Chimie générale : pack de révision

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

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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

4 g de H₂ et 64 g de O₂ réagissent selon 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Quelle masse m de H₂O peut se former ?

M(H₂) = 2,016M(O₂) = 32M(H₂O) = 18,02 g/mol

m = g

2.StœchiométrieDifficile

Dans la réaction 2Mg + O₂ → 2MgO, 8 g de Mg réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 10,87 g de MgO. Calcule le rendement Y.

M(Mg) = 24,31 g/molM(MgO) = 40,3 g/molréel: 10,87 g

Y = %

3.Molarité et dilutionMoyen

Il vous faut 1000 mL de solution à 0,2 mol/L et vous disposez d’une solution mère à 1 mol/L. Quel volume V₁ de solution mère vous faut-il ?

c₁ = 1 mol/Lc₂ = 0,2 mol/LV₂ = 1000 mL

V₁ = mL

4.Molarité et dilutionDifficile

On mélange 200 mL d’une solution à 1 mol/L avec 50 mL d’une solution à 0,75 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).

c₁ = 1 mol/LV₁ = 200 mLc₂ = 0,75 mol/LV₂ = 50 mL

c = mol/L

5.Loi des gaz parfaitsMoyen

Quel volume V occupent 450 g de CO₂ à 500 kPa et 10 °C ? Considérez-le comme un gaz parfait.

m = 450 gM = 44,01 g/molP = 500 kPaT = 10 °CR = 8,314 J/(mol·K)

V = L

6.Loi des gaz parfaitsDifficile

Trouvez la masse volumique ρ de CH₄ à 150 kPa et 180 °C, en le considérant comme un gaz parfait.

M = 16,04 g/molP = 150 kPaT = 180 °CR = 8,314 J/(mol·K)

ρ = kg/m³

7.Calorimétrie et enthalpieMoyen

Un bloc en aluminium de 50 g (c = 0,897 J/(g·°C)) à 190 °C est plongé dans 200 g d’eau (c = 4,18 J/(g·°C)) à 20 °C dans un récipient isolé. Trouvez la température finale T_f.

m_metal = 50 gc_metal = 0,897 J/(g·°C)T_metal = 190 °Cm_water = 200 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 ΔH° de la réaction C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O(l).

ΔH°f(C₃H₈) = −103,8 kJ/molΔH°f(CO₂) = −393,5 kJ/molΔH°f(H₂O, l) = −285,8 kJ/molΔH°f(O₂) = 0

ΔH° = kJ

9.Équilibre chimiqueMoyen

On introduit 0,25 mol/L de H₂ et 0,25 mol/L de I₂ dans un récipient, où ils réagissent : H₂ + I₂ ⇌ 2HI, avec K_c = 36. Trouvez la concentration à l’équilibre [HI].

[H₂]₀ = [I₂]₀ = 0,25 mol/LK_c = 36

[HI] = mol/L

10.Équilibre chimiqueDifficile

PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec K_c = 0,08 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 0,4 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [PCl₅].

[PCl₅]₀ = 0,4 mol/LK_c = 0,08

[PCl₅] = mol/L

11.pH et tamponsMoyen

Calcule le pH pH d'une solution de acide benzoïque à 0,1 mol/L (Ka = 6,3 × 10⁻⁵).

c = 0,1 mol/LKa = 6,3 × 10⁻⁵

pH =

12.pH et tamponsDifficile

Un tampon de 1,00 L contient 0,2 mol d'acide formique et 0,15 mol de sa base conjuguée (Ka = 0,00018). On ajoute 0,02 mol de NaOH. Calcule le nouveau pH pH.

n(HA) = 0,2 moln(A⁻) = 0,15 moln(OH⁻) = 0,02 molKa = 0,00018

pH =

13.Cinétique chimiqueMoyen

Une réaction de loi de vitesse −r_A = k·C_A² a k = 0,2 L/(mol·min) et part de 0,5 mol/L. Trouvez la concentration C_A au bout de 2 min.

k = 0,2 L/(mol·min)C_A0 = 0,5 mol/Lt = 2 min

C_A = mol/L

14.Cinétique chimiqueDifficile

Une réaction d’ordre 1 a k = 0,005 min⁻¹ à 30 °C et une énergie d’activation de 75 kJ/mol. Le réacteur fermé fonctionne maintenant à 55 °C pendant 15 min. Trouvez le taux de conversion X atteint.

k₁ = 0,005 min⁻¹T₁ = 30 °CE_a = 75 kJ/molT₂ = 55 °Ct = 15 minR = 8,314 J/(mol·K)

X = %

3Solutions

1.Stœchiométrie

Réponse: m = 35,75 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(H₂) = 4/2,016 = 1,984 mol

n(O₂) = 64/32 = 2 mol

Réactif limitant

1,984/2 = 0,9921, 2/1 = 2 → H₂

Masse de produit

n(H₂O) = 0,9921·2 = 1,984 mol

m = 1,984·18,02 = 35,75 g

Réponse

m = 35,75 g

2.Stœchiométrie

Réponse: Y = 81,96 %

Rendement théorique

n(Mg) = 8/24,31 = 0,3291 mol

m = 0,3291·2/2·40,3 = 13,26 g

Rendement

Y = 10,87/13,26·100 = 81,96%

Réponse

Y = 81,96%

3.Molarité et dilution

Réponse: V₁ = 200 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 = 0,2·1000/1 = 200 mL

Réponse

V₁ = 200 mL

4.Molarité et dilution

Réponse: c = 0,95 mol/L

Quantité totale

n = 1·200 + 0,75·50 = 237,5 mmol

Concentration du mélange

c = 237,5/250 = 0,95 mol/L

Réponse

c = 0,95 mol/L

5.Loi des gaz parfaits

Réponse: V = 48,14 L

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

Moles

n = 450/44,01 = 10,22 mol

T = 10 + 273,15 = 283,1 K

Volume

V = nRT/P = 10,22·8,314·283,1/500 = 48,14 L

Réponse

V = 48,14 L

6.Loi des gaz parfaits

Réponse: ρ = 0,6386 kg/m³

Masse volumique d’un gaz parfait : ρ = PM/(RT).

Réarranger la loi des gaz

PV = (m/M)RT → ρ = m/V = PM/(RT)

T = 180 + 273,15 = 453,1 K

Masse volumique

ρ = 150·16,04/(8,314·453,1) = 0,6386 kg/m³

Réponse

ρ = 0,6386 kg/m³

7.Calorimétrie et enthalpie

Réponse: T_f = 28,66 °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

50·0,897·(190 − T_f) = 200·4,18·(T_f − 20)

Isoler la température finale

T_f = (44,85·190 + 836·20)/(44,85 + 836) = 28,66 °C

Réponse

T_f = 28,66 °C

8.Calorimétrie et enthalpie

Réponse: ΔH° = −2220 kJ

Enthalpie de réaction

ΔH° = [3·(−393,5) + 4·(−285,8)] − [1·(−103,8) + 5·0] = −2220 kJ

Réponse

ΔH° = −2220 kJ

Négatif : la réaction dégage de la chaleur (exothermique).

9.Équilibre chimique

Réponse: [HI] = 0,375 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

36 = (2x)²/(0,25 − x)²

Prendre la racine carrée

6 = 2x/(0,25 − x) → x = 0,25·6/(2 + 6) = 0,1875 mol/L

Concentration à l’équilibre

[HI] = 2x = 0,375 mol/L

Réponse

[HI] = 0,375 mol/L

10.Équilibre chimique

Réponse: [PCl₅] = 0,2567 mol/L

Expression à l’équilibre

0,08 = x²/(0,4 − x) → x² + 0,08·x − 0,032 = 0

Résoudre l’équation du second degré

x = (−0,08 + √(0,08² + 4·0,032))/2 = 0,1433 mol/L

Concentration à l’équilibre

[PCl₅] = 0,4 − 0,1433 = 0,2567 mol/L

Réponse

[PCl₅] = 0,2567 mol/L

11.pH et tampons

Réponse: pH = 2,606

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/(0,1 − x) → x = 0,002479 mol/L

pH

pH = −log(0,002479) = 2,606

Réponse

pH = 2,606

12.pH et tampons

Réponse: pH = 3,72

Neutralisation

n(HA) = 0,2 − 0,02 = 0,18 mol

n(A⁻) = 0,15 + 0,02 = 0,17 mol

Henderson–Hasselbalch

pH = 3,745 + log(0,17/0,18) = 3,72

Réponse

pH = 3,72

13.Cinétique chimique

Réponse: C_A = 0,4167 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 = 2 + 0,2·2 = 2,4 L/mol

C_A = 1/2,4 = 0,4167 mol/L

Réponse

C_A = 0,4167 mol/L

14.Cinétique chimique

Réponse: X = 51,51 %

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).

Constante de vitesse à la nouvelle température

T₁ = 303,1 K, T₂ = 328,1 K

k₂ = 0,005·e^{−(75000/8,314)·(1/328,1 − 1/303,1)} = 0,04825 min⁻¹

Conversion

X = 1 − e^{−0,04825·15} = 1 − 0,4849 = 51,51 %

Réponse

X = 51,51 %

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