I- Mesurer en chimie. 1)- Rappels de seconde : a)-

I- Mesurer en chimie.

1)- Rappels de seconde : a)-Structure de la matière.

- La matière est formée à partir d’atomes.

- Un atome est constitué d’un noyau chargé positivement et d’électrons chargés négativement.

Un atome de symbole X, de numéro atomique Z et de nombre de masse A possède :

- Z protons, - (A - Z) neutrons - et Z électrons.

- Les atomes peuvent former des édifices plus ou moins complexes.

- Ils peuvent former des molécules dans lesquelles les atomes forment des liaisons covalentes.

- Ils peuvent former aussi des réseaux cristallins : métal assemblage compact et ordonné d’atomes identiques ou le cristal ionique assemblage compact et ordonné d’ions.

b)-Grandeurs permettant de décrire un système chimique.

- Une mole d’atomes, de molécules ou d’ions est la quantité de matière d’un système contenant 6,02 x 10 ²³ atomes, molécules ou ions.

- Le nombre d’AVOGADRO :

- On note : NA atomes de carbone 12.

- On doit à Jean Perrin la première détermination de NA en 1923.

- Le nombre NA a été appelé constante d’Avogadro, en hommage à Avogadro, célèbre chimiste et physicien italien (1776 – 1856).

- Le nombre NA représente le nombre d’entités élémentaires par mol, on l’exprime en mol^-1 . - Des mesures récentes indiquent qu’il y a 6,022137 x 10²³ atomes de carbone 12 dans 12,00 g de carbone 12.

- On arrondit cette valeur. On écrit : - NA = 6,022137 x 10²³ mol^-1

- Conséquence : une mole, est un paquet de 6,02 x 10²³ entités chimiques identiques.

- La masse molaire d’une espèce chimique est la masse d’une mole de cette espèce chimique.

- On symbolise la masse molaire par M. La masse molaire s’exprime en g / mol.

- La masse molaire atomique est la masse d'une mole d'atomes de l'espèce considérée.

- Masse molaire atomique de l'élément carbone : M(C) = 12,0 g / mol.

- Masse molaire atomique de l'élément oxygène : M(O) = 16,0 g / mol.

- Masse molaire atomique de l'élément cuivre : M(Cu) = 63,5 g / mol.

- Masse molaire atomique de l'élément cuivre : M(Cl) = 35,5 g / mol.

- Dans la nature, il y a 75 % de l’isotope 35 et 25 % de l’isotope 37.

- La masse molaire moléculaire est la masse d'une mole de molécules de l'espèce considérée.

- La masse molaire moléculaire s'obtient en faisant la somme des masses molaires atomiques des atomes qui constituent la molécule.

- Exemples :

- Déterminer la masse molaire moléculaire des espèces chimiques suivantes : H2O ; Cl2 ; H2SO4 et NH3.

- Masse molaire de la molécule d'eau : - M (H2O) = M (O) + 2 M (H)

- M (H2O) ≈ 1 x 16,0 + 2 x 1,0 - M (H2O) ≈ 18 g / mol

- Masse molaire du dichlore : - M (Cl2) = 2 M (Cl)

- M (Cl2) ≈ 2 x 35,5 - M (Cl2) ≈ 71,0 g / mol

- Masse molaire de l'acide sulfurique : - M (H2SO4) = 2 M (H) + M (S) + 4 M (O) - M (H2SO4) ≈ 2 x 1,0 + 1 x 32,1 + 4 x 16,0 - M (H2SO4) ≈ 98 g / mol

- Masse molaire de l'ammoniac : - M (NH3) = M (N) + 3 M (H) - M (NH3) ≈ 1 x 14,0 + 3 x 1,0

- M (NH3) ≈ 17 g / mol

- La masse molaire ionique est la masse d'une mole d'ions de l'espèce considérée.

- On peut négliger la masse des électrons devant la masse du noyau d'un atome.

- La masse molaire d'un ion monoatomique est pratiquement égale à celle de l'atome correspondant.

- Exemples :

- M (Na ⁺) ≈ M (Na) - M (Cl ^-) ≈ M (Cl)

Elément chimique :

Nom Phosphore Oxygène Soufre

Symbole P O S

Masse molaire g / mol 31,0 16,0 32,1

- Pour déterminer la masse molaire d'un ion polyatomique, on fait comme pour les molécules.

- Masse molaire de l'ion phosphate : PO43 - : - M (PO43 -) ≈ M (P) + 4 M (O)

- M (PO43 -) ≈ 1 x 31,0 + 4 x 16,0 - M (PO43 -) ≈ 95,0 g / mol

- Masse molaire de l'ion sulfate : SO42 -

- M (SO42 -) ≈ M (S) + 4 M (O) - M (SO42 -) ≈ 1 x 32,1 + 4 x 16,0 - M (SO42 -) ≈ 96,1 g / mol

2)- Les solutions aqueuses.

- Lorsqu’on dissout une espèce chimique dans un liquide on obtient une solution.

- L’espèce chimique dissoute est appelée le soluté.

- Le liquide dans lequel on dissout l’espèce chimique est appelé le solvant.

- Si le solvant utilisé est l’eau, on obtient une solution aqueuse.

- Une solution est un liquide homogène contenant plusieurs constituants.

- L’espèce chimique mise en solution peut être constituée de : - Molécules (solide moléculaire, liquide ou gaz)

- Ou d’ions (solides ioniques).

- Le soluté est ionique si la solution obtenue est formée d’ions parmi des molécules d’eau.

- C’est le cas de la solution aqueuse de sulfate de cuivre II.

- La solution contient des ions cuivre II et des ions sulfate.

- Lors de la réalisation de la solution avec le cristal ionique, le soluté réagit avec l’eau.

- Le soluté est moléculaire si la solution obtenue contient des molécules de soluté (soluté moléculaire) et des molécules d’eau.

- Lors de la réalisation de la solution, le soluté ne réagit pas avec l’eau.

- C’est le cas de la solution de saccharose (C12H22O11) et de celle du diiode.

- La solution de saccharose contient des molécules de saccharose et celle de diiode contient des molécules de diiode et bien sur des molécules de solvant : l’eau.

3)- Pourquoi mesurer en chimie ? - Quelques étiquettes :

- On mesure en chimie, pour informer, pour surveiller, pour protéger et pour agir.

- Pour informer le consommateur, le fabricant indique sur l’emballage la composition du produit.

- Il indique la nature et la masse des espèces qu’il contient.

- Pour surveiller la qualité et la fraîcheur d’un lait, on peut mesure sa densité, son pH.

- De l’air que l’on respire à l’eau que l’on boit, tout est mesuré.

- On réalise des analyses de sang pour dépister certaines maladies, pour connaître les quantités de matière de sucre, de cholestérol, de fer, de magnésium, etc.

- Cela permet d’établir un diagnostic et de donner un traitement.

- On analyse l’air que l'on respire ;

- Pour lutter contre la pollution de l’air, il faut contrôler le taux de monoxyde de carbone et le taux de dioxyde de carbone présents dans les gaz d’échappement des voitures.

- On demande aux automobilistes de rouler plus lentement lorsque le taux d’ozone dépasse 360 μg par m³ d’air dans la basse atmosphère.

- On analyse l’eau que l'on boit : Une eau est potable si sa teneur en nitrate est inférieure à 50 μg par litre.

- La surveillance et la protection de l’environnement, le contrôle de la qualité des produits agroalimentaires nécessitent des mesures nombreuses et variées :

- Mesure de la concentration massique, de la densité, du pH, …

II- Quantité de matière d’un solide ou d’un liquide.

1)- Quantité de matière et masse..

2)- Quantité de matière et volume.

3)- Quantité de matière et concentration.

a)-La concentration molaire (volumique).

III- Quantité de matière d’un gaz.

1)- Rappels.

a)-Propriétés des gaz

- Les gaz sont expansibles (ils occupent tout le volume offert). Ils sont compressibles.

- Tous les gaz ont une structure moléculaire.

- À l’état gazeux règne le chaos moléculaire.

- Les molécules se déplacent dans toutes les directions de façon désordonnée.

- Pour déterminer la quantité de matière d’un échantillon de gaz, il faut connaître sa température, son volume et sa pression.

b)-Pression d’un gaz.

- Par définition, la pression d’un gaz est donnée par la relation suivante :

p = F

S

(8)

► F : Force pressante en newton N

► S : Aire de la surface plane en m²

► p Pression en pascal Pa

- Unité légale de pression.

- Par définition, l’unité légale de pression est le Pascal de symbole Pa.

- C’est la pression exercée par une force pressante de 1 N sur une surface plane de 1 m². - On emploie couramment d’autres unités :

- Le bar (bar) : 1 bar = 10⁵ Pa

- L’hectopascal : 1 hPa = 10² Pa = 1 mbar c)-La température absolue.

- L’agitation des molécules constituant un gaz, sous faible pression caractérise son état thermique.

- L’agitation des molécules qui constituent un gaz est liée a une grandeur macroscopique : la température absolue du gaz, notée T.

- L’unité de température absolue est le Kelvin : symbole K.

- La température absolue étant liée à l’agitation des molécules d’un gaz, on ne peut pas refroidir indéfiniment un gaz.

- Lorsque la température diminue, l’agitation thermique diminue aussi.

- Lorsque les molécules sont immobiles, il n’y a plus d’agitation thermique et on ne peut plus refroidir : c’est le zéro absolu.

- En l’absence de toute agitation thermique la température T = 0 K. C’est le zéro absolu où toutes les particules sont immobiles.

- Au zéro absolu, la température absolue est nulle, la pression est nulle et il n’y a plus d’agitation thermique.

- La température absolue est une grandeur obligatoirement positive.

- Relation : l’échelle de température Celsius (température notée θ) se déduit de la température absolue (température notée T) par la relation :

- T (K) = θ° C + 273,15

- On peut utiliser la relation approchée : - T (K) ≈ θ ° C + 273

2)- Équation d’état du gaz parfait.

- Les quatre paramètres pression p, volume V, température absolue T et quantité de matière n sont liés par une relation appelée :

- Équation d’état du gaz parfait.

p . V = n . R . T (9) ► p : Pression en pascal (Pa)

► V : Volume en mètre cube ( m ³ )

► n : Quantité de matière (mol)

► T : Température en kelvin (K)

- R est la constante du gaz parfait : R ≈ 8,31 J . K ^-1 . mol ^-1

- On appelle gaz parfait, le gaz pour lequel la relation précédente est vérifiée.

- Condition d’utilisation de l’équation d’état.

- Le gaz parfait est un modèle.

- Pour un gaz réel, p.V ≈ n.R.T si la pression est faible et si la température n'est pas trop basse.

- Dans les conditions habituelles de température et de pression, l’air (mélange de gaz) se comporte comme un gaz parfait.

- Cette relation permet de déterminer la quantité de matière d’un échantillon de gaz connaissant sa température son volume et sa pression.

- Application : Soit un flacon de volume V = 1,1 L empli de dichlore sous la pression p = 1013 hPa à la température θ = 20,0 ° C.

- Calculer la quantité de matière n de dichlore présente dans le flacon.

- Il faut exprimer la pression p en Pa : p = 1,013 x 10 ⁵ Pa

- Il faut utiliser la température absolue T : T (K) ≈ θ° C + 273 - T≈ 20 + 273

- T≈ 293 K

- Quantité de matière de dichlore :

-

3)- Volume molaire d’un gaz.

a)-Définition.

- Le volume molaire V m est le volume d’une mole du gaz parfait . Il s’exprime en mol / L.

- Calculer le volume molaire du gaz parfait dans les conditions normales de température et de pression.

- C.N.T.P : θ = 0 ,00 °C et p = 1013 hPa.

- Le volume molaire Vm est le volume d’une mole du gaz parfait : n = 1 et d’après l’équation état d’un gaz parfait :

-

- Remarque : la formule montre que le volume molaire du gaz parfait dépend de la température et de la pression.

- La plupart des gaz sous des pressions inférieures à quelques bars se comportent comme un gaz parfait.

- Leur volume molaire est égal à celui du gaz parfait. C’est la Loi d’Avogadro – Ampère.

Application 6 :

- Calculer le volume molaire du gaz parfait dans les conditions standard définies par : p = 1,00 bar et θ= 20,0 ° C.

- Volume molaire d’un gaz dans les conditions standard.

-

b)-Relation entre le volume molaire et la quantité de matière.

- Les relations :

- sont valables pour les solides, les liquides et les gaz.

- Il est plus facile de mesurer le volume d’un gaz que sa masse.

- Relation :

(10)

► n : Quantité de matière de l'espèce chimique gazeuse en mol

► V m : Volume molaire de l'espèce chimique considérée en L

► V : Volume de l’espèce chimique gazeuse en L

Application 7 :

- Au cours d’une expérience, on recueille un volume V = 24 mL de dioxyde de carbone.

- On donne le volume molaire dans les conditions de l’expérience : Vm = 22 L / mol - Calculer la quantité de matière n de dioxyde de carbone recueilli.

- quantité de matière n de dioxyde de carbone recueilli.

-

Chim. N°

01

Grandeurs physiques et quantités de matière : Exercices.

Correction.

Exercice 3 page 22 Exercice 2 page 38

Exercice 7 page 23 Exercice 8 page 39

Exercice 8 page 23 Exercice 12 page 39

Exercice 21 page 41 Pour aller plus loin :

Mots clés :

la mesure en chimie ; quantité de matière d'un solide ; quantité de matière d'un liquide

; quantité de matière d'un gaz ; densité ; masse volumique ; titre massique ; concentration molaire volumique ; masse molaire ; soluté ; solvant ; ...

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I -Exercice 3 page 22 .

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Utiliser le résultat de mesures Ionogramme plasmatique

Mesures Valeurs limites

Sodium 3,24 g / L (3,10 ; 3,34)

Potassium 0,12 g / L (0,14 ; 0,22)

1. En examinant les résultats de son analyse de sang, préciser si les teneurs en ions sodium

et potassium de ce patient sont suffisantes.

2. Pour compenser le déficit observé, le médecin prescrit un médicament. Sur la notice on

peut lire : chlorure de potassium 600 mg par comprimé soit 314 mg de potassium.

Le patient peut également manger des aliments riches en potassium tel que la banane : 100 g de banane contiennent 385 mg de potassium.

Quelle masse de banane doit-il consommer pour absorber l'équivalent d'un comprimé ? On suppose que tout le potassium présent dans la banane est assimilé par l'organisme.

Correction :

1. Pour les analyses, on donne le titre massique en ion sodium et en ion potassium. La teneur en ions sodium est correcte.

Elle se situe dans l'intervalle toléré :

t (Na ⁺ ) = 3,34 g / L, en conséquence : 3,10 g / L < t ( Na ⁺ ) < 3,34g / L.

La teneur en ion potassium est insuffisante. La teneur est inférieure à la valeur limite inférieure :

t (K ⁺ ) = 0,12 g / L dans le cas présent t ( K ⁺ ) < 0,12 g / L < 0,22 g / L

2. Masse de banane à consommer :

Tableau

Masse de

banane 100 g m

Teneur en

potassium 385 mg 314 mg

Unité :

II -Exercice 7 page 23

Dureté de l’eau :

La dureté d’une eau est donnée par sa concentration totale C en ions

calciumCa ²⁺ et

magnésium Mg ²⁺ exprimée en mmol / L.

Cette dureté se définit également par le degré hydrométrique français exprimé en

° TH, tel que

1 ° TH = 10 C

Grâce à des bandelettes tests, on mesure la valeur de la dureté de l’eau d’Évian. On constate qu’elle est comprise entre 2,5 et 3,0 mmol / L.

L’eau Minérale Naturelle d’Évian, SOURCE CACHAT, est embouteillée dans le canton d’EVIAN.

S.A.EVIAN BP 87.74503

Sa minéralisation constante et équilibrée présente les caractéristiques suivantes (en mg / L)

Calcium Magnésium Sodium Potassium

78 24 5 1

Bicarbonates Sulfates Chlorures Nitrates

357 10 4,5 3,8 Silice 13,5

Résidu sec à 180 ° C : 309 ml / L – pH = 7,2

1. Lire, sur l’étiquette de la bouteille, les valeurs des concentrations massiques t (Ca²⁺)

et t (Mg²⁺). Calculer la concentration totale C. Le résultat du calcul est-il en accord avec la mesure ?

2. Calculer le degré hydrométrique de l’eau.

Correction :

1. Titres massiques en ions calcium et en ions magnésium : t (Ca²⁺) = 78 mg / L et t (Mg²⁺) = 24 mg / L

Concentration en ions calcium : Il faut utiliser la relation liant le titre massique tm d'une solution à sa concentration volumique C :

Masse molaire du calcium :

M (Ca ²⁺) » M (Ca) = 40,1 g / mol Concentration en ions magnésium :

Masse molaire du magnésium : M (Mg ²⁺) » M (Mg) = 24,3 g / mol

Concentration totale :

C = [ Ca ²⁺ ] + [ Mg ²⁺ ] » 2,9 mmol / L

Le résultat est en accord avec la mesure : 2,5 mmol/L £ C £ 3,0 mmol/L

2. Degré hydrotimétrique de l'eau : 29 °

10 C » 29 mmol / L

III -Exercice 8 page 23.

Pollution de l’air :

La pollution de l’air est due à la présence dans l’atmosphère, en faible quantité, de particules solides en suspension et de gaz tels que CO2, NO2, SO2, NO, O3. Ces différents polluants, responsables des pluies acides, de l’effet de serre, des smogs photochimiques, ont des effets néfastes sur la santé.

1. Rechercher le nom des gaz cités dans le texte. Comment expliquer leur présence dans l’air ? 2. Qu’appelle-t-on pluies acides et effet de serre ? Quelle est l’origine du mot smog ?

3. Lors d’une analyse de l’air, on obtient les teneurs suivantes enμg / m³

NO2 : 60 ; SO2 : 110 ; O3 : 50

- Exprimer ces valeurs en parties par million : p.p.m.

- Par définition : le nombre de p.p.m représente ici la valeur en mg de la masse de

substance contenue dans un million de mg de produit.

- Donnée : 1 m³ d’air a une masse de 1,3 kg

On peut faire une recherche sur internet avec les mots clés ; pluies acides, effet de serre,...

Correction : 1. Nom des gaz cités :

CO2 : dioxyde de carbone

Sa présence est due aux combustions des hydrocarbures, des composés organiques issus du pétrole, du bois....

NO2 : dioxyde d'azote

Lorsque l'on fait brûler une substance contenant des atomes d'azote (N) dans du

dioxygène (O2), on obtient un produit de combustion qui contient des atomes d'azote (N) et d'oxygène (O) qu'on appelle le dioxyde d'azote (NO2).

SO2 : dioxyde de soufre

Rechercher

Près de 69 % des émissions SO2 en 2000 provenaient des fonderies et des usines fournissant l’énergie nécessaire aux services publics, notamment les centrales

électriques. Parmi les autres sources de SO2, on compte les complexes métallurgiques, les raffineries de pétrole et les usines de pâtes et papiers. À celles-ci, il faut ajouter quelques sources de moindre importance liées au chauffage de logements et de bâtiments commerciaux et industriels.

NO : monoxyde d'azote

Le monoxyde d'azote (NO) et le dioxyde d'azote (NO2) sont émis lors des phénomènes de combustion. Le dioxyde d'azote est un polluant secondaire issu de l'oxydation du NO.

Les sources principales sont les véhicules (près de 60%) et les installations de combustion (centrales thermiques, chauffages...).

O3 : trioxygène (ozone)

Les oxydes d'azote NO et NO2 résultent de la combinaison de l'oxygène et de l'azote, éléments très répandus dans la troposphère ; les réactions qui conduisent à ces oxydes d'azote sont d'origine naturelle (orages, incendies de forêts...) ou induites par les activités humaines (combustion des hydrocarbures, pour le transport ou le chauffage...) La photodissociation du dioxyde d'azote à des longueurs d'onde comprises entre 280 et 430 nm constitue une source possible d'ozone :

NO2 ® NO + O

(en présence de rayonnement solaire de courte longueur d'onde), puis O + O2 ® O3

(en présence d'autres oxydants, sinon, NO2 se reforme : NO + O3 ® NO2 + O2)

2. Pluies acides, effet de serre et smog.

Pluies acides :

Les deux principaux polluants acides des pluies sont l'acide nitrique HNO3 et l'acide sulfurique H2SO4, or les rejets directs de ces deux substances dans l'atmosphère sont très faibles et ne peuvent en aucun cas justifier les ordres de grandeur des acidités citées ci- dessus.

Les précurseurs de l'acide nitrique sont le monoxyde et le dioxyde d'azote qui se forment, à haute température, à partir du dioxygène et du diazote atmosphériques, en particulier dans les moteurs de nos véhicules et dans certains réacteurs industriels.

Certaines industries utilisent un combustible riche en soufre et produisent donc une grande quantité de dioxyde de soufre qui se transforme en acide sulfurique.

Dans les deux cas, c'est un enchainement de réactions radicalaires initiées par le rayonnement solaire qui conduit du précurseur au polluant final.

Effet de serre :

L'effet de serre est, à l'origine, un phénomène naturel. Il permet à la température de la basse atmosphère de se maintenir autour de 15ºC en moyenne et conditionne le foisonnement de différentes formes de vie sur la Terre.

Sans lui, la température moyenne de la surface de la Terre avoisinerait -18ºC interdisant toute forme de vie.

Le phénomène d'effet de serre est lié à la présence dans l'atmosphère de certains gaz qui piègent le rayonnement émis par la Terre (infrarouge).

Une partie de ce rayonnement est réémise en direction du sol, contribuant ainsi au réchauffement des basses couches de l'atmosphère.

Le diazote et le dioxygène sont quasiment transparents au rayonnement infrarouge. Ils ne sont pas impliqués dans l'effet de serre.

La vapeur d'eau, le dioxyde de carbone, le méthane, les chlorofluorocarbures (CFC), l'ozone…, contribuent directement à l'effet de serre.

L'influence de ces gaz est variable selon leur concentration dans l'atmosphère et leur structure moléculaire.

Origine du mot smog : contraction de smoke et fog

3. Valeurs en ppm.

NO2 SO2 O3

Teneur en μg / m³

60 110 50

Définition :

Le nombre de p.p.m représente la valeur en mg de la masse de substance contenue dans un million de mg du produit.

IV - Exercice 2 page 38.

Déterminer un volume, une masse ou une quantité de matière : Recopier et compléter le tableau suivant :

Liquide Acide éthanoïque Benzaldéhyde Alcool benzylique

C2H4O2 C7H6O C7H8O

Masse molaire M (g / mol) Masse volumique

μ (g / mL)

1,05 1,05 1,04

Volume V (mL) 12

Masse m (g) 15,0

Quantité de matière

n (mol) 0,100

Correction : (bleue)

Liquide Acide éthanoïque Benzaldéhyde Alcool benzylique

C2H4O2 C7H6O C7H8O

Masse molaire M

(g / mol) 60 106 108

Masse volumique μ

(g / mL)

1,05 1,05 1,04

Volume

V (mL) 5,71 12 14,4

Masse

m (g) 6,00 12,6 15,0

Quantité de matière

n (mol)

0,100 0,12 0,139

V -Exercice 8 page 39.

Déterminer des concentrations molaires.

Une boisson énergétique pour les sportifs, particulièrement adaptée aux efforts d’endurance, est obtenue en dissolvant 790 g de poudre dans de l’eau pour obtenir 5,0 L de solution.

Sur l’étiquette on lit : 100 g de poudre contiennent, entre autres, 47,5 mg de vitamine C et 0,95 mg de vitamine B1.

1. Calculer les masses molaires moléculaires des vitamines C (C6H8O6) et B 1 (C12H17ON4SCl).

2. Déterminer les quantités de matière de vitamines C et B1 présentes dans 100 g puis dans 790 g de poudre.

3. Déterminer les concentrations molaires de ces vitamines dans la boisson préparée.

4. Au cours d’une compétition, un athlète boit 2,4 L de cette boisson. Calculer les masses de vitamines C et B1 absorbées.

Correction : 1. Masses molaires :

Masse molaire de la vitamine C :

M (C) = M (C6H8O6) = 6 M (C) + 8 M (H) + 6 M (O) M (C) = M (C6H8O6) = 176 g / mol

Masse molaire de la vitamine B1 :

M (B1) = M (C12H17ON4SCl) = 12 M (C) + 17 M (H) + M (O) + 4 M (N) + M (S) + M (Cl) M (B1) = M (C12H17ON4SCl) = 300,6 g / mol

2. Quantités de matière :

Dans 100 g de poudre

Quantité de matière de vitamine C

Quantité de matière de vitamine B1

Dans 790 g de poudre

Quantité de matière de vitamine C n (C) =7,9 x 2,70 x 10^-1

n (C) » 2,13 mmol

Quantité de matière de vitamine B1

n (B1) =7,9 x 3,2 x 10^-3 n (B1) » 0,025 mmol

VI - Exercice 12 page 39.

Solution d’éthanol

Une Solution aqueuse S1 d’éthanol à 95 % en volume contient 95 mL d’éthanol de formule C2 H6 O dans un volume de 100 mL de solution. La densité de l’éthanol pur est d = 0,79. Le pictogramme ci-contre figure sur le flacon.

1. Calculer la masse d’éthanol dans 100 mL de solution S1.

2. Quelle est la concentration molaire C1 de l’éthanol dans cette solution.

3. On souhaite préparer, à partir de cette solution, un volume V2 = 100,0 mL de solution S2 à 70 % a)- Calculer le volume V1 solution S1 à prélever.

b)- Décrire le mode opératoire de cette préparation en précisant les règles de sécurité à suivre.

Donnée : masse volumique de l’eau : μ0 = 1000 g / L

Correction : 1. Masse m1 d'éthanol contenu dans 100 mL de solution S1.

Attention, il faut exprimer le volume en litre L : m 1= μ.V = d . μ 0. V

m 1= 0,79 x 1000 x 95 x 10^-3

m 1= 75 g

2. Concentration molaire C1 en d'éthanol de la solution S1.

3. Préparation de la solution S2.

Une solution à 70 % d'éthanol, contient 70 mL d'éthanol pour 100 mL de solution.

a. Volume V1 de la solution S1 prélevé.

On effectue une dilution.

Le mieux dans un premier temps est de calculer la valeur de la concentration C2 de la solution S2

Au cours de la dilution, il y a conservation de la quantité de matière de soluté.

b. Mode opératoire :

Solutions Matériel

Solution S1

eau distillée

Bécher de 200 mL

Éprouvette graduée de 100 mL Fiole jaugée de 100 mL

VII - Exercice 21 page 41.

Déboucher des canalisations. (5 pts)

Les liquides utilisés pour déboucher les canalisations, sont des solutions concentrées d’hydroxyde de sodium ou soude. Ce sont des liquides très corrosifs. Pour éviter les accidents domestiques dus à la confusion de ces liquides avec des boissons, on y ajoute de l’ammoniac, NH3, d’odeur très désagréable.

Le fabricant d’un tel liquide indique : - La densité par rapport à l’eau : d = 1,2

- Le pourcentage massique de soude : P = 20 % - La concentration en ammoniac C’ = 8,5 mmol / L.

1. Donner la définition de la densité d’un solide ou d’un liquide par rapport à l’eau. (0,25 pt) 2. Calculer la masse volumique du liquide déboucheur de canalisation. (0,25 pt)

3. Établir la relation entre le titre massique de la soude et la masse volumique de la solution. (1 pt) 4. Déterminer la concentration molaire C de la soude apportée dans cette solution. (1 pt)

5. Quel est le volume de gaz ammoniac dissous dans 100 mL de solution, dans les conditions où le volume molaire vaut 24,0

L / mol.

6. Cette solution est diluée 50 fois.

a)- Décrire le mode opératoire permettant d’obtenir 250 mL de solution diluée. (1 pt)

b)- Quelles sont les concentrations molaires de la soude et de l’ammoniac dans la solution diluée ? (0,5 pt) Données : masses molaires atomiques en g / mol

Na : 23,0 ; O : 16,00 ; H : 1,00 Masse volumique de l’eau : μ0 = 1,00 g / mL

Correction :

1. Densité d'un liquide ou d'un solide par rapport à l'eau :

- La densité d’un liquide par rapport à l’eau est égale au rapport entre la masse d’un volume V du liquide et la masse d’un même volume d’eau.

-

- Relation : on écrit :

(3  La densité est un nombre qui s’exprime sans unité.

2. Masse volumique du liquide déboucheur :

3. Relation entre le titre massique et la masse volumique de la solution :

Le soluté est l'hydroxyde de sodium qui est un solide ionique blanc.

On note m' la masse d'un volume V de solution La masse m d'hydroxyde de sodium présent dans ce

volume V est :

4. Concentration molaire de la soude apportée dans cette solution :

On note m' la masse d'un volume V de solution de soude.

La masse d'hydroxyde de sodium présente dans ce volume V de solution

La quantité de matière correspondante est donnée par la relation suivante :

On en déduit l'expression de la concentration en hydroxyde de sodium de la solution :

Étude de l'expression :

Le pourcentage massique P est un nombre qui n'a pas d'unité de même que la densité d de la solution.

La masse molaire M (NaOH) s'exprime en g/ mol.

Pour obtenir la concentration C en mol / L, il faut exprimer la masse volumique de l'eau en g / L.

On obtient l'expression suivante :

Application numérique :

5. Volume d'ammoniac dissout dans V = 100 mL de solution :

6. Dilution :

a. Mode opératoire : Calcul préliminaire :

Au cours de la dilution, il y a conservation de la quantité de matière de soluté :

Solutions Matériel

Solution Mère Eau distillée

Bécher de 100 mL

pipette jaugée de 5 mL munie de sa propipette

Fiole jaugée de 250 mL

b. Concentration de la solution diluée

Concentration de la solution diluée de soude :

Concentration de la solution diluée en ammoniac :