a) Ce travail est réalisé en équipe de 4 personnes. Remettre 1 seule copie par équipe;
b) Vous devez le remettre, au plus tard le 28 février 2013 avant 16h00, dans le casier sous le pigeonnier situé au local C2-2010.
QUESTION 1 (2 points)
Le monoxyde d’azote réagit avec l’oxygène contenu dans l’air pour former du dioxyde d’azote (un gaz brunâtre responsable de l’apparition de smog). Cette réaction a lieu dans un montage comme celui présenté à la Figure 1.
Initialement, les 2 ballons sont isolés l’un de l’autre par une valve fermée. La pression dans le ballon contenant le monoxyde d’azote est de 20 kPa et celle du ballon contenant le dioxygène est de 80 kPa. Suite à l’ouverture de la valve, ces 2 gaz réagissent rapidement dans l’ensemble du montage. Déterminez quels sont les gaz présents à la fin de la réaction et calculez leurs pressions partielles. Supposez que la température reste constante à 20°C et que le rendement est de 85%.
Valve V=10 litres
Pression initiale = 20 kPa
V=4 litres
Pression initiale = 80 kPa NO
O2
Figure 1 : Montage utilisé pour la formation de dioxyde d’azote
Réaction équilibrée :
2NO + O2 → 2NO2
Calculons le nombre de moles de NO et d’O
2initialement présentes à l’aide de l’équation des gaz parfaits :
n NO = PNOV RT =
(20,0 kPa)(10,00 L)
(8.314 kPa. L. mol−1. K−1)(293K) = 8,21∗10−2mol NO n O2= PO2V
RT =
(80,0 kPa)(4,00 L)
(8,314 kPa. L. mol−1. K−1)(293K) = 1,30∗10−1mol O2
Il faut maintenant déduire le réactif limitant. Les nombre initial de moles de NO est inférieur à celui d’O
2, de plus l’équation équilibrée nous indique qu’il faut deux fois plus de moles de NO que d’O
2lors de la réaction. NO est donc le réactif limitant.
Calculons le nombre de moles de NO, d’O
2et de NO
2une fois la réaction complétée, sachant que le rendement est de 85%, la quantité restante est donc 15% pour le NO.
𝑚𝑜𝑙 𝑁O2 = 85%
100%∗0,0821 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑂 ∗2 𝑚𝑜𝑙 𝑁O2
2 𝑚𝑜𝑙 𝑁O = 0,0698 𝑚𝑜𝑙 𝑁O2
𝑚𝑜𝑙 𝑁O restantes = 15%
100%∗0,0821 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑂= 0,0123 𝑚𝑜𝑙 𝑁O 𝑚𝑜𝑙 O2 𝑎𝑦𝑎𝑛𝑡 𝑟é𝑎𝑔𝑖 = 85%
100%∗0,0821 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑂 ∗ 1 𝑚𝑜𝑙 O2
2 𝑚𝑜𝑙 𝑁O = 0,0349 𝑚𝑜𝑙 O2
𝑚𝑜𝑙 O2 𝑟𝑒𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠= (1,30∗10−1mol O2initial)−(0,0349 𝑚𝑜𝑙 O2) = 0,0951 𝑚𝑜𝑙 O2
Calculons les pressions partielles de O
2,NO et de NO
2à l’aide de la loi des gaz parfaits, sachant que le volume total est (10,00 L + 4,00 L = 14,00 L) et que T(K) = 20° + 273 = 293 K;
PO2= n O2RT
V =(0,0951 𝑚𝑜𝑙 O2)(8,314 kPa. L. mol−1. K−1)(293K)
14,00 L = 16.54 kPa
PNO= n NO RT
V =(0,0123 𝑚𝑜𝑙 NO)(8,314 kPa. L. mol−1. K−1)(293K)
14,00 L = 2,14 kPa
PNO2= n NO2 RT
V =(0,0698 𝑚𝑜𝑙 NO2)(8.314 kPa. L. mol−1. K−1)(293K)
14,00 L = 12,1 kPa
QUESTION 2 (1 point)
Un ballon a une masse de 134.567 g. Lorsqu’il est rempli avec un gaz inconnu dont la pression est 735 mm Hg à 31°C, la masse du ballon est égale à 137.456 g. Lorsque le ballon est rempli avec de l’eau, sa masse est égale à 1067,9 g. Quelle est la masse moléculaire de ce gaz si la masse volumique de l’eau à 31°C est 0.997 g/cm3 ? Données de base :
𝑚𝑔𝑎𝑧=𝑚𝑏𝑎𝑙𝑙𝑜𝑛+𝑔𝑎𝑧− 𝑚𝑏𝑎𝑙𝑙𝑜𝑛= 137.456−134.567=2.889g Psystème = 735𝑚𝑚 𝐻𝑔 ∗760 𝑚𝑚 𝐻𝑔1 𝑎𝑡𝑚 = 0.967 𝑎𝑡𝑚
T=31°C+273 = 304 K
mballon+eau = 1067.9 → meau=1067.9g – 134.567g = 933 g
Sachant que la densité de l’eau est de 0.997g/cm3 → Vballon = meau/ρeau =933.3g/0.997 g/cm3 =936.1 cm3=936.1ml=0.9361 l.
Puisque : 𝑛𝑔𝑎𝑧=𝑀𝑤𝑔𝑎𝑧𝑚𝑔𝑎𝑧 𝑒𝑡 𝑞𝑢𝑒 𝑛𝑔𝑎𝑧=𝑃𝑉𝑅𝑇;
Nous obtenons : 𝑀𝑤𝑔𝑎𝑧=𝑅𝑇𝑚𝑔𝑎𝑧𝑃𝑉 𝑜ù 𝑅= 0.08206𝑙 ∗ 𝑎𝑡𝑚
𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝐾
�
𝑀𝑤=0.08206𝑙𝑎𝑡𝑚
�𝑚𝑜𝑙𝐾∗304𝐾 ∗2.889𝑔
0.967 𝑎𝑡𝑚 ∗0.9361𝑙 = 79.6𝑔/𝑚𝑜𝑙
Examinez le montage présenté à la Figure 2. Quand on introduit une petite quantité d’eau dans l’ampoule à l’aide du compte-goutte, l’eau du bécher monte dans le tube de verre. Expliquez le fonctionnement de cette fontaine. (Indice : le HCl(g) est soluble dans l’eau).
Figure 2. Montage utilisé pour créer une fontaine maison
Quand l’eau du compte-gouttes entre dans l’ampoule, du chlorure d’hydrogène se dissout, créant ainsi un vide partiel. La pression de l’atmosphère pousse donc l’eau dans le tube vertical.
QUESTION 4 (1.5 point)
Le moteur d’une automobile produit du monoxyde de carbone qui est un gaz toxique. La production de ce gaz est le résultat d’une combustion imparfaite de l’essence dans le moteur. Le taux de production moyen de ce gaz est de 188 g h-1. Une automobile est stationnée dans un garage souterrain mal ventilé et son moteur tourne au ralenti. Le volume du garage est de 53 m3.
a) Calculez le taux de production de CO en moles min-1;
b) Combien de temps faudra-t-il pour obtenir une concentration létale de CO dans le garage, soit une concentration de 1 000 ppmv (partie par million de volume)?
HCl (g)
Ampoule de verre
Bécher
H2O (l)
Compte-goutte
1 000 ppm veut dire qu’il y a 1 000 particules de gaz CO par 1 000 000 de particules d’air. La pression d’un gaz est directement proportionnelle au nombre de particules de gaz. On peut calculer la pression partielle du CO en kilopascals, en supposant que la pression atmosphérique est de 101 kPa.
Une pression partielle en CO de l’ordre de 1,0 ⋅ 10
-1kPa est létale.
Le volume du garage en litres est de 53 m
3;
En a), nous avons trouvé la vitesse de production de CO par minute. En une minute, la pression partielle du CO sera de :
Comme il s’agit de CO produit en une minute, on peut écrire 5,1 ⋅ 10
–3kPa CO/min.
Le nombre de minutes qu’il faudra pour atteindre le seuil létal, soit 1,0 ⋅ 10
-1kPa est :
QUESTION 5 (1.5 point)
La formule empirique d’un composé gazeux est CH. À 200 °C et à une pression de 0.74 atm, 0.145 g de ce composé occupe un volume de 97.2 ml. Quelle est la formule moléculaire de ce composé?
À partir de la loi des gaz parfait, nous obtenons la relation suivante mettant en lien la masse molaire avec les conditions de TPV du système : 𝑀𝑤=𝑚𝑅𝑇𝑃𝑉 ;
Ainsi, 𝑀𝑤=473 𝐾∗0.145𝑔∗0.08206𝑙∗𝑎𝑡𝑚 𝑚𝑜𝑙∗𝐾�
0.74 𝑎𝑡𝑚∗0.0972𝑙 = 78𝑔/𝑚𝑜𝑙
Sachant que l’unité de base, CH, a une masse molaire de 13 g/mol, nous pouvons déterminer qu’il y a 78g/mol/13g/mol = 6 CH dans cette molécule.
La formule moléculaire est donc C6H6 (Il s’agit du benzène)
QUESTION 6 (1 POINT)
À 30 °C, la pression totale d’un mélange d’O2, de N2 et de CO2 est de 93.3 kPa et le volume occupé est de 10.0 dm3. Si la pression partielle de l’O2 est de 26.7 kPa et qu’il y a 5.00 g de CO2 dans ce ballon quelle est :
a) La pression partielle de CO2? 𝑃𝐶𝑂2 =𝑛𝐶𝑂2𝑅𝑇𝑉 où
𝑛𝑐𝑜2 = 5.00𝑔 ∗1𝑚𝑜𝑙
�44𝑔= 0.11 𝑚𝑜𝑙𝐶𝑂2
𝑃𝐶𝑂2 =0.11𝑚𝑜𝑙𝐶𝑂2∗0.08206 �𝑚𝑜𝑙𝐾303𝐾
10𝑙 = 28.6 𝐾𝑃𝑎
b) La fraction partielle de N2? PN2=yN2*Ptot où Ptot = PO2+PN2+PCO2
PN2=93.3 KPa-26.7KPA-28.6KPa = 38 KPa pression partielle yN2 = 38 KPA/93.3 KPa = 0.407 = 40.7% fraction molaire c) La fraction molaire d’O2?
yO2 = PO2/Ptot = 26.7 KPa/93.3KPa = 0.286 = 28.6%
QUESTION 7 (1 point)
À la température ambiante, CH3OH est liquide, tandis que H2CO est gazeux. Ces deux composés sont polaires.
Qu’est-ce qui explique cette différence d’état?
La molécule de méthanol (CH3OH) est liquide car les forces intermoléculaires sont supérieures à celles présente dans le mélange de H2CO. En effet, les molécules de méthanol présente des dipôles permettant de générer des ponts hydrogène (car présence d’un groupement –O-H). Ces liaisons augmentent la cohésion entre les espèces. Pour sa part, le formaldéhyde présente un dipôle plus faible (-C=O), ce qui fait en sorte que les forces intermoléculaires sont plus faibles.
QUESTION 8 (1 point)
Lorsque 0.326 g de XH2 (où X est un élément inconnu) sont chauffés, il y a formation de 0.375 l. de dihydrogène à 21°C et 101.3 kPa. Calculer la masse atomique de X et identifier cet inconnu.
𝑋𝐻2
→∆X(g) + H2(g)
Sachant que H2 occupe 0.375 l, X(g) occupera le même volume.
Comme Ptot = 101.3 KPa = Px+PH2, et comme, d’après la stoechiométrie de cette réaction, la fraction molaire de chaque espèce est de 0.5, Px = PH2=0.5 atm.
𝑛𝐻2=𝑛𝑋=𝑃𝐻2𝑉
𝑅𝑇 = 0.5𝑎𝑡𝑚 ∗0.375𝑙 0.08206𝑙𝑎𝑡𝑚
�𝑚𝑜𝑙𝐾294𝐾= 0.0078 𝑚𝑜𝑙𝑑𝑒 𝐻2 𝑒𝑡 𝑑𝑒 𝑋 Comme, la masse des produits = masse des réactifs
mH2+mX=mXH2=0.326g
mH2=0.0078molH2*2g/mol=0.016g de H2 mx=0.326g-0.016g=0.31g de X
Comme (d’après la loi des gaz parfaits) : 𝑀𝑤𝑥=𝑅𝑇𝑚𝑥𝑃𝑥𝑉 =0.08206𝑙𝑎𝑡𝑚 𝑚𝑜𝑙𝐾� ∗294𝐾∗0.31𝑔
0.5𝑎𝑡𝑚∗0.375 𝑙 =40g/mol
Le composé inconnu est le calcium qui a une masse molaire de 40g/mol.
