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ÉQUILIBRES ET RÉACTIVITÉ CHIMIQUES EXAMEN-TYPE N O 2 Nom: _____________________

ÉQUILIBRES ET RÉACTIVITÉ CHIMIQUES EXAMEN-TYPE N O 2 Nom: __________________________ Prénom: __________________________ Section: Chimie EPFL Pharmacie Sciences criminelles Salle : _______ No de place : _______ • Les réponses seront inscrites dans les cadres prévus à cet effet (au besoin utilisez le verso de la feuille en indiquant clairement "voir verso" dans le cadre approprié). Elles devront donner suffisamment d'indications pour que le correcteur puisse apprécier le raisonnement qui a permis de les obtenir. Les feuilles de brouillons éventuelles ne seront pas récoltées à la fin de l'épreuve et ne pourront donc pas être prises en compte. • Les résultats numériques devront être donnés avec leurs unités de mesure. • La durée globale de l'épreuve est de 3 heures. • En dehors du matériel d'écriture normal et de feuilles de brouillon vierges, seul l'usage d'un formulaire de 2 côtés de pages A4 au maximum et d'une calculatrice scientifique (sans aucun fichier alphanumérique stocké) est autorisé. Un tableau périodique est fourni à la fin de la donnée de l'épreuve. Problème 1 L'azote naturel est un mélange de deux isotopes naturels, 14N et 15N, dont les masses atomiques valent respectivement 14,0031 u.m.a. et 15,0001 u.m.a.. Sachant que la masse atomique de l'azote est égale à 14,0067 u.m.a., calculer le pourcentage (l'abondance naturelle) de chacun des isotopes dans l'azote naturel. – 2 – Problème 2 3,000 g exactement de carbone élémentaire (graphite) sont brûlés en présence d'oxygène (O2) pour former du gaz carbonique (CO2). La réaction complète est menée à pression constante (P = 1 atm) dans un calorimètre en cuivre. La masse du cuivre est de 1,500 kg, et la masse de l'eau du calorimètre est de 2,000 kg. La température initiale de l'eau est de 20 °C et la température finale de 31 °C. Calculer l'enthalpie standard de formation ΔH°f de CO2 à partir de ses éléments constitutifs. Donnée: Capacité calorifique (chaleur spécifique) du Cu : Cp = 0,389 J· g–1· K–1. Capacité calorifique de H2O (par définition de la calorie) : Cp = 1 cal· g–1· K–1. – 3 – Problème 3 Soit la réaction de décomposition dans un milieu réactionnel fermé : 2 NaHCO3 (s) ⇌ Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) Données : Composé ΔHf° [kJ· mol–1] S° [J· mol–1· K–1] NaHCO3 (s) – 950,8 101,7 Na2CO3 (s) – 1130,7 135,0 CO2 (g) – 393,5 213,7 H2O (g) – 241,8 188,7 a) Caractériser thermodynamiquement cette réaction (exothermique/ endothermique, spontanée/ non spontanée) dans les conditions standard. – 4 – b) En admettant que ΔHr° et ΔSr° sont indépendantes de la température, calculer la température à laquelle une transition entre réaction spontanée et non spontanée se produit (préciser le sens de la transition). c) Exprimer la constante d'équilibre de la réaction en fonction des pressions partielles des composés – 5 – d) Quel sera l'effet sur l'équilibre (justifier vos réponses) de l'ajout de NaHCO3 (s) dans un récipient fermé et dans un récipient ouvert ? Problème 4 On titre 30 ml d'une solution aqueuse d'acide acétique CH3COOH 0,25 M par NaOH 0,25 M. Le pKa de CH3COOH est 4.75. a) Calculer le pH initial de la solution d'acide (avant le titrage). – 6 – b) Calculer le pH au point d'équivalence. – 7 – Problème 5 A 25 °C, une pile électrochimique est constituée de deux électrodes reliées par un pont électrolytique. Le premier compartiment contient une électrode de platine en équilibre avec une solution d'acide phosphorique de pH = 1,7 et un mélange gazeux à 90 % d'hydrogène et 10 % d'azote sous une pression de 1 atm. Le second compartiment est constitué d'une lame de nickel plongeant dans une solution de sulfate de nickel, NiSO4, dont l'activité des ions Ni2+ est a = 0,001. Données : Acide phosphorique H3PO4 pKa1 = 2,2, pKa2 = 7,2, pKa3 = 12,4 E°(Ni2+/Ni) = – 0,257 V / SHE a) Déterminez les potentiels respectifs des deux électrodes – 8 – b) Ecrire l'équation globale de la réaction spontanée en précisant la fonction de chacune des électrodes lorsque la pile débite du courant. c) Calculer la force électromotrice de la pile Problème 6 L'hydrolyse du saccharose en fructose est suivie dans une solution acide. La constante de vitesse de la réaction à 25 °C est k = 3,6· 10–5 s–1 et son énergie d'activation vaut ΔU‡ = 108,37 kJ· mol–1. Combien de temps faut-il pour que 70 % du saccharose initial soit hydrolysé à T = 35 °C ? – 9 – Fin de l'épreuve uploads/Finance/ examen-type-2.pdf