[PDF] Solution de Série de TD N° 01

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1

Université Hassiba Benbouali - Chlef (UHBC).

Faculté des sciences de la nature et de la vie. Département des sciences de la nature et de la vie.

1ère année, Chimie 1.

Thermodynamique et chimie de solution

Solutions des Séries de TD

Solution de Série de TD N° 01

Exercice N° 1 :

Type de système :

: système ouvert : système ouvert Un moteur à explosion en fonctionnement : système ouvert Une réaction chimique réalisée dans un calorimètre : système isolé r étanche : système fermé Un réfrigérateur en fonctionnement : système fermé.

Exercice N° 2 :

a. Le volume occupé :

P1.V1 = n.R.T1 ֜

b. Le volume de ce gaz à une pression de 12 atm et sous la même température :

T=Cte, PV = Cte (Loi de Boyle-Mariotte)

P1 V1 = P2 V2 ֜

c. Le volume de ce gaz :

P=Cte, T/V = Cte (Loi de Charle amonton)

T1/V1 = T3/V3 ֜

d. La pression en atm et en Pa de ce même gaz :

P4 V4 = n.R.T4 ֜

Exercice N° 3 :

1. Un récipient (A) : VA= 1 l ; TA= 15°C ; PA=72 cmHg = 0,94 atm.

Un récipient (B) : VB= 1 l ; TB=20 °C ; PB= 45 atm. Teq = 15°C ; M=29 g/mole.

1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg

La pression finale (totale) :

PF VF = nT.R.Teq ֜

2 nT = nA + nB nA = (PA VA)/(R.TA) = 0,94*1/0,082*288 = 0,04 mole nB = (PB VB)/(R.TB) = 45*1/0,082*293 = 1,873 mole nT = 1,913 mole

PT = 1,913*0,082*288 / 2 = 22,6 atm

2. La pression de gaz :

P1.V1 = n1.R.T1 = (m1/M1) R.T1

P2.V2 = n2.R.T2 = (m2/M2) R.T2

M1= M2 (même gaz) ֜

Exercice N° 4:

1. La fraction molaire (xi) de chaque gaz :

H2 : xH2 = nH2/ nT

nT = nH2 + nN2 + nNH3 = (mH2/MH2) + (mN2/MN2) + (mNH3/MNH3) = (0,15/2) + (0,7/28) + (0,34/17) = 0,075 + 0,025 + 0,02 = 0,12 mole xH2 = 0,075/0,12 = 0,625

N2 : xN2 = nN2/ nT = 0,025/0,12 = 0,208

NH3 : xNH3 = nNH3/ nT = 0,02/0,12 = 0,166

On vérifié que : xH2 + xO2 + xNH3 = 1

2. La pression partielle (Pi) de chaque gaz :

Pi = xi * PT

PH2 = xH2 * PT = 0,625*1= 0,625 atm

PN2 = xN2 * PT = 0,208*1= 0,208 atm

PNH3 = xNH3 * PT = 0,166*1= 0,166 atm

3. Le volume total du mélange :

VT = (nT R TF) / PT = (0,12*0,082*300) / 1

=> V1 = 2,95 L

Exercice N° 5 :

1. Détermination de V1 et V2 :

Ȉi = 0 ޓQeau froide + Qeau chaude = 0 ޓ

VT =V1 + V2 ; ȡ

3

ȡ1*V 1 (Teq-T1ȡ2*V 2 (Teq-T2) = 0

2. La chaleur massique du plomb :

Ȉi = 0 ޓ

Qcal = Ccal (Teq-T2)

Qeau = m2 ce (Teq-T2)

Qpb = m1 cpb (Teq-T1)

Ccal (Teq-T2) + m2 ce (Teq-T2) + m1 cpb (Teq-T1) = 0

3. du système (température finale) :

Ȉi = 0 ޓ

Qcal = ȝe (Teq-T1)

Qeau = m1 ce (Teq-T1)

Qglace = Q1 + Q2 + Q3 = m2 cg (0-T2) + m2 Lf + m2 ce (Teq-0) a pas fondue.

Exercice N° 6 :

1. La température finale du calorimètre :

Ȉi = 0 ޓ

Qcal ȝe (Teq-T1)

Qeau = m1 ce (Teq-T1)

Qglace = Q1 + Q2 = mg Lf + mg ce (Teq-0)

4

2. La masse des réactifs :

mNaOH = V.C.M = 0,1*2*40 = 8g mHCl = V.C.M = 0,1*2*36,5 = 7,3g mT = mNaOH + mHCl = 15,3g

Ȉi = 0 ޓ

Q (J/mol) = - 818,86 / n = - 11350 / (0,1*2) = - 57 KJ/mol

La chaleur l :

Qfournit = Q1 + Q2 + Q3 + Q4 = m cg (0+20) + mg Lf + mg ce (100-0) + mg LV

36450 = 50*2,09 (0+20) + 50*334 + 50*4,18 (100-0) + 50*LV

LV = 2253,4 J/g

Solution de Série de TD N° 02

Exercice N° 1 :

Le nombre de moles : Le nombre de mole désigne la quantité de matière, Le nombre de mole est le rapport entre la masse du composé et sa masse molaire n = m/M n : nombre de moles m : masse de compoé en g M : masse molaire du composé en g/mol Cas des composés gazeux : Loi d'Avogadro-Ampère Dans des conditions normales de température et de pression, une mole de molécules de gaz occupe toujours le même volume. Ce volume est le volume molaire (VM) : M = 22,4 l/mol dans ce cas m = V/22.4 Une solution : est un mélange homogène de deux ou plusieurs constituants. (en phase liquide, gazeuse, ou solide).

Le solvant

Le soluté : est une espèce chimique (moléculaire ou ionique) dissoute dans un solvant. Le solvant est toujours en quantité très supérieure au(x) soluté(s). 5 Les concentrations : sont des grandeurs avec unités permettant de déterminer la proportion

1) La molarité (CM) : exprime le nombre de mole du soluté par litre de solution.

2) La molalité (Cm) : exprime la quantité de soluté contenue dans 1000g de solvant.

solution (éq.g/l). -gramme est la quantité de substance comprenant une mole des particules considérées (H+,OH, e, etc.)

concentration par ajout de solvant (eau). La solution initiale de concentration supérieure est

appelée solution-mère. La solution finale de concentration inférieure est appelée solution-fille

ya conservation de la quantité de matière de soluté de Avec n : quantité de matière ; V : volume et C : concentration -à-dire relatif à la solution--à-dire relatif à la solution diluée.

Exercice N° 2 :

1. Détermination de la masse de NaOH :

C = n/V ޓ

m = 0,4g = 400mg

2. Détermination du volume de HCl prélevé :

d/d0 = m/V ޓ

37% ޓ

? ĺ 1190 g mHCl pur = (1190*37)/100 = 440,3 g n = m/M = 440,3 / 365 = 12,063 mole

C = n/V = 12,063 / 1 = 12,063 mole/L

CC . VC = Cd . Vd ޓ

VC = 0,83ml

Exercice N° 3 :

1. Espèces en solution et la concentration :

6

CA = CB = (0,1*10)/20 = 0,05 M

2. Concentration initiale :

ļ- + HB+ K = Ka AH / Ka B

[A-] = [HB+] ,

CA = [AH] + [A-

CB = [B] + [HB+]

K = [A-] [HB+] / [AH] [B] = [HB+]2 / [B]2 = [A-]2 / [AH]2 de (2) , (3) et (4) : [AH] = [B] ޓ [A-] = [HB+] ޓ pKaB K [AH] = [B] en M [A-] = [HB+] en M

6,5 100,3 0,0207 0,0293

7,9 101,7 0,00619 0,0438

9,2 103 0,00153 0,0485

Exercice N° 4 :

B + H2ļ- + BH+

BH+ + H2ļ3O+

[B] = [H3O+]

Ka = [B] . [H3O+] / [HB+] = 10-9,5

Ka/[H3O+] = [B]/[HB+] = 10-9,5/= 10-pH = 10-2,1

% B + % HB+ = 100% ou B + HB+ = 1 [B] = 1 - [HB+] (1) ޓ

Exercice N° 5 :

AH + H2ļ- + H3O+

Ka = [A-] [H3O+] / [AH]

CH3COOH + H2O ļ CH3COO- + H3O+

t = 0 C 0 0 téq C(1-Į) ĮC ĮC Ka = [CH3COO-] [H3O+] / [CH3COOH] = Į2C2/ C(1-Į quotesdbs_dbs29.pdfusesText_35

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