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1111 Lorsqu'on dissout 1,50 g de KCI dans 150,0 g d'eau dans un calorimètre, la
température de la solution décroît de 25,35 °C à 23,05 °C. On suppose que la
solution a la même capacité calorifique spécifique que l'eau (4, 18 J · g- 1 · K- 1 ). La
capacité calorifique du calorimètre est de 40,0 J · K- 1 •
1) La dissolution est-elle endo- ou exothermique ?
2) Calculez la chaleur de dissolution du KCI.
0 a. l) endothermique - 2) qdissolution = + l 548,5 J
0 b. l) exothermique - 2) %issolution = - 1 548,5 J
0 c. l) endothermique - 2) qdissolution = + l 534, l J
O d. l) endothermique - 2) qdissolution = + l 364,5 J
0 e. l) exothermique - 2) qdissolution = - 1 364,5 J
Ill À 1 OO °C, que vaut le t-..CJ' (en kilojoules) de la réaction :
N 2 (9) + 3 H 2 (9) ~ 2 NH 3 (g)?
O a. +27,97 kJ
0 b. - 1 8,06 kJ
Spontanéité
0 c. - 26,24 kJ
0 d. - 32 ,98 kJ
D e. - 72,35 kJ
m Pour la réaction A+ B --+ C + D, M·I° réaction= +40 kJ et t-..S° réaction = +50 J · K- 1 •
Dans les conditions standard, la réaction sera:
0 a. Spontanée à des températures inférieures à 0,8 K.
0 b. Spontanée à des températures supérieures à 800 K.
0 c. Spontanée à des températures comprises entre l 0 et 800 K.
O d. Spontanée à toutes les températures.
0 e. Non spontanée à toutes les températures.
RI Si un processus chimique est à la fois endothermique et spontané, à une
température et à une pression données :
0 a . .6.S > 0
O b . .6.S < 0
Équilibre chimique
0 c. tl H < 0
D d. tlU = 0
D e . t-..C > 0
FJI L'équilibre de solubilité du C0 2 dans l'eau est représenté par l'équilibre :
C0 2 (g) ~ C0 2 (aq) et la dissolution du gaz est exothermique. Utilisez le principe
de Le Châtelier pour prédire la façon dont la solubilité varie si :
1) la pression du C0 2 augmente.
2) la température augmente .
O a . . l) la solubilité du C0 2 augmente - 2) la solubilité du C0 2 diminue
O b. l) la solubilité du C0 2 augmente - 2) la solubilité du C0 2 augmente
O c. l) la solubilité du C0 2 diminue - 2) la solubilité du C0 2 diminue
0 d. l) la solubilité du C0 2 diminue - 2) la solubilité du C0 2 augmente
0 e. l) la solubilité du C0 2 ne varie pas - 2) la solubilité du C0 2 augmente
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1111 Lorsqu'on dissout 1,50 g de KCI dans 150,0 g d'eau dans un calorimètre, la
température de la solution décroît de 25,35 °C à 23,05 °C. On suppose que la
solution a la même capacité calorifique spécifique que l'eau (4, 18 J · g- 1 · K- 1 ). La
capacité calorifique du calorimètre est de 40,0 J · K- 1 •
1) La dissolution est-elle endo- ou exothermique ?
2) Calculez la chaleur de dissolution du KCI.
0 a. l) endothermique - 2) qdissolution = + l 548,5 J
0 b. l) exothermique - 2) %issolution = - 1 548,5 J
0 c. l) endothermique - 2) qdissolution = + l 534, l J
O d. l) endothermique - 2) qdissolution = + l 364,5 J
0 e. l) exothermique - 2) qdissolution = - 1 364,5 J
Ill À 1 OO °C, que vaut le t-..CJ' (en kilojoules) de la réaction :
N 2 (9) + 3 H 2 (9) ~ 2 NH 3 (g)?
O a. +27,97 kJ
0 b. - 1 8,06 kJ
Spontanéité
0 c. - 26,24 kJ
0 d. - 32 ,98 kJ
D e. - 72,35 kJ
m Pour la réaction A+ B --+ C + D, M·I° réaction= +40 kJ et t-..S° réaction = +50 J · K- 1 •
Dans les conditions standard, la réaction sera:
0 a. Spontanée à des températures inférieures à 0,8 K.
0 b. Spontanée à des températures supérieures à 800 K.
0 c. Spontanée à des températures comprises entre l 0 et 800 K.
O d. Spontanée à toutes les températures.
0 e. Non spontanée à toutes les températures.
RI Si un processus chimique est à la fois endothermique et spontané, à une
température et à une pression données :
0 a . .6.S > 0
O b . .6.S < 0
Équilibre chimique
0 c. tl H < 0
D d. tlU = 0
D e . t-..C > 0
FJI L'équilibre de solubilité du C0 2 dans l'eau est représenté par l'équilibre :
C0 2 (g) ~ C0 2 (aq) et la dissolution du gaz est exothermique. Utilisez le principe
de Le Châtelier pour prédire la façon dont la solubilité varie si :
1) la pression du C0 2 augmente.
2) la température augmente .
O a . . l) la solubilité du C0 2 augmente - 2) la solubilité du C0 2 diminue
O b. l) la solubilité du C0 2 augmente - 2) la solubilité du C0 2 augmente
O c. l) la solubilité du C0 2 diminue - 2) la solubilité du C0 2 diminue
0 d. l) la solubilité du C0 2 diminue - 2) la solubilité du C0 2 augmente
0 e. l) la solubilité du C0 2 ne varie pas - 2) la solubilité du C0 2 augmente