Formulaires, étapes clés de la méthode pour chaque thème et 14 exercices, avec les corrigés complets à la fin.
10 g de C3H8 et 10 g de O2 réagissent selon C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O. Quelle masse m de H2O peut se former ?
Dans la réaction CaCO3 → CaO + CO2, 16 g de CaCO3 réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 6,61 g de CO2. Calcule le rendement Y.
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 Vwater ajoutez-vous à la solution mère ?
On mélange 150 mL d’une solution à 0,1 mol/L avec 400 mL d’une solution à 1,2 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).
Quel volume V occupent 100 g de Ar à 550 kPa et 75 °C ? Considérez-le comme un gaz parfait.
Trouvez la masse volumique ρ de CO₂ à 850 kPa et 190 °C, en le considérant comme un gaz parfait.
Un bloc en aluminium de 75 g (c = 0,897 J/(g·°C)) à 80 °C est plongé dans 400 g d’eau (c = 4,18 J/(g·°C)) à 15 °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 10 g de C2H6 (M = 30,07 g/mol) : 2C2H6 + 7O₂ → 4CO₂ + 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 = 4. Trouvez la concentration à l’équilibre [H2].
PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec Kc = 0,08 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 0,2 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 de 1,00 L contient 0,3 mol d'acide hypochloreux et 0,15 mol de sa base conjuguée (Ka = 3 × 10⁻⁸). On ajoute 0,01 mol de NaOH. Calcule le nouveau pH pH.
Une réaction d’ordre 2 (−rA = k·CA²) a k = 0,05 L/(mol·min) et une concentration initiale de 0,2 mol/L. Trouvez sa première demi-vie t½.
La constante de vitesse d’une réaction vaut 0,02 min⁻¹ à 20 °C et 0,0845 min⁻¹ à 40 °C. Trouvez l’énergie d’activation Ea.
Réponse: m = 4,505 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 = 93,96 %
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 = 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.
Réponse: c = 0,9 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 = 13,17 L
Loi des gaz parfaits : PV = nRT, avec n = m/M.
Réponse: ρ = 9,715 kg/m³
Masse volumique d’un gaz parfait : ρ = PM/(RT).
Réponse: Tf = 17,51 °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 = 518,7 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] = 0,4 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] = 0,1073 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 = 7,265
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: t½ = 100 min
Integrated rate laws: zero order: C = C₀ − kt (straight line, t½ = C₀/(2k)); first order: ln(C₀/C) = kt (t½ = ln 2/k); second order: 1/C − 1/C₀ = kt (t½ = 1/(kC₀)). Conversion X means C = C₀(1 − X).
Chaque demi-vie suivante est deux fois plus longue, car C₀ a été divisée par deux.
Réponse: Ea = 54,99 kJ/mol
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).
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