Chimie générale : pack de révision

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

Nouveaux exercices Retour au cours

Dans la fenêtre d’impression, choisissez « Enregistrer au format PDF » pour garder une copie sur votre appareil.

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

20 g de H₂ et 16 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 CaCO₃ → CaO + CO₂, 30 g de CaCO₃ réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 9,24 g de CaO. Calcule le rendement Y.

M(CaCO₃) = 100,09 g/molM(CaO) = 56,08 g/molréel: 9,24 g

Y = %

3.Molarité et dilutionMoyen

Il vous faut 200 mL de solution à 0,5 mol/L et vous disposez d’une solution mère à 4 mol/L. Quel volume V₁ de solution mère vous faut-il ?

c₁ = 4 mol/Lc₂ = 0,5 mol/LV₂ = 200 mL

V₁ = mL

4.Molarité et dilutionDifficile

On mélange 100 mL d’une solution à 0,1 mol/L avec 200 mL d’une solution à 2,5 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).

c₁ = 0,1 mol/LV₁ = 100 mLc₂ = 2,5 mol/LV₂ = 200 mL

c = mol/L

5.Loi des gaz parfaitsMoyen

Quel volume V occupent 10 g de O₂ à 400 kPa et 10 °C ? Considérez-le comme un gaz parfait.

m = 10 gM = 32 g/molP = 400 kPaT = 10 °CR = 8,314 J/(mol·K)

V = L

6.Loi des gaz parfaitsDifficile

Une quantité fixe de CH₄ passe de 200 kPa, 5 L, 15 °C à 500 kPa et 170 °C. Trouvez le nouveau volume V₂.

P₁ = 200 kPaV₁ = 5 LT₁ = 15 °CP₂ = 500 kPaT₂ = 170 °C

V₂ = L

7.Calorimétrie et enthalpieMoyen

Un bloc en plomb de 100 g (c = 0,129 J/(g·°C)) à 140 °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 T_f.

m_metal = 100 gc_metal = 0,129 J/(g·°C)T_metal = 140 °Cm_water = 100 gT_water = 18 °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 C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O(l).

ΔH°f(C₆H₁₂O₆) = −1274 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 0,8 mol/L de H₂ et 0,8 mol/L de I₂ dans un récipient, où ils réagissent : H₂ + I₂ ⇌ 2HI, avec K_c = 64. Trouvez la concentration à l’équilibre [HI].

[H₂]₀ = [I₂]₀ = 0,8 mol/LK_c = 64

[HI] = mol/L

10.Équilibre chimiqueDifficile

PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec K_c = 0,2 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 0,25 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [PCl₅].

[PCl₅]₀ = 0,25 mol/LK_c = 0,2

[PCl₅] = mol/L

11.pH et tamponsMoyen

Calcule le pH pH d'une solution de acide formique à 0,05 mol/L (Ka = 0,00018).

c = 0,05 mol/LKa = 0,00018

pH =

12.pH et tamponsDifficile

Un tampon de 1,00 L contient 0,1 mol d'acide acétique et 0,2 mol de sa base conjuguée (Ka = 1,8 × 10⁻⁵). On ajoute 0,01 mol de NaOH. Calcule le nouveau pH pH.

n(HA) = 0,1 moln(A⁻) = 0,2 moln(OH⁻) = 0,01 molKa = 1,8 × 10⁻⁵

pH =

13.Cinétique chimiqueMoyen

Une réaction d’ordre 2 (−r_A = k·C_A²) a k = 0,05 L/(mol·min) et une concentration initiale de 1,5 mol/L. Trouvez sa première demi-vie t_½.

k = 0,05 L/(mol·min)C_A0 = 1,5 mol/L

t_½ = min

14.Cinétique chimiqueDifficile

Une réaction d’ordre 1 a k = 0,005 min⁻¹ à 30 °C et une énergie d’activation de 50 kJ/mol. Le réacteur fermé fonctionne maintenant à 55 °C pendant 10 min. Trouvez le taux de conversion X atteint.

k₁ = 0,005 min⁻¹T₁ = 30 °CE_a = 50 kJ/molT₂ = 55 °Ct = 10 minR = 8,314 J/(mol·K)

X = %

3Solutions

1.Stœchiométrie

Réponse: m = 18,02 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) = 20/2,016 = 9,921 mol

n(O₂) = 16/32 = 0,5 mol

Réactif limitant

9,921/2 = 4,96, 0,5/1 = 0,5 → O₂

Masse de produit

n(H₂O) = 0,5·2 = 1 mol

m = 1·18,02 = 18,02 g

Réponse

m = 18,02 g

2.Stœchiométrie

Réponse: Y = 54,97 %

Rendement théorique

n(CaCO₃) = 30/100,09 = 0,2997 mol

m = 0,2997·1/1·56,08 = 16,81 g

Rendement

Y = 9,24/16,81·100 = 54,97%

Réponse

Y = 54,97%

3.Molarité et dilution

Réponse: V₁ = 25 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 = 0,5·200/4 = 25 mL

Réponse

V₁ = 25 mL

4.Molarité et dilution

Réponse: c = 1,7 mol/L

Quantité totale

n = 0,1·100 + 2,5·200 = 510 mmol

Concentration du mélange

c = 510/300 = 1,7 mol/L

Réponse

c = 1,7 mol/L

5.Loi des gaz parfaits

Réponse: V = 1,839 L

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

Moles

n = 10/32 = 0,3125 mol

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

Volume

V = nRT/P = 0,3125·8,314·283,1/400 = 1,839 L

Réponse

V = 1,839 L

6.Loi des gaz parfaits

Réponse: V₂ = 3,076 L

Loi combinée des gaz : pour une quantité fixe de gaz parfait, P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂.

Températures absolues

T₁ = 288,1 K, T₂ = 443,1 K

Loi combinée des gaz

V₂ = V₁·(P₁/P₂)·(T₂/T₁) = 5·(200/500)·(443,1/288,1) = 3,076 L

Réponse

V₂ = 3,076 L

7.Calorimétrie et enthalpie

Réponse: T_f = 21,65 °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

100·0,129·(140 − T_f) = 100·4,18·(T_f − 18)

Isoler la température finale

T_f = (12,9·140 + 418·18)/(12,9 + 418) = 21,65 °C

Réponse

T_f = 21,65 °C

8.Calorimétrie et enthalpie

Réponse: ΔH° = −2802 kJ

Enthalpie de réaction

ΔH° = [6·(−393,5) + 6·(−285,8)] − [1·(−1274) + 6·0] = −2802 kJ

Réponse

ΔH° = −2802 kJ

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

9.Équilibre chimique

Réponse: [HI] = 1,28 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

64 = (2x)²/(0,8 − x)²

Prendre la racine carrée

8 = 2x/(0,8 − x) → x = 0,8·8/(2 + 8) = 0,64 mol/L

Concentration à l’équilibre

[HI] = 2x = 1,28 mol/L

Réponse

[HI] = 1,28 mol/L

10.Équilibre chimique

Réponse: [PCl₅] = 0,1051 mol/L

Expression à l’équilibre

0,2 = x²/(0,25 − x) → x² + 0,2·x − 0,05 = 0

Résoudre l’équation du second degré

x = (−0,2 + √(0,2² + 4·0,05))/2 = 0,1449 mol/L

Concentration à l’équilibre

[PCl₅] = 0,25 − 0,1449 = 0,1051 mol/L

Réponse

[PCl₅] = 0,1051 mol/L

11.pH et tampons

Réponse: pH = 2,536

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/(0,05 − x) → x = 0,002911 mol/L

pH

pH = −log(0,002911) = 2,536

Réponse

pH = 2,536

12.pH et tampons

Réponse: pH = 5,113

Neutralisation

n(HA) = 0,1 − 0,01 = 0,09 mol

n(A⁻) = 0,2 + 0,01 = 0,21 mol

Henderson–Hasselbalch

pH = 4,745 + log(0,21/0,09) = 5,113

Réponse

pH = 5,113

13.Cinétique chimique

Réponse: t_½ = 13,33 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).

Demi-vie d’ordre 2

t_½ = 1/(k·C_A0) = 1/(0,05·1,5) = 13,33 min

Réponse

t_½ = 13,33 min

Chaque demi-vie suivante est deux fois plus longue, car C₀ a été divisée par deux.

14.Cinétique chimique

Réponse: X = 20,28 %

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^{−(50000/8,314)·(1/328,1 − 1/303,1)} = 0,02266 min⁻¹

Conversion

X = 1 − e^{−0,02266·10} = 1 − 0,7972 = 20,28 %

Réponse

X = 20,28 %

ExamProblems · examproblems.com/courses/general-chemistry