Formulaires, étapes clés de la méthode pour chaque thème et 14 exercices, avec les corrigés complets à la fin.
20 g de Fe2O3 et 24 g de CO réagissent selon Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2. Quelle masse m de Fe peut se former ?
Dans la réaction 2Mg + O2 → 2MgO, 24 g de Mg réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 33,82 g de MgO. Calcule le rendement Y.
Il vous faut 250 mL de solution à 0,1 mol/L et vous disposez d’une solution mère à 5 mol/L. Quel volume d’eau Vwater ajoutez-vous à la solution mère ?
On mélange 200 mL d’une solution à 0,5 mol/L avec 500 mL d’une solution à 2,5 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).
Quel volume V occupent 310 g de N₂ à 650 kPa et 80 °C ? Considérez-le comme un gaz parfait.
Trouvez la masse volumique ρ de N₂ à 1000 kPa et 70 °C, en le considérant comme un gaz parfait.
Un bloc en cuivre de 50 g (c = 0,385 J/(g·°C)) à 130 °C est plongé dans 150 g d’eau (c = 4,18 J/(g·°C)) à 25 °C dans un récipient isolé. Trouvez la température finale Tf.
Utilisez les enthalpies standard de formation pour trouver la chaleur q libérée par la combustion complète de 25 g de C6H12O6 (M = 180,16 g/mol) : C6H12O6 + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O(l). Donnez q en valeur positive.
On introduit 0,8 mol/L de H₂ et 0,8 mol/L de I₂ dans un récipient, où ils réagissent : H₂ + I₂ ⇌ 2HI, avec Kc = 54. Trouvez la concentration à l’équilibre [H2].
PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec Kc = 0,02 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 1 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [PCl5].
Calcule le pH pH d'une solution de acide hypochloreux à 0,5 mol/L (Ka = 3 × 10⁻⁸).
Un tampon contient 0,2 mol/L d'acide formique et 0,8 mol/L de son sel de sodium. Ka = 0,00018. Calcule le pH pH du tampon.
Une réaction d’ordre 1 dans un réacteur fermé a k = 0,02 min⁻¹. Combien de temps faut-il pour atteindre un taux de conversion de 80 % ? Trouvez t.
Une réaction d’ordre 1 a une constante de vitesse de 0,05 s⁻¹ à 50 °C et une énergie d’activation de 100 kJ/mol. Trouvez le facteur pré-exponentiel A de l’équation d’Arrhenius.
Réponse: m = 13,99 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.
Réponse: Y = 85 %
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.
Réponse: Vwater = 245 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.
Réponse: c = 1,929 mol/L
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.
Réponse: V = 49,99 L
Loi des gaz parfaits : PV = nRT, avec n = m/M.
Réponse: ρ = 9,818 kg/m³
Masse volumique d’un gaz parfait : ρ = PM/(RT).
Réponse: Tf = 28,13 °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.
Réponse: q = 388,8 kJ
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.
Réponse: [H2] = 0,1712 mol/L
Équilibre chimique : pour aA + bB ⇌ cC + dD, la constante d’équilibre est Kc = [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.
Réponse: [PCl5] = 0,8682 mol/L
Équilibre chimique : pour aA + bB ⇌ cC + dD, la constante d’équilibre est Kc = [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.
Réponse: pH = 3,912
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]).
HA ⇌ H⁺ + A⁻ : x mol/L d'acide s'ionisent.
Réponse: pH = 4,347
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]).
Réponse: t = 80,47 min
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).
Réponse: A = 7,307 × 10¹⁴ s⁻¹
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).
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