Formulaires, étapes clés de la méthode pour chaque thème et 14 exercices, avec les corrigés complets à la fin.
20 g de Mg et 24 g de O2 réagissent selon 2Mg + O2 → 2MgO. Quelle masse m de MgO peut se former ?
Dans la réaction 2H2 + O2 → 2H2O, 16 g de H2 réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 134,4 g de H2O. Calcule le rendement Y.
Il vous faut 100 mL de solution à 0,2 mol/L et vous disposez d’une solution mère à 4 mol/L. Quel volume V1 de solution mère vous faut-il ?
On mélange 50 mL d’une solution à 0,8 mol/L avec 100 mL d’une solution à 0,6 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).
Un réservoir de 30 L contient 30 g de He à 65 °C. Considérez-le comme un gaz parfait et trouvez la pression P.
Une quantité fixe de CH₄ passe de 150 kPa, 10 L, 15 °C à 550 kPa et 130 °C. Trouvez le nouveau volume V2.
Un bloc en plomb de 75 g (c = 0,129 J/(g·°C)) à 80 °C est plongé dans 100 g d’eau (c = 4,18 J/(g·°C)) à 18 °C dans un récipient isolé. Trouvez la température finale Tf.
Utilisez les enthalpies standard de formation pour trouver ΔH° de la réaction 2C4H10 + 13O₂ → 8CO₂ + 10H₂O(l).
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 Kc = 9. Trouvez la concentration à l’équilibre [HI].
PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec Kc = 0,01 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 0,8 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [PCl5].
Calcule le pH pH d'une solution de acide acétique à 0,5 mol/L (Ka = 1,8 × 10⁻⁵).
Un tampon contient 0,1 mol/L d'acide benzoïque et 0,3 mol/L de son sel de sodium. Ka = 6,3 × 10⁻⁵. Calcule le pH pH du tampon.
Une réaction d’ordre 1 dans un réacteur fermé a k = 0,15 min⁻¹. Combien de temps faut-il pour atteindre un taux de conversion de 60 % ? Trouvez t.
Une réaction a une énergie d’activation de 80 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 ?
Réponse: m = 33,16 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 = 94 %
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: V1 = 5 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 = 0,6667 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: P = 702,3 kPa
Loi des gaz parfaits : PV = nRT, avec n = m/M.
Réponse: V2 = 3,816 L
Loi combinée des gaz : pour une quantité fixe de gaz parfait, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Réponse: Tf = 19,4 °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: ΔH° = −5755 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.
Négatif : la réaction dégage de la chaleur (exothermique).
Réponse: [HI] = 0,3 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] = 0,7154 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 = 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]).
HA ⇌ H⁺ + A⁻ : x mol/L d'acide s'ionisent.
Réponse: pH = 4,678
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 = 6,109 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: T2 = 57,7 °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).
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