Chimie générale : pack de révision

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

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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

24 g de Fe₂O₃ et 10 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 Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂, 10 g de Fe₂O₃ réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 6,16 g de Fe. Calcule le rendement Y.

M(Fe₂O₃) = 159,69 g/molM(Fe) = 55,85 g/molréel: 6,16 g

Y = %

3.Molarité et dilutionMoyen

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

c₁ = 0,5 mol/Lc₂ = 0,4 mol/LV₂ = 200 mL

V₁ = mL

4.Molarité et dilutionDifficile

On mélange 200 mL d’une solution à 0,1 mol/L avec 50 mL d’une solution à 0,75 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).

c₁ = 0,1 mol/LV₁ = 200 mLc₂ = 0,75 mol/LV₂ = 50 mL

c = mol/L

5.Loi des gaz parfaitsMoyen

Un réservoir de 50 L contient 60 g de O₂ à 25 °C. Considérez-le comme un gaz parfait et trouvez la pression P.

m = 60 gM = 32 g/molV = 50 LT = 25 °CR = 8,314 J/(mol·K)

P = kPa

6.Loi des gaz parfaitsDifficile

Une quantité fixe de CH₄ passe de 400 kPa, 20 L, 15 °C à 750 kPa et 110 °C. Trouvez le nouveau volume V₂.

P₁ = 400 kPaV₁ = 20 LT₁ = 15 °CP₂ = 750 kPaT₂ = 110 °C

V₂ = L

7.Calorimétrie et enthalpieMoyen

Un bloc en fer de 200 g (c = 0,449 J/(g·°C)) à 120 °C est plongé dans 100 g d’eau (c = 4,18 J/(g·°C)) à 16 °C dans un récipient isolé. Trouvez la température finale T_f.

m_metal = 200 gc_metal = 0,449 J/(g·°C)T_metal = 120 °Cm_water = 100 gT_water = 16 °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 C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O(l).

ΔH°f(C₂H₅OH) = −277,7 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 0,2 mol/L de H₂ et 0,2 mol/L de I₂ dans un récipient, où ils réagissent : H₂ + I₂ ⇌ 2HI, avec K_c = 49. Trouvez la concentration à l’équilibre [HI].

[H₂]₀ = [I₂]₀ = 0,2 mol/LK_c = 49

[HI] = mol/L

10.Équilibre chimiqueDifficile

PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec K_c = 0,5 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 0,8 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [PCl₅].

[PCl₅]₀ = 0,8 mol/LK_c = 0,5

[PCl₅] = mol/L

11.pH et tamponsMoyen

Calcule le pH pH d'une solution de acide hypochloreux à 0,05 mol/L (Ka = 3 × 10⁻⁸).

c = 0,05 mol/LKa = 3 × 10⁻⁸

pH =

12.pH et tamponsDifficile

Un tampon de 1,00 L contient 0,2 mol d'acide hypochloreux et 0,25 mol de sa base conjuguée (Ka = 3 × 10⁻⁸). On ajoute 0,02 mol de NaOH. Calcule le nouveau pH pH.

n(HA) = 0,2 moln(A⁻) = 0,25 moln(OH⁻) = 0,02 molKa = 3 × 10⁻⁸

pH =

13.Cinétique chimiqueMoyen

Une réaction de loi de vitesse −r_A = k·C_A² a k = 0,1 L/(mol·min) et part de 0,5 mol/L. Trouvez la concentration C_A au bout de 2 min.

k = 0,1 L/(mol·min)C_A0 = 0,5 mol/Lt = 2 min

C_A = mol/L

14.Cinétique chimiqueDifficile

Une réaction d’ordre 1 a une constante de vitesse de 0,1 s⁻¹ à 100 °C et une énergie d’activation de 50 kJ/mol. Trouvez le facteur pré-exponentiel A de l’équation d’Arrhenius.

k = 0,1 s⁻¹T = 100 °CE_a = 50 kJ/molR = 8,314 J/(mol·K)

A = s⁻¹

3Solutions

1.Stœchiométrie

Réponse: m = 15,71 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) = 24/159,69 = 0,1503 mol

n(CO) = 10/28,01 = 0,357 mol

Réactif limitant

0,1503/1 = 0,1503, 0,357/3 = 0,119 → CO

Masse de produit

n(CO₂) = 0,119·3 = 0,357 mol

m = 0,357·44,01 = 15,71 g

Réponse

m = 15,71 g

2.Stœchiométrie

Réponse: Y = 88,07 %

Rendement théorique

n(Fe₂O₃) = 10/159,69 = 0,06262 mol

m = 0,06262·2/1·55,85 = 6,995 g

Rendement

Y = 6,16/6,995·100 = 88,07%

Réponse

Y = 88,07%

3.Molarité et dilution

Réponse: V₁ = 160 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 = 0,4·200/0,5 = 160 mL

Réponse

V₁ = 160 mL

4.Molarité et dilution

Réponse: c = 0,23 mol/L

Quantité totale

n = 0,1·200 + 0,75·50 = 57,5 mmol

Concentration du mélange

c = 57,5/250 = 0,23 mol/L

Réponse

c = 0,23 mol/L

5.Loi des gaz parfaits

Réponse: P = 92,96 kPa

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

Moles

n = m/M = 60/32 = 1,875 mol

T = 25 + 273,15 = 298,1 K

Pression

P = nRT/V = 1,875·8,314·298,1/0,05 = 92,96 kPa

Réponse

P = 92,96 kPa

6.Loi des gaz parfaits

Réponse: V₂ = 14,18 L

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

Températures absolues

T₁ = 288,1 K, T₂ = 383,1 K

Loi combinée des gaz

V₂ = V₁·(P₁/P₂)·(T₂/T₁) = 20·(400/750)·(383,1/288,1) = 14,18 L

Réponse

V₂ = 14,18 L

7.Calorimétrie et enthalpie

Réponse: T_f = 34,39 °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

200·0,449·(120 − T_f) = 100·4,18·(T_f − 16)

Isoler la température finale

T_f = (89,8·120 + 418·16)/(89,8 + 418) = 34,39 °C

Réponse

T_f = 34,39 °C

8.Calorimétrie et enthalpie

Réponse: ΔH° = −1367 kJ

Enthalpie de réaction

ΔH° = [2·(−393,5) + 3·(−285,8)] − [1·(−277,7) + 3·0] = −1367 kJ

Réponse

ΔH° = −1367 kJ

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

9.Équilibre chimique

Réponse: [HI] = 0,3111 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

49 = (2x)²/(0,2 − x)²

Prendre la racine carrée

7 = 2x/(0,2 − x) → x = 0,2·7/(2 + 7) = 0,1556 mol/L

Concentration à l’équilibre

[HI] = 2x = 0,3111 mol/L

Réponse

[HI] = 0,3111 mol/L

10.Équilibre chimique

Réponse: [PCl₅] = 0,3699 mol/L

Expression à l’équilibre

0,5 = x²/(0,8 − x) → x² + 0,5·x − 0,4 = 0

Résoudre l’équation du second degré

x = (−0,5 + √(0,5² + 4·0,4))/2 = 0,4301 mol/L

Concentration à l’équilibre

[PCl₅] = 0,8 − 0,4301 = 0,3699 mol/L

Réponse

[PCl₅] = 0,3699 mol/L

11.pH et tampons

Réponse: pH = 4,412

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 = 3,871 × 10⁻⁵ mol/L

pH

pH = −log(3,871 × 10⁻⁵) = 4,412

Réponse

pH = 4,412

12.pH et tampons

Réponse: pH = 7,699

Neutralisation

n(HA) = 0,2 − 0,02 = 0,18 mol

n(A⁻) = 0,25 + 0,02 = 0,27 mol

Henderson–Hasselbalch

pH = 7,523 + log(0,27/0,18) = 7,699

Réponse

pH = 7,699

13.Cinétique chimique

Réponse: C_A = 0,4545 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).

Loi intégrée d’ordre 2

1/C_A = 1/C_A0 + kt = 2 + 0,1·2 = 2,2 L/mol

C_A = 1/2,2 = 0,4545 mol/L

Réponse

C_A = 0,4545 mol/L

14.Cinétique chimique

Réponse: A = 998621 s⁻¹

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).

Température absolue

T = 100 + 273,15 = 373,1 K

Isoler A dans Arrhenius

E_a/(RT) = 50000/(8,314·373,1) = 16,12

A = k·e^16,12 = 0,1·9,986 × 10⁶ = 998621 s⁻¹

Réponse

A = 998621 s⁻¹

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