Formulaires, étapes clés de la méthode pour chaque thème et 14 exercices, avec les corrigés complets à la fin.
30 g de C3H8 et 32 g de O2 réagissent selon C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O. Quelle masse m de H2O peut se former ?
Dans la réaction CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O, 20 g de CH4 réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 24,72 g de H2O. Calcule le rendement Y.
Il vous faut 100 mL de solution à 0,1 mol/L et vous disposez d’une solution mère à 5 mol/L. Quel volume V1 de solution mère vous faut-il ?
On mélange 150 mL d’une solution à 0,2 mol/L avec 400 mL d’une solution à 0,05 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).
Un réservoir de 30 L contient 410 g de He à 70 °C. Considérez-le comme un gaz parfait et trouvez la pression P.
Une quantité fixe de Ar passe de 150 kPa, 2 L, 20 °C à 250 kPa et 130 °C. Trouvez le nouveau volume V2.
Un bloc en zinc de 100 g (c = 0,388 J/(g·°C)) à 110 °C est plongé dans 400 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 C2H6 (M = 30,07 g/mol) : 2C2H6 + 7O₂ → 4CO₂ + 6H₂O(l). Donnez q en valeur positive.
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 = 4. Trouvez la concentration à l’équilibre [HI].
PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec Kc = 0,02 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 1 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [PCl5].
Calcule le pH pH d'une solution de acide acétique à 0,1 mol/L (Ka = 1,8 × 10⁻⁵).
Un tampon contient 0,5 mol/L d'acide acétique et 0,3 mol/L de son sel de sodium. Ka = 1,8 × 10⁻⁵. Calcule le pH pH du tampon.
Une réaction d’ordre 2 (−rA = k·CA²) dans un réacteur fermé a k = 1 L/(mol·min) et part de 2 mol/L. Combien de temps faut-il pour atteindre un taux de conversion de 95 % ? Trouvez t.
La constante de vitesse d’une réaction vaut 0,01 min⁻¹ à 35 °C et 0,0777 min⁻¹ à 60 °C. Trouvez l’énergie d’activation Ea.
Réponse: m = 14,42 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 = 55,01 %
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 = 2 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 = 0,09091 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 = 9740 kPa
Loi des gaz parfaits : PV = nRT, avec n = m/M.
Réponse: V2 = 1,65 L
Loi combinée des gaz : pour une quantité fixe de gaz parfait, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Réponse: Tf = 26,93 °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 = 5187 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: [HI] = 0,25 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] = 0,8682 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 = 2,875
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 = 4,523
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 = 9,5 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).
Réponse: Ea = 70 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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