Formulaires, étapes clés de la méthode pour chaque thème et 14 exercices, avec les corrigés complets à la fin.
10 g de CH4 et 80 g de O2 réagissent selon CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O. Quelle masse m de H2O peut se former ?
Dans la réaction CaCO3 → CaO + CO2, 4 g de CaCO3 réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 1,32 g de CO2. Calcule le rendement Y.
Il vous faut 1000 mL de solution à 0,25 mol/L et vous disposez d’une solution mère à 2 mol/L. Quel volume V1 de solution mère vous faut-il ?
On mélange 200 mL d’une solution à 0,2 mol/L avec 50 mL d’une solution à 0,3 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).
Un réservoir de 10 L contient 130 g de N₂ à 20 °C. Considérez-le comme un gaz parfait et trouvez la pression P.
Une quantité fixe de N₂ passe de 350 kPa, 5 L, 20 °C à 700 kPa et 200 °C. Trouvez le nouveau volume V2.
Un bloc en cuivre de 200 g (c = 0,385 J/(g·°C)) à 130 °C est plongé dans 200 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 100 g de C6H12O6 (M = 180,16 g/mol) : C6H12O6 + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O(l). Donnez q en valeur positive.
On introduit 1 mol/L de H₂ et 1 mol/L de I₂ dans un récipient, où ils réagissent : H₂ + I₂ ⇌ 2HI, avec Kc = 16. Trouvez la concentration à l’équilibre [H2].
PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec Kc = 0,1 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 0,4 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [Cl2].
Calcule le pH pH d'une solution de acide benzoïque à 0,05 mol/L (Ka = 6,3 × 10⁻⁵).
Un tampon contient 0,2 mol/L d'acide fluorhydrique et 0,3 mol/L de son sel de sodium. Ka = 0,00068. Calcule le pH pH du tampon.
Une réaction de loi de vitesse −rA = k·CA² a k = 0,8 L/(mol·min) et part de 1,5 mol/L. Trouvez la concentration CA au bout de 30 min.
La constante de vitesse d’une réaction vaut 0,01 min⁻¹ à 20 °C et 0,0285 min⁻¹ à 40 °C. Trouvez l’énergie d’activation Ea.
Réponse: m = 22,47 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 = 75,05 %
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 = 125 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 = 0,22 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 = 1131 kPa
Loi des gaz parfaits : PV = nRT, avec n = m/M.
Réponse: V2 = 4,035 L
Loi combinée des gaz : pour une quantité fixe de gaz parfait, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Réponse: Tf = 33,86 °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 = 1555 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] = 0,3333 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: [Cl2] = 0,1562 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 = 2,759
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 = 3,344
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: CA = 0,04054 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).
Réponse: Ea = 39,97 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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