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

10 g de Fe₂O₃ et 32 g de CO réagissent selon Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂. Quelle masse m de CO₂ peut se former ?

M(Fe₂O₃) = 159,69M(CO) = 28,01M(CO₂) = 44,01 g/mol

m = g

2.StœchiométrieDifficile

Dans la réaction C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O, 24 g de C₃H₈ réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 53,89 g de CO₂. Calcule le rendement Y.

M(C₃H₈) = 44,1 g/molM(CO₂) = 44,01 g/molréel: 53,89 g

Y = %

3.Molarité et dilutionMoyen

Il vous faut 1000 mL de solution à 0,3 mol/L et vous disposez d’une solution mère à 0,5 mol/L. Quel volume d’eau V_water ajoutez-vous à la solution mère ?

c₁ = 0,5 mol/Lc₂ = 0,3 mol/LV₂ = 1000 mL

V_water = mL

4.Molarité et dilutionDifficile

On mélange 200 mL d’une solution à 1,5 mol/L avec 250 mL d’une solution à 1,2 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).

c₁ = 1,5 mol/LV₁ = 200 mLc₂ = 1,2 mol/LV₂ = 250 mL

c = mol/L

5.Loi des gaz parfaitsMoyen

Quel volume V occupent 170 g de CH₄ à 450 kPa et 20 °C ? Considérez-le comme un gaz parfait.

m = 170 gM = 16,04 g/molP = 450 kPaT = 20 °CR = 8,314 J/(mol·K)

V = L

6.Loi des gaz parfaitsDifficile

Une quantité fixe de N₂ passe de 400 kPa, 2 L, 40 °C à 700 kPa et 80 °C. Trouvez le nouveau volume V₂.

P₁ = 400 kPaV₁ = 2 LT₁ = 40 °CP₂ = 700 kPaT₂ = 80 °C

V₂ = L

7.Calorimétrie et enthalpieMoyen

Un bloc en fer de 100 g (c = 0,449 J/(g·°C)) à 110 °C est plongé dans 400 g d’eau (c = 4,18 J/(g·°C)) à 22 °C dans un récipient isolé. Trouvez la température finale T_f.

m_metal = 100 gc_metal = 0,449 J/(g·°C)T_metal = 110 °Cm_water = 400 gT_water = 22 °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 CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l).

ΔH°f(CH₄) = −74,8 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 0,5 mol/L de H₂ et 0,5 mol/L de I₂ dans un récipient, où ils réagissent : H₂ + I₂ ⇌ 2HI, avec K_c = 50. Trouvez la concentration à l’équilibre [HI].

[H₂]₀ = [I₂]₀ = 0,5 mol/LK_c = 50

[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 0,2 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [PCl₅].

[PCl₅]₀ = 0,2 mol/LK_c = 0,2

[PCl₅] = mol/L

11.pH et tamponsMoyen

Calcule le pH pH d'une solution de acide benzoïque à 0,5 mol/L (Ka = 6,3 × 10⁻⁵).

c = 0,5 mol/LKa = 6,3 × 10⁻⁵

pH =

12.pH et tamponsDifficile

Un tampon de 1,00 L contient 0,1 mol d'acide benzoïque et 0,15 mol de sa base conjuguée (Ka = 6,3 × 10⁻⁵). On ajoute 0,05 mol de NaOH. Calcule le nouveau pH pH.

n(HA) = 0,1 moln(A⁻) = 0,15 moln(OH⁻) = 0,05 molKa = 6,3 × 10⁻⁵

pH =

13.Cinétique chimiqueMoyen

Une réaction d’ordre 1 dans un réacteur fermé a k = 0,08 min⁻¹. Combien de temps faut-il pour atteindre un taux de conversion de 99 % ? Trouvez t.

k = 0,08 min⁻¹X = 99 %

t = min

14.Cinétique chimiqueDifficile

La constante de vitesse d’une réaction vaut 0,005 min⁻¹ à 35 °C et 0,443 min⁻¹ à 75 °C. Trouvez l’énergie d’activation E_a.

k₁ = 0,005 min⁻¹T₁ = 35 °Ck₂ = 0,443 min⁻¹T₂ = 75 °CR = 8,314 J/(mol·K)

E_a = kJ/mol

3Solutions

1.Stœchiométrie

Réponse: m = 8,268 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(Fe₂O₃) = 10/159,69 = 0,06262 mol

n(CO) = 32/28,01 = 1,142 mol

Réactif limitant

0,06262/1 = 0,06262, 1,142/3 = 0,3808 → Fe₂O₃

Masse de produit

n(CO₂) = 0,06262·3 = 0,1879 mol

m = 0,1879·44,01 = 8,268 g

Réponse

m = 8,268 g

2.Stœchiométrie

Réponse: Y = 75 %

Rendement théorique

n(C₃H₈) = 24/44,1 = 0,5442 mol

m = 0,5442·3/1·44,01 = 71,85 g

Rendement

Y = 53,89/71,85·100 = 75%

Réponse

Y = 75%

3.Molarité et dilution

Réponse: V_water = 400 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 = 0,3·1000/0,5 = 600 mL

Eau à ajouter

V_water = 1000 − 600 = 400 mL

Réponse

V_water = 400 mL

4.Molarité et dilution

Réponse: c = 1,333 mol/L

Quantité totale

n = 1,5·200 + 1,2·250 = 600 mmol

Concentration du mélange

c = 600/450 = 1,333 mol/L

Réponse

c = 1,333 mol/L

5.Loi des gaz parfaits

Réponse: V = 57,4 L

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

Moles

n = 170/16,04 = 10,6 mol

T = 20 + 273,15 = 293,1 K

Volume

V = nRT/P = 10,6·8,314·293,1/450 = 57,4 L

Réponse

V = 57,4 L

6.Loi des gaz parfaits

Réponse: V₂ = 1,289 L

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

Températures absolues

T₁ = 313,1 K, T₂ = 353,1 K

Loi combinée des gaz

V₂ = V₁·(P₁/P₂)·(T₂/T₁) = 2·(400/700)·(353,1/313,1) = 1,289 L

Réponse

V₂ = 1,289 L

7.Calorimétrie et enthalpie

Réponse: T_f = 24,3 °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

100·0,449·(110 − T_f) = 400·4,18·(T_f − 22)

Isoler la température finale

T_f = (44,9·110 + 1672·22)/(44,9 + 1672) = 24,3 °C

Réponse

T_f = 24,3 °C

8.Calorimétrie et enthalpie

Réponse: ΔH° = −890,3 kJ

Enthalpie de réaction

ΔH° = [1·(−393,5) + 2·(−285,8)] − [1·(−74,8) + 2·0] = −890,3 kJ

Réponse

ΔH° = −890,3 kJ

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

9.Équilibre chimique

Réponse: [HI] = 0,7795 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

50 = (2x)²/(0,5 − x)²

Prendre la racine carrée

7,071 = 2x/(0,5 − x) → x = 0,5·7,071/(2 + 7,071) = 0,3898 mol/L

Concentration à l’équilibre

[HI] = 2x = 0,7795 mol/L

Réponse

[HI] = 0,7795 mol/L

10.Équilibre chimique

Réponse: [PCl₅] = 0,07639 mol/L

Expression à l’équilibre

0,2 = x²/(0,2 − x) → x² + 0,2·x − 0,04 = 0

Résoudre l’équation du second degré

x = (−0,2 + √(0,2² + 4·0,04))/2 = 0,1236 mol/L

Concentration à l’équilibre

[PCl₅] = 0,2 − 0,1236 = 0,07639 mol/L

Réponse

[PCl₅] = 0,07639 mol/L

11.pH et tampons

Réponse: pH = 2,253

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/(0,5 − x) → x = 0,005581 mol/L

pH

pH = −log(0,005581) = 2,253

Réponse

pH = 2,253

12.pH et tampons

Réponse: pH = 4,803

Neutralisation

n(HA) = 0,1 − 0,05 = 0,05 mol

n(A⁻) = 0,15 + 0,05 = 0,2 mol

Henderson–Hasselbalch

pH = 4,201 + log(0,2/0,05) = 4,803

Réponse

pH = 4,803

13.Cinétique chimique

Réponse: t = 57,56 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).

Conversion et concentration

C/C₀ = 1 − X = 0,01

Isoler le temps

t = −ln(1 − X)/k = −ln(0,01)/0,08 = 57,56 min

Réponse

t = 57,56 min

14.Cinétique chimique

Réponse: E_a = 99,99 kJ/mol

Températures absolues

T₁ = 308,1 K, T₂ = 348,1 K

Isoler Ea dans Arrhenius

E_a = −R·ln(k₂/k₁)/(1/T₂ − 1/T₁) = −8,314·4,484/(-3,728e-4) = 99990 J/mol

E_a = 99,99 kJ/mol

Réponse

E_a = 99,99 kJ/mol

ExamProblems · examproblems.com/courses/general-chemistry