Formulaires, étapes clés de la méthode pour chaque thème et 14 exercices, avec les corrigés complets à la fin.
20 g de Al et 40 g de Cl2 réagissent selon 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3. Quelle masse m de AlCl3 peut se former ?
Dans la réaction 2Na + Cl2 → 2NaCl, 6 g de Na réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 10,68 g de NaCl. Calcule le rendement Y.
Il vous faut 500 mL de solution à 0,25 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 2 mol/L avec 50 mL d’une solution à 0,1 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).
Quel volume V occupent 220 g de He à 400 kPa et 25 °C ? Considérez-le comme un gaz parfait.
Trouvez la masse volumique ρ de CH₄ à 1000 kPa et 20 °C, en le considérant comme un gaz parfait.
Un bloc en zinc de 250 g (c = 0,388 J/(g·°C)) à 90 °C est plongé dans 400 g d’eau (c = 4,18 J/(g·°C)) à 24 °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 25 g de CH3OH (M = 32,04 g/mol) : 2CH3OH + 3O₂ → 2CO₂ + 4H₂O(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 = 54. Trouvez la concentration à l’équilibre [H2].
PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec Kc = 0,02 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 0,25 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [Cl2].
Calcule le pH pH d'une solution de acide benzoïque à 0,2 mol/L (Ka = 6,3 × 10⁻⁵).
Un tampon contient 0,4 mol/L d'acide hypochloreux et 0,05 mol/L de son sel de sodium. Ka = 3 × 10⁻⁸. Calcule le pH pH du tampon.
Dans une réaction d’ordre 1, la concentration de A passe de 1 mol/L à 0,2 mol/L en 5 min. Trouvez la constante de vitesse k.
Une réaction d’ordre 1 a k = 0,02 min⁻¹ à 25 °C et une énergie d’activation de 60 kJ/mol. Le réacteur fermé fonctionne maintenant à 45 °C pendant 45 min. Trouvez le taux de conversion X atteint.
Réponse: m = 50,15 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 = 70,02 %
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 = 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.
Réponse: c = 1,525 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: V = 340,6 L
Loi des gaz parfaits : PV = nRT, avec n = m/M.
Réponse: ρ = 6,581 kg/m³
Masse volumique d’un gaz parfait : ρ = PM/(RT).
Réponse: Tf = 27,62 °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 = 566,8 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] = 0,2139 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] = 0,06141 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 = 2,454
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 = 6,62
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: k = 0,3219 min⁻¹
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: X = 98,38 %
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).
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