Corrigé Révsion Stoechiométrie et thermochimie

Chimie 2
Module 2 : Stoechiométrie et thermochimie (Révision)
1. Un échantillon de trioxyde de soufre, SO3, a une masse de 46g. Combien y at-il de moles dans l’échantillon?
46 g SO3 X
2. Balance les équations chimiques suivantes.
a) Cu + H2O ---› CuO + H2
b) Al(NO3)3 + 3 NaOH ---› Al(OH)3 + 3 NaNO3
c) KNO3 ---› KNO2 + ½ O2
d) 2 Fe + 3 H2SO4 ---› Fe2(SO4)3 + 3 H2
e) 3 O2 + CS2 ---› CO2 + 2 SO2
3. De la poudre de zinc réagit rapidement avec du soufre en poudre au cours
d’une réaction fortement exothermique. Quelle masse de sulfure de zinc
peut-on s’attendre à obtenir lorsque 32g de Zn réagissent avec une quantité
suffisante de S8?
8Zn + S8 ----› 8ZnS
32 g Zn X
= 48 g ZnS
4. Déterminer la pression exercée par 1.6 mol de gaz dans un récipient de
10dm3 à 20°C.
n = 1,6 mol
V = 10 dm3
T = 20 °C = 293 K
R = 8,314
PV = nRT
P=
= 389 kPa
5. Si 3.8g d’un gaz occupent un volume de 4.2L à une pression de 95kPa et à une
température de 30°C, calculer sa masse molaire.
n = m/M
m = 3,8 g
V = 4,2 L = 4,2 dm3
T = 30°C = 303 K
P = 95 kPa
R = 8,314
PV = nRT
PV =
M=
Chimie 2
6. Déterminer la masse d’iodure d’hydrogène produite par 6g de I2 et 450cm3
de H2S à une pression de 108,6 kPa) et à 313K.
H2S + I2 ----› 2HI + S
6 g I2 X
V = 450 cm3
P = 108,6 kPa
T = 313 K
n = 1 mol
R = 8,314
PV = nRT
V=
= 24,0 dm3
Le volume molaire du gaz est
24,0 dm3 par mol (dm3/mol).
450 cm3 H2S X
(Réactif limitant)
En vue de la quantité limitant de H2S, le maximum d’iodure d’hydrogène
produit sera de 4,8 grammes.
7. En général, on raccorde les moteurs d’automobiles à un accumulateur au
plomb. Au cours de la décharge, la réaction chimique suivante se produit.
Pb + PbO2 + 2H2SO4 ----› 2PbSO4 + 2H2O
Détermine la variation de l’enthalpie de cette réaction à l’aide des équations
suivantes.
1) Pb + PbO2 + 2SO3 ----› 2PbSO4
∆H = -775kJ
2) -2X( SO3 + H2O ----› H2SO4)
-2X(∆H = -133kJ)
Pb + PbO2 + 2H2SO4 ----› 2PbSO4 + 2H2O
1) Pb + PbO2 + 2SO3 ----› 2PbSO4
2) 2 H2SO4 ----›
2SO3 + 2 H2O
Pb + PbO2 + 2H2SO4 ----› 2PbSO4 + 2H2O
∆Hrxn = ?
∆H = -775kJ
∆H = + 266kJ
∆Hrxn = ?
∆Hrxn = -775 kJ + 266 kJ = - 509 kJ
La variation d’enthalpie pour cette réaction est de – 509 kJ.
Pb + PbO2 + 2H2SO4 ----› 2PbSO4 + 2H2O
∆Hrxn = - 509 kJ
Pb + PbO2 + 2H2SO4 ----› 2PbSO4 + 2H2O + 509 kJ
Chimie 2
8. On peut préparer du bromure d’aluminium en faisant réagir de petits
morceaux de feuille d’aluminium avec du brome liquide à température
ambiante. La réaction donne lieu à des éclairs de lumière rouge.
2Al + 3Br2 ----› 2AlBr3
Combien de moles de Br2, combinées à une quantité suffisante de Al,
permettent de produire 5 mol de AlBr3?
5 mols de AlBr3 X
9. À une température de 315 K, et une pression de 98,8 kPa quelle est la
variation de l’enthalpie associée à la formation de 53dm3 de O2 dans la
réaction de décomposition du peroxyde d’hydrogène ?
H2O2 -----› H2 + O2
∆H = +188kJ
T = 315 K
P = 98,8 kPa
n = 1 mol
R = 8,314
= 26,5 dm3
V=
53 dm3 X
La variation d’enthalpie associée à la formation de 53dm3 d’oxygène est de
+376kJ.
10. L'équation suivante représente la combustion du méthanol.
CH3OH (l) + 3/2 O2 (g) ---> CO2 (g) + 2 H2O (g)
À l'aide des trois équations suivantes, calculez la chaleur de réaction de la
combustion du méthanol.
1) -1X(C (s) + 2 H2 (g) + 1/2 O2 (g) ---> CH3OH (l)) -1X(∆H = + 638,8 kJ) 2) C (s) + O2 (g) ---> CO2 (g)
∆H = - 393,5 kJ 3) 2X(H2 (g) + 1/2 O2 (g) ---> H2O (g))
2X(∆H = - 241,8 kJ)
CH3OH
(l)
+ 3/2 O2
(g)
---> CO2 (g) + 2 H2O
1) CH3OH (l) ---> C (s) + 2 H2 (g) + 1/2 O2 (g)
2) C (s) + 2/2 O2 (g) ---> CO2 (g)
3) 2H2 (g) + 2/2 O2 (g) ---> 2H2O (g)
CH3OH
(l)
+ 3/2 O2
(g)
(g)
∆H = - 638,8 kJ ∆H = - 393,5 kJ ∆H = - 483,6 kJ
---> CO2 (g) + 2 H2O
(g)
∆Hrxn = ?
∆Hrxn = -638,8 kJ + (-393,5 kJ) + (-483,6 kJ) = - 1516 kJ
Chimie 2
11. La réaction entre le zinc et le soufre en poudre est extrêmement rapide et
exothermique. Elle produit du sulfure de zinc qui peut servir au revêtement
en phosphore qu’on trouve à l’intérieur du tube cathodique des téléviseurs.
Un échantillon de 12.0g de Zn réagit avec 6.7g de S8.
8 Zn + S8  8 ZnS
a) Détermine le réactif limitant et calcule la masse de ZnS
obtenue suite à la réaction. (3pts)
12,0 g Zn X
(Réactif limitant)
6,7 g S8 X
Le réactif limitant est le zinc puisqu’avec 12,0 g, on produit une
quantité maximal de 17,9 g de sulfure de zinc.
b) Combien restera-t-il de grammes du réactif en excès après la
réaction? (3pts)
17,9 g ZnS X
Pour produire 17,9 g de sulfure de zinc, on a besoin 5,89 g de souffre.
Donc, il reste 0,81 g de souffre de la masse initiale de 6,7 g de
souffre. (6,7 g – 5,89 g = 0,81 g)
12. Quelle est la variation d’enthalpie associée à la formation de 2.3Kg de
trioxyde de soufre (SO3)?
2PbSO4 ----› Pb + PbO2 + 2SO3
∆H = +775kJ
2,3 kg SO3 X
13. Calculer, en dm3, le volume du monoxyde de carbone gazeux produit à partir
de 4.14g de Ca3(PO4)2 et de 1.20g de SiO2 à la pression standard (101,3 kPa)
et à 273K.
2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C ----› P4 + 6 CaSiO3 + 10 CO
P = 101,3 kPa
V=
= 22,4 dm3
n = 1 mol
Le volume molaire des gaz est de 22,4
R = 8,314
dm3 par mole (22,4 dm3/mol).
T = 273 K
4,14 g Ca3(PO4)2 X
1,20 g SiO2 X
Chimie 2
Le réactif limitant est le dioxyde de silicium puisqu’avec 1,20 g, on
produit une quantité maximal de 0,75 dm3 de monoxyde de carbone.
14. Considérons la réaction de neutralisation suivante :
KMnO4 + 5 FeCl2 + 8 HCl  KCl + MnCl2 + 5 FeCl3 + 4 H2O
Quelle masse de chlorure de potassium (KCl) forme-t-on à partir de 330 mL
d’acide chlorhydrique (HCl) à 2,45 mol/L, de 780 mL de chlorure de fer
(FeCl2) à 5,34 mol/L et 23,4 g de permanganate de potassium (KMnO4) ?
330 mL HCl X
(Réactif limitant)
780 mL FeCl2 X
23,4 g KMnO4 X
En raison de l’acide chlorhydrique (HCl) qui est le réactif limitant, le
maximum du sel de chlorure de potassium produite est 7,54 grammes.