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exercice de chimie en solution

Voici des exercices de chimie en solution



I) équilibre d'oxydo-réduction 



Equilibrer les réactions d'oxydo-réduction suivantes :

Exercices acides bases,




Cr2O7²− + H+ + I− → Cr³− + I2 

NO3− + H+ + Cu → NO + Cu2+

MnO4- + H2C2O4 + H+   Mn2+ + CO2


MnO4-  + H+ + Cl-   →  Mn2+  + Cl2 



Acides bases :



I)  Quel volume faut-il prendre d'une solution HCl ( 36,5 g/mol ) à 32% en masse et de densité égale à 1,16 pour préparer un litre de solution A de concentration égale à 0,1 mol/l .

II) A 20 ml de cette solution, on ajoute un volume Vb de solution d'hydroxyde de sodium de même concentration, quel est le pH de la solution mélange dans les cas suivantes : 

a) Vb = 10 ml
b) Vb = 25 ml


III) A 20 ml de la solution A on ajoute un volume Vb d'une solution B d'acétate de sodium décimolaire ( pKb= 9,25 ) ; en utilisant les relations d'électroneutralité de la solution, de conservation de la matière et en négligeant les ions H3O+ de l'eau calculer : 
a) le pH de la solution B avant de les mélanger.
b) Quel est le pH du mélange quand le volume Vb en ml a les valeurs suivantes :
b-1) Vb= 10 ml ( négliger dans ce cas la présence de l'acide faible devant l'acide fort )

b-2) Vb= 20 ml
b-3) Vb= 30 ml


IV ) 
Compléter les réactions suivantes : 
1) l'enthalpie standard de formation de NaCl(s)

Na (      )  + (      ) Cl ( )  (        )    NaCl (s)

2) Energie de liaison Na - Cl

Na (      )  + Cl (        )    NaCl (    ) 

3) Enthalpie standard de combustion de C3H8 (g)

C3H8(g)  + ............  .......... + ...............



V) 
1)
 On donne dans les conditions standards les réactions suivantes : 

C2H4(g) + 3O2(g) → 2 CO2 (g) + 2H2O (l)      ΔHr°,298(1) = -332 Kcal
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O (l)                           ΔHr°,298(2) = -68,3 Kcal
C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2CO2 (g) + 3H2O(l)   ΔHr°,298(3) = -372,8 Kcal

a) Donner un nom à ces trois réactions.
b) Déterminer la chaleur standard ΔHr°,298 (4) de la réaction suivante : 
       C2H4 (g) + H2 (g)  → C2H6 (g)
C) Calculer la chaleur de formation de C2H6(g). On donne   ΔHr°,298 (C2H4,g) = 8,04 Kcal/mol.


2) Calculer à 25 °C sous pression atmosphérique, la variation d'enthalpie ΔH° de la réaction suivante :

2 CO (g) + 4 H2 (g) → C2H5OH (l) + H2O (l)     ( a) 


- Calculer la variation de l'énergie interne ΔU°298 correspondant à la réaction (a).

- Calculer la variation de l'enthalpie de formation de l'éthanol gazeux.

- Calculer l'énergie de liaison C - O dans l'éthanol.

Données : 
ΔHf°,298 (CO)(g) = - 26,4 Kcal/mol
ΔHf°,298  (H2O)(l) = -68,37 Kcal/mol
ΔH°sub lim(C graphite) = 171,46 Kcal/mol
ΔH°,298  ( H - H ) = -104,3 Kcal/mol
ΔH°,298 ( O - H ) = -109 Kcal/mol
ΔHf°,298 (éthanol)(l)= -66,32 Kcal/mol
ΔH°vap (éthanol)(l) = 10,12 Kcal/mol
ΔH°,298 ( C- C ) = -82,5 Kcal/mol
ΔH°,298 ( O = O ) = -117 Kcal/mol
ΔH°,298 ( C - H ) = -99,3 Kcal/mol



VI) Le magnésium peut s'obtenir par réduction à haute température de l'oxyde de magnésium

MgO (solide ) + C (solide)  ⇔ Mg (gaz) + CO (gaz )

a) Calculer la variance du système à l'équilibre dans le cas où les seuls produits de départ sont MgO et le carbone C .

b) Donner sans démonstration la relation de Kirchhoff et calculer les variations d'enthalpie et d'entropie à la température T = 1967 K. On suppose ΔCp =0 .
c) Calculer la constante d'équilibre à cette température.
d) Calculer la pression partielle de magnésium Mg à l'équilibre.
e) En se basant sur le signe de  ΔH°T de la réaction, étudier le déplacement de l'équilibre avec l'augmentation de la température et l'augmentation de la pression.

Données : 
Composés
ΔH°f,298( Kcal/mol)
S°(cal/mol/K)
MgO (solide)
-          143
6,6
Mg (gaz)
35,9
35,5
C ( solide)
-
1,4
CO (gaz)
-26,4
47,3




Exercice Acide fort base faible



On titre 20 ml d'une solution à 0,05 mol/l d'une monobase base faible de pKa = 7,5 par un monoacide fort de molarité 0,1 mol/l

 Calculer le pH pour les volumes Va d'acide versés suivants :
Va
0
4
6
10
14
18
pH









oxydo-réduction


a) Equilibrez les équations d'oxydo-réductions suivantes : 

 HNO3 + H2S → NO + H2O + H2SO4


Ag + HNO3 → AgNO3 + H2O + NO

CuO + NH3 → CU + N2 + H2O

FeCl2 +  KMnO4 +   HCl  →   FeCl3   +  MnCl2  + KCl   + H2O 


b) On réalise une pile en plongeant une lame de zinc dans une solution de chlorure de zinc telle que [Zn2+]= 0,1 mol/l  ( E°Zn2+/Zn)=-0?76 V ) et une lame de nickel dans une solution de chlorure de nickel telle que [Ni2+]=0,1 mol/l ( E°Ni2+/Ni= -0,25 V).

- Déterminer la force électromotrice de cette pile
- Au bout d'un moment, la force électromotrice de la pile est E=0,45 V. Déterminer le rapport [Zn2+]/[Ni2+]  à cet instant.
- Déterminer la constante d'équilibre de cette pile. 


Exercice : 


On dispose d'une solution 0,01 M d'ammoniac ( pKb = 4,75 ) 

- Donner l'expression de l'électroneutralité et de la conservation de la matière de la solution.
- En négligeant les ions OH- de l'eau, que devient l'expression du pH dans le cas où la concentration en OH- de la solution est négligeable devant la concentration initiale de la base.


Exercice :


A un volume Va égal à 10 ml d'une solution de HCl décimolaire on ajoute un volume Vb d'une solution de NaOH de même concentration. Soit S la solution mélange ainsi obtenue :

Calculer le pH de la solution S dans les cas suivants :

- Vb = 5 ml
- Vb = 10 ml
- Vb = 15 ml


Exercice :  

On dispose d'une solution concentrée d'acide HCl ( M = 36,5 g) dont la densité est égale à 1,16 et le pourcentage massique égal à 32.

a) Quel volume de cette solution faut-il prendre pour préparer un litre de solution décimolaire.
b) Si l'on mélange 50 ml de cette solution décimolaire avec 50 ml d'eau, quelle sera la concentration de l'acide chlorhydrique dans le mélange ?

Exercice (Gaz parfaits ) 


a) Calculer la constante R des gaz parfaits en : J / K / mol  , cal/ K / mol , 1atm/mol/K et 1mm de Hg/mol/K .

b) Montrer que l'on peut accéder à la pression partielle Pi d'un gaz parfait i à l'aide des deux formules suivantes :

Pt = xi . Pi (1)         Pi = [i].RT (2)

xi = fraction molaire (sans unité ) de i ;          Pt = pression totale en atmosphère ( atm), [i] = concentration de i en moles/litres ;  R= constante des gaz parfaits ; T= température en Kelvin(K)  . 
On donne : 1 Atm = 760 mm de Hg ).


Exercice ( méthode algébrique )


A partir des données thermodynamiques ci-dessous, calculer l'enthalpie de la réaction : 

Na2O(s) + SO3 (g)  Na2SO4 (s)

Données :

Na (s) + H2O(l) → NaOH(s) + 1/2 H2(g)      ΔH°(1) = -146 kJ

Na2SO4(s) + H2O (l) → 2NaOH (s) + SO3(g)  ΔH°(2) = 418 kJ
2NaO(s) + 2 H2(g) → 4 Na(s) + 2H2O (l)       ΔH°(3) = 259 kJ

Exercice ( énergie de liaison )


Utiliser les énergies de liaison pour estimer la valeur de l'enthalpie de la réaction: 

N2(g) + 3 H2(g)   2 NH3(g)
En déduire l'enthalpie standard de formation d'une mole de NH3 (g).
Liaison
H-H
N-H
N-N
N=N
N≡N

Δh°(kJ/mol)








Exercice ( Combustion d'un alcane, méthodes algébrique et du cycle )


Calculer la quantité de chaleur fournie par la combustion à 25 °C d'un gramme de C2H6 (gaz) sous une atmosphère. On donne les enthalpies standards des réactions suivantes : 

(1)  C2H4(g) + H2(g)  C2H6 (g)                    ΔH°298 (1)= -30,7 kcal

(2) C2H4 (g) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 2 H2O (l)       ΔH°298 (2)= -332 kcal

(3) H2 (g) + 1/2 O2 (g)   H2O (l)         ΔH°298 (3)= -68,3 kcal

Exercice ( Relation entre Qp et Qv et application de la relation de Kirchhoff)


Soit la réaction N2(g) + 3H2(g)    2NH3 (g) 

Données : ΔH = Qp = -22100 cal  à 300 K pour cette même réaction.

Cp(N2)= Cp(H2) = 6,5 + 10-3 T           en cal/mol/K
Cp(NH3) = 8 + 7. 10-4  T                                      en cal/mol/K
R= 2 cal/mole/K
1) Calculer Qv de la réaction à 300 K
2) Donner l'expression de ΔCp et de ΔH en fonction de la température T .
3) Calculer Qp à 500 K pour la réaction.
4) Calculer Qv à 500 K pour la réaction et conclure.

Exercice : ( ΔH d'un changement d'état physique et application de la relation de Kirchhoff )


Il est possible d'obtenir du tétrachlorure de carbone CCl4 à partir du méthane et du dichlore à 298K selon la réaction suivante :

(1) CH4 (g) + 4Cl2 (g) → CCl4(g) + 4 HCl (g)   ΔH°r=-401,08 kJ/mol
1) Connaissant les enthalpies standard de formation des composés à 298 K, calculer l'enthalpie standard de formation de CCl4 (g).
2) En déduire l'énergie de la liaison C-Cl
3) Déterminer l'enthalpie standard de formation du trichlorométhane liquide ( chloroforme : CHCl3).
4) Calculer l'enthalpie standard de la réaction (1) à 650 K.
Données : ΔH°298( C-H) = -415 kJ/mol   , ΔH°298( Cl - Cl)= -242,6 kJ/mol
ΔH°298( H-H) = - 436 kJ/mol       ΔH°sublimation( C gr)= 716,7 kJ/mol

Enthalpie molaire de vaporisation de CHCl3 = 30,4 kJ/mol

Composés
CH4(g)
HCl(g)
ΔH°r (kJ/mol)
-74,6
-92,3

Composés
CH4(g)
Cl2(g)
HCl(g)
CCl4 (g)
Cp °(J/k/mol)
35,71
33,93
29,12
83,51


Exercice ( Energie d'ionisation, affinité électronique et énergie réticulaire ) .


Déterminer l'énergie réticulaire du chlorure de sodium sachant que la chaleur de sublimation de sodium vaut 108 kJ/mol , l'énergie de liaison Cl-Cl vaut -244 kJ/mol , l'énergie d'ionisation du sodium vaut 496 kJ/mol , l'affinité électronique du chlore -348 kJ/mol et l'enthalpie de formation du chlorure de sodium - 411 kJ/mol . On décomposera la réaction de formation en :
1) sublimation de Na (solide) et rupture des liaisons Cl-Cl , 2) ionisation du sodium et formation du chlorure , 3) formation de NaCl (solide ) . ( Cycle de Born-Haber ).

Exercice ( equilibre )


Soit la réaction équilibrée :

CO(g) + H2O (g) ⇔ CO2(g) + H2(g)    avec  ΔH°=-43,5 kJ

- Calculer la variance : 

a) Dans le cas général
b) Si on introduit dans le réacteur le mélange des deux seuls réactifs dans les proportions stoechiométriques.
2) En appliquant les lois de déplacement de l'équilibre, préciser l'influence d'une augmentation : 
a) de la pression
b) de la température
c) de la concentration de la vapeur d'eau.
3) Donner l'expression de la constante d'équilibre Kp en fonction des pressions partielles des constituants du mélange à l'équilibre.
4) A 450°C, la constante d'équilibre Kp vaut 7,14 . On porte à 450 °C , sous pression constante égale à 1 atm, un mélange de a moles de CO et b moles de H2O . Quelle est la composition du mélange gazeux quand l'équilibre est atteint.
a) si a=1 et b=1                    b ) si a=1 et b=10

Vérifier le résultat de la question 2)/ c)
5) Calculer la valeur de Kp à 350°C en supposant que la variation d'enthalpie est indépendante de la température. Vérifier le résultat de la question 2)/ b).

Exercice : relation de Kirchhoff 

Le bromométhane CH3Br est utilisé comme pesticide. Sa réaction de synthèse est la suivante :

CH4 (g) + Br2 (g)  → CH3Br (g) + HBr (g)

1) Calculer l'enthalpie standard de cette réaction à 298K.

Données
Br2(g)
CH4(g)
CH3Br(g)
HBr(g)
ΔH°r (kJ/mol)
30,9
-74,8
-37,5
-36,4


2) Donner l'expression qui permettrait de calculer l'enthalpie de cette réaction à une température T ( différente de 298K).
3) Quelles sont les données qui nous marquent pour calculer l'enthalpie de cette réaction à une température T ( différente de 298K ).
X - Etude succincte d'un équilibre 
Cas de l'équilibre de dissociation du gaz ammoniac NH3.