaction d'ordre deux avec une constante de vitesse k = 4.72 x 10^-4 M^-1.s^-1.

Déterminez la demi-vie de la réaction si [A]₀ = 5.25 x 10^-2 M.

Solution

À t = t_1/2:

[A] = $\frac{{[A]}_{0}}{2}$

⇒ $\frac{2}{{[A]}_{0}}$ = $\frac{1}{{[A]}_{0}}$ + kt_1/2

⇒ t_1/2 = $\frac{1}{k {[A]}_{0}}$

⇒ t_1/2 = $\frac{1}{4.72 \times 10^{- 4} \times 5.25 \times 10^{- 2}}$

⇒ t_1/2 = 4.04 x 10⁴ s

Question 10

Pour une réaction du premier ordre A → B:

k₁ = 1.24 x 10^-5 s^-1 à T₁ = 370 K

et k₂ = 5.36 x 10^-3 s^-1 à T₂ = 650 K

Déterminez l'énergie d'activation de cette réaction.

Solution

ln $\frac{k_{2}}{k_{1}}$ = $\frac{E_{a}}{R}$ x $(\frac{1}{T_{1}} - \frac{1}{T_{2}})$

Ea = R ln $\frac{k_{2}}{k_{1}}$ x $\frac{T_{1} T_{2}}{T_{2} - T_{1}}$

Ea = 8.314 x ln $(\frac{5.36 \times 10^{- 3}}{1.24 \times 10^{- 5}})$ x $\frac{370 \times 650}{280}$

Ea = 4.33 x 10⁴ J.mol^-1

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