Chimie générale : pack de révision

Formulaires, étapes clés de la méthode pour chaque thème et 14 exercices, avec les corrigés complets à la fin.

Nouveaux exercices Retour au cours

Dans la fenêtre d’impression, choisissez « Enregistrer au format PDF » pour garder une copie sur votre appareil.

1Formules et méthodes

Stœchiométrie

Moles: n = m/M
Concentration: c = n/V
Rapport molaire: utiliser les coefficients de l’équation équilibrée
Réactif limitant: celui qui s’épuise en premier
Rendement: réel / théorique × 100%

Méthode

Écrivez et équilibrez l’équation chimique.
Convertis la masse donnée en moles : n = m/M.
Utilisez les coefficients comme rapport molaire pour trouver la quantité de matière de l’espèce cherchée.
Revenez à la masse avec m = n·M. Avec deux réactifs, trouvez d’abord le réactif limitant.

Molarité et dilution

Molarité: c = n/V (mol/L)
Moles: n = m/M
Dilution: c₁V₁ = c₂V₂
Mélange: c = (c₁V₁ + c₂V₂)/(V₁ + V₂)

Méthode

Convertissez la masse en moles avec n = m/M.
Convertissez le volume en litres.
Concentration molaire c = n/V en mol/L.
Lors d’une dilution, la quantité de matière ne change pas : c₁V₁ = c₂V₂.

Loi des gaz parfaits

Loi des gaz parfaits: pV = nRT
Constante des gaz parfaits: R = 8,314 J/(mol·K)
Loi combinée des gaz: p₁V₁/T₁ = p₂V₂/T₂
Moles: n = m/M
Température: T[K] = T[°C] + 273,15

Calorimétrie et enthalpie

Chaleur: q = m·c·ΔT
Eau: c = 4,18 J/(g·°C)
Calorimètre: chaleur cédée = chaleur reçue
Enthalpie de réaction: ΔH° = ΣΔH°_f(products) − ΣΔH°_f(reactants)

Équilibre chimique

Constante d’équilibre: K_c = [C]^c[D]^d/([A]^a[B]^b)
Tableau ICE: Initial, Changement (×coefficient), Équilibre
Équation du second degré: x = (−b + √(b² − 4ac))/(2a)

Méthode

Écrivez K_c avec les produits au numérateur et les réactifs au dénominateur, chacun élevé à la puissance de son coefficient.
Dressez un tableau d’avancement : état initial, variation (par pas de x fois les coefficients), équilibre.
Remplacez les expressions à l’équilibre dans K_c et résolvez pour x.
Vérifiez si x est assez petit pour une approximation ; sinon, résolvez l’équation du second degré.

pH et tampons

pH: pH = −log[H⁺]
pOH: pOH = −log[OH⁻], pH + pOH = 14
Acide faible: [H⁺] ≈ √(K_a·c)
Tampon: pH = pK_a + log([A⁻]/[HA])
Dilution: c₁V₁ = c₂V₂

Méthode

Déterminez si l’acide ou la base est fort (totalement dissocié) ou faible.
Acide fort : [H⁺] est égal à sa concentration. Base forte : trouvez d’abord [OH⁻].
Acide faible : résolvez K_a = x²/(c − x) pour x = [H⁺].
pH = −log[H⁺], et pH + pOH = 14 à 25 °C.

Cinétique chimique

Ordre 1: ln(C_A/C_A0) = −kt
Demi-vie (ordre 1): t_½ = ln 2/k
Ordre 2: 1/C_A = 1/C_A0 + kt
Arrhenius: k = A·e^−E_a/(RT)
Deux températures: ln(k₂/k₁) = (E_a/R)(1/T₁ − 1/T₂)

2Exercices

1.StœchiométrieMoyen

12 g de Fe₂O₃ et 24 g de CO réagissent selon Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂. Quelle masse m de CO₂ peut se former ?

M(Fe₂O₃) = 159,69M(CO) = 28,01M(CO₂) = 44,01 g/mol

m = g

2.StœchiométrieDifficile

Dans la réaction 2H₂ + O₂ → 2H₂O, 30 g de H₂ réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 219,9 g de H₂O. Calcule le rendement Y.

M(H₂) = 2,016 g/molM(H₂O) = 18,02 g/molréel: 219,9 g

Y = %

3.Molarité et dilutionMoyen

Il vous faut 500 mL de solution à 0,5 mol/L et vous disposez d’une solution mère à 6 mol/L. Quel volume d’eau V_water ajoutez-vous à la solution mère ?

c₁ = 6 mol/Lc₂ = 0,5 mol/LV₂ = 500 mL

V_water = mL

4.Molarité et dilutionDifficile

On mélange 150 mL d’une solution à 1 mol/L avec 50 mL d’une solution à 1,2 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).

c₁ = 1 mol/LV₁ = 150 mLc₂ = 1,2 mol/LV₂ = 50 mL

c = mol/L

5.Loi des gaz parfaitsMoyen

Un réservoir de 50 L contient 340 g de CH₄ à 85 °C. Considérez-le comme un gaz parfait et trouvez la pression P.

m = 340 gM = 16,04 g/molV = 50 LT = 85 °CR = 8,314 J/(mol·K)

P = kPa

6.Loi des gaz parfaitsDifficile

Une quantité fixe de CO₂ passe de 400 kPa, 10 L, 20 °C à 450 kPa et 50 °C. Trouvez le nouveau volume V₂.

P₁ = 400 kPaV₁ = 10 LT₁ = 20 °CP₂ = 450 kPaT₂ = 50 °C

V₂ = L

7.Calorimétrie et enthalpieMoyen

Un bloc en zinc de 150 g (c = 0,388 J/(g·°C)) à 200 °C est plongé dans 100 g d’eau (c = 4,18 J/(g·°C)) à 20 °C dans un récipient isolé. Trouvez la température finale T_f.

m_metal = 150 gc_metal = 0,388 J/(g·°C)T_metal = 200 °Cm_water = 100 gT_water = 20 °Cc_water = 4,18 J/(g·°C)

T_f = °C

8.Calorimétrie et enthalpieDifficile

Utilisez les enthalpies standard de formation pour trouver la chaleur q libérée par la combustion complète de 50 g de C₂H₆ (M = 30,07 g/mol) : 2C₂H₆ + 7O₂ → 4CO₂ + 6H₂O(l). Donnez q en valeur positive.

ΔH°f(C₂H₆) = −84,7 kJ/molΔH°f(CO₂) = −393,5 kJ/molΔH°f(H₂O, l) = −285,8 kJ/molΔH°f(O₂) = 0

q = kJ

9.Équilibre chimiqueMoyen

On introduit 0,4 mol/L de H₂ et 0,4 mol/L de I₂ dans un récipient, où ils réagissent : H₂ + I₂ ⇌ 2HI, avec K_c = 16. Trouvez la concentration à l’équilibre [H₂].

[H₂]₀ = [I₂]₀ = 0,4 mol/LK_c = 16

[H₂] = mol/L

10.Équilibre chimiqueDifficile

PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec K_c = 0,04 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 0,25 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [Cl₂].

[PCl₅]₀ = 0,25 mol/LK_c = 0,04

[Cl₂] = mol/L

11.pH et tamponsMoyen

Calcule le pH pH d'une solution de acide acétique à 0,5 mol/L (Ka = 1,8 × 10⁻⁵).

c = 0,5 mol/LKa = 1,8 × 10⁻⁵

pH =

12.pH et tamponsDifficile

Un tampon de 1,00 L contient 0,3 mol d'acide formique et 0,1 mol de sa base conjuguée (Ka = 0,00018). On ajoute 0,05 mol de NaOH. Calcule le nouveau pH pH.

n(HA) = 0,3 moln(A⁻) = 0,1 moln(OH⁻) = 0,05 molKa = 0,00018

pH =

13.Cinétique chimiqueMoyen

Une réaction de loi de vitesse −r_A = k·C_A² a k = 0,25 L/(mol·min) et part de 1,5 mol/L. Trouvez la concentration C_A au bout de 5 min.

k = 0,25 L/(mol·min)C_A0 = 1,5 mol/Lt = 5 min

C_A = mol/L

14.Cinétique chimiqueDifficile

Une réaction a une énergie d’activation de 90 kJ/mol. À 50 °C, elle est trop lente. À quelle température T₂ (en °C) faut-il la chauffer pour la rendre 2 fois plus rapide ?

E_a = 90 kJ/molT₁ = 50 °Ck₂/k₁ = 2R = 8,314 J/(mol·K)

T₂ = °C

3Solutions

1.Stœchiométrie

Réponse: m = 9,921 g

Stœchiométrie : une équation équilibrée compte des particules, pas des grammes. Convertis la masse en moles avec n = m/M, utilise les coefficients de l'équation comme rapport molaire, puis reviens à la masse avec m = n·M. Avec deux réactifs, le réactif limitant est celui qui s'épuise en premier et fixe la quantité de produit formé.

Moles de chaque réactif

n(Fe₂O₃) = 12/159,69 = 0,07515 mol

n(CO) = 24/28,01 = 0,8568 mol

Réactif limitant

0,07515/1 = 0,07515, 0,8568/3 = 0,2856 → Fe₂O₃

Masse de produit

n(CO₂) = 0,07515·3 = 0,2254 mol

m = 0,2254·44,01 = 9,921 g

Réponse

m = 9,921 g

2.Stœchiométrie

Réponse: Y = 82 %

Rendement théorique

n(H₂) = 30/2,016 = 14,88 mol

m = 14,88·2/2·18,02 = 268,2 g

Rendement

Y = 219,9/268,2·100 = 82%

Réponse

Y = 82%

3.Molarité et dilution

Réponse: V_water = 458,3 mL

Molarité : concentration c = n/V en mol/L, avec n = m/M. Diluer ajoute du solvant mais pas de soluté, donc le nombre de moles ne change pas : c₁·V₁ = c₂·V₂. Quand on mélange deux solutions du même soluté, les moles s’additionnent, et les volumes aussi.

Volume de solution mère

V₁ = c₂·V₂/c₁ = 0,5·500/6 = 41,67 mL

Eau à ajouter

V_water = 500 − 41,67 = 458,3 mL

Réponse

V_water = 458,3 mL

4.Molarité et dilution

Réponse: c = 1,05 mol/L

Quantité totale

n = 1·150 + 1,2·50 = 210 mmol

Concentration du mélange

c = 210/200 = 1,05 mol/L

Réponse

c = 1,05 mol/L

5.Loi des gaz parfaits

Réponse: P = 1262 kPa

Loi des gaz parfaits : PV = nRT, avec n = m/M.

Moles

n = m/M = 340/16,04 = 21,2 mol

T = 85 + 273,15 = 358,1 K

Pression

P = nRT/V = 21,2·8,314·358,1/0,05 = 1262 kPa

Réponse

P = 1262 kPa

6.Loi des gaz parfaits

Réponse: V₂ = 9,799 L

Loi combinée des gaz : pour une quantité fixe de gaz parfait, P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂.

Températures absolues

T₁ = 293,1 K, T₂ = 323,1 K

Loi combinée des gaz

V₂ = V₁·(P₁/P₂)·(T₂/T₁) = 10·(400/450)·(323,1/293,1) = 9,799 L

Réponse

V₂ = 9,799 L

7.Calorimétrie et enthalpie

Réponse: T_f = 42 °C

Chaleur et enthalpie : chauffer une substance demande q = m·c·ΔT. Dans un calorimètre, la chaleur cédée par le corps chaud est égale à la chaleur reçue par le corps froid. La variation d’enthalpie d’une réaction se déduit des enthalpies de formation : ΔH° = ΣΔH°f(produits) − ΣΔH°f(réactifs), chacune multipliée par son coefficient.

Bilan thermique

150·0,388·(200 − T_f) = 100·4,18·(T_f − 20)

Isoler la température finale

T_f = (58,2·200 + 418·20)/(58,2 + 418) = 42 °C

Réponse

T_f = 42 °C

8.Calorimétrie et enthalpie

Réponse: q = 2593 kJ

Enthalpie de réaction

ΔH° = [4·(−393,5) + 6·(−285,8)] − [2·(−84,7) + 7·0] = −3119 kJ

Chaleur pour la masse donnée

n = 50/30,07 = 1,663 mol

q = n·|ΔH°/2| = 1,663·1560 = 2593 kJ

Réponse

q = 2593 kJ

9.Équilibre chimique

Réponse: [H₂] = 0,1333 mol/L

Équilibre chimique : pour aA + bB ⇌ cC + dD, la constante d’équilibre est K_c = [C]^c[D]^d/([A]^a[B]^b), avec les concentrations à l’équilibre. Un tableau ICE (Initial, Changement, Équilibre) relie les quantités initiales aux quantités à l’équilibre par une seule inconnue x, multipliée par les coefficients.

Expression à l’équilibre

16 = (2x)²/(0,4 − x)²

Prendre la racine carrée

4 = 2x/(0,4 − x) → x = 0,4·4/(2 + 4) = 0,2667 mol/L

Concentration à l’équilibre

[H₂] = 0,4 − x = 0,1333 mol/L

Réponse

[H₂] = 0,1333 mol/L

10.Équilibre chimique

Réponse: [Cl₂] = 0,08198 mol/L

Expression à l’équilibre

0,04 = x²/(0,25 − x) → x² + 0,04·x − 0,01 = 0

Résoudre l’équation du second degré

x = (−0,04 + √(0,04² + 4·0,01))/2 = 0,08198 mol/L

Concentration à l’équilibre

[Cl₂] = x = 0,08198 mol/L

Réponse

[Cl₂] = 0,08198 mol/L

11.pH et tampons

Réponse: pH = 2,524

pH : pH = −log₁₀[H₃O⁺] et pOH = −log₁₀[OH⁻], avec pH + pOH = 14 à 25 °C. Les acides et bases forts s'ionisent complètement. Un acide faible seulement en partie : Ka = x²/(c − x), où x = [H₃O⁺]. Un tampon formé d'un acide faible et de sa base conjuguée suit Henderson–Hasselbalch : pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).

Équilibre

HA ⇌ H⁺ + A⁻ : x mol/L d'acide s'ionisent.

Ka = x²/(0,5 − x) → x = 0,002991 mol/L

pH

pH = −log(0,002991) = 2,524

Réponse

pH = 2,524

12.pH et tampons

Réponse: pH = 3,523

Neutralisation

n(HA) = 0,3 − 0,05 = 0,25 mol

n(A⁻) = 0,1 + 0,05 = 0,15 mol

Henderson–Hasselbalch

pH = 3,745 + log(0,15/0,25) = 3,523

Réponse

pH = 3,523

13.Cinétique chimique

Réponse: C_A = 0,5217 mol/L

Vitesse de réaction : pour une réaction d’ordre 1, −dC/dt = kC, donc C = C₀·e^−kt et la demi-vie ln 2/k ne dépend pas de la concentration. Pour une réaction d’ordre 2, 1/C = 1/C₀ + kt. La constante de vitesse augmente avec la température selon Arrhenius : k = A·e^−Ea/(RT).

Loi intégrée d’ordre 2

1/C_A = 1/C_A0 + kt = 0,6667 + 0,25·5 = 1,917 L/mol

C_A = 1/1,917 = 0,5217 mol/L

Réponse

C_A = 0,5217 mol/L

14.Cinétique chimique

Réponse: T₂ = 56,83 °C

Reaction rates: for a first-order reaction −dC/dt = kC, so C = C₀·e^−kt and the half-life ln 2/k does not depend on concentration. For a second-order reaction 1/C = 1/C₀ + kt. The rate constant rises with temperature following Arrhenius: k = A·e^−Ea/(RT).

Température absolue

T₁ = 323,1 K

Isoler T₂ dans Arrhenius

1/T₂ = 1/323,1 − 8,314·ln(2)/90000 = 3,095 × 10⁻³ − 6,403 × 10⁻⁵ = 3,031 × 10⁻³ K⁻¹

T₂ = 330 K = 56,83 °C

Réponse

T₂ = 56,83 °C

ExamProblems · examproblems.com/courses/general-chemistry