TP 1 : Préparer une solution aqueuse (Chapitre 1) – 1G4 – 09/09/2020
nsoluté : nombre de moles de soluté (mol), msoluté : masse de soluté (g), Vsolution : volume de solution (L)
I – Travail préliminaire
a) La « vraie » masse de l’atome de carbone-12, la mole et l’équation d’Einstein E=mc2 1. En utilisant la formule la plus simple vue en cours m(atome) ≈ A∙mnucléon, déterminer la
masse d’un atome de carbone-12 (Z=6, A=12).
2. En prenant la masse trouvée précédemment, calculer le nombre d’atomes de
carbone-12 présents dans 12,0 g de carbone-12 et arrondir à 3 chiffres significatifs en utilisant les puissances de dix.
3. Exprimer ce résultat en milliards de milliards d’atomes (sachant que un milliard = 1000000000 = 109).
4. La définition officielle de la mole est la suivante : « Quantité de matière contenant un nombre de molécules, atomes ou ions (entités) égal au nombre d'atomes contenus dans 12 g de l'isotope de carbone 12C ». Dire si le nombre d’entités dans un
« paquet » correspondant à une mole de ces entités est variable ou constant.
5. On donne la constante d’Avogadro NA = 6,02∙1023 entités∙mol-1. Exprimer la constante d’Avogadro en milliards de milliards et dites à quoi elle peut bien correspondre (en comparant avec notre calcul précédent).
6. En déduire la « vraie » masse de l’atome de carbone-12.
7. La « vraie » masse du carbone-12 est-elle plus grande ou plus petite que celle calculée avec notre formule m(atome) ≈ A∙mnucléon ? Autrement dit, la masse de A nucléons attachés ensemble pour former un noyau est-elle égale, plus grande ou plus petite que la masse de A nucléons séparés les uns des autres ?
8. Calculer la différence entre la masse des nucléons séparés et la masse du noyau pour le carbone-12 notée ∆m (delta m), ∆m = m(nucléons séparés) – m(noyau formé).
9. Cette différence de masse permet de trouver l’énergie de liaison du noyau, grâce à l’équation d’Einstein : Eliaison = ∆m∙c2, avec c, la célérité de la lumière dans le vide (la plus grande vitesse qui existe, indépassable et inatteignable par un objet matériel ayant une masse non nulle au repos, égale à 300 000 km/s). L’énergie est en joules si la masse est en kilogrammes et si la vitesse est en mètres par seconde. Calculer cette énergie de liaison Eliaison en joules (J).
10.À l’échelle microscopique, le joule (J), qui est l’unité internationale de l’énergie est mal adapté et les physiciens préfèrent utiliser l’électronvolt (eV) défini comme étant
l'énergie cinétique acquise par un électron accéléré depuis le repos par une différence de potentiel d'un volt, soit 1 eV = (1 e) × (1 V), où e désigne la valeur absolue de la charge électrique de l'électron (ou charge élémentaire). Un électronvolt est égal à : 1 eV = 1,60 × 10−19 J. Un mégaélectronvolt (MeV) vaut un million (106) d’électronvolts. Exprimer l’énergie de liaison du noyau du carbone-12 en MeV.
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11. Calculer l’énergie moyenne de liaison en MeV par nucléon (Eliaison/A) dans le cas du carbone-12 et comparer le résultat obtenu avec la courbe ci-dessous appelée courbe d’Aston. On remarquera que plus l’énergie moyenne de liaison par nucléon est grande, plus le noyau formé est stable. Quel est le noyau le plus stable dans l’Univers ? Quelles en sont les conséquences ?
b) La masse molaire du sulfate cuivre pentahydraté
12.Le sulfate de cuivre pentahydraté a comme formule CuSO4, 5H2O. C’est un composé chimique en partie ionique et en partie moléculaire. On y trouve du cuivre sous forme d’ion Cu2+, qui est un cation monoatomique, l’ion sulfate SO42- qui est un anion
polyatomique et des molécules d’eau H2O. Rappeler ce qu’est un cation, un anion, une molécule.
13.Calculer la masse molaire en grammes par mole (g∙mol-1) du sulfate de cuivre pentahydraté notée M(CuSO4,5H2O), sachant que la masse molaire est la masse d’une mole de composé et qu’elle se calcule en faisant la somme de toutes les
masses molaires atomiques de tous les atomes qui constituent le composé chimique : M(CuSO4,5H2O) = M(Cu) + M(S) + 4∙M(O) + 5∙M(H2O) et M(H2O) = 2∙M(H) + M(O) Les masses molaires atomiques se trouvent dans le tableau périodique des éléments que je vous ai distribué. À l’aide de votre tableau, calculer la masse molaire du sulfate de cuivre pentahydraté et allez voir si ça correspond à ce qui est écrit sur l’étiquette du récipient qui le contient. Que remarquez-vous ? Expliquer.
14.Calculer la masse molaire de l’eau et en déduire le nombre de moles d’eau dans 1L d’eau sachant qu’un litre d’eau a une masse de 1kg. Evaluer le nombre de molécules d’eau dans un litre d’eau avec 3 chiffres significatifs et exprimez-le en français en milliards de milliards.
c) La concentration en mole d’une solution aqueuse de sulfate cuivre pentahydraté On obtient une solution par dissolution d’un soluté, ici, le sulfate de cuivre pentahydraté dans un solvant, ici l’eau (solution aqueuse). Lorsqu’on mélange, les cristaux disparaissent et la solution devient limpide et bleue. Elle sera d’autant plus bleue foncée que la concentration
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de la solution sera grande. On pourra mesurer l’absorbance A de la solution à l’aide d’un spectrophotomètre et plus l’absorbance A sera grande, plus la solution sera concentrée (A est sans unité) car elle est plus foncée et absorbe plus la lumière.
On définit la concentration en moles d’une solution de la manière suivante : c= nsoluté Vsolution Il existe aussi la concentration en masse, définie de la manière suivante : cm= msoluté
Vsolution Il existe une relation entre nsoluté et msoluté qui est msoluté = nsoluté∙Msoluté. [g] = [mol∙g∙mol-1]
C’est bien le volume de la solution qui compte (eau bleue) et pas le volume du solvant (eau).
15.Trouver une relation mathématique littérale (uniquement avec les lettres) entre la concentration en masse et la concentration en mole (entre cm et c).
16.Si on prépare une solution aqueuse à 0,1 mole de soluté par litre, comparer le
nombre de moles de soluté et le nombre de moles de solvant (vous pouvez chercher combien il y a de moles d’eau pour une mole de soluté, ce qui donne aussi le nombre de molécules d’eau pour une « molécule » de soluté). Dire ce qui différencie
fondamentalement le solvant du soluté dans une solution.
II - Comment préparer une solution ?
Les différentes étapes pour réaliser une dissolution :
III - Préparation d'une solution décimolaire de sulfate de cuivre pentahydraté
17.Quelle masse de de sulfate de cuivre peser pour préparer 0,1 L d’une solution décimolaire (c
= 0,1 mol.L-1) de sulfate de cuivre pentahydraté ? (Appeler le prof avant de peser) 18. Pourquoi utilise-t-on de l'eau distillée pour réaliser la solution ?
19. Pourquoi utilise-t’on une fiole jaugée ?
20. Pourquoi récupère-t-on l'eau de rinçage lors de la préparation ?
21. Si le trait de jauge est dépassé, un prélèvement à la pipette du liquide excédentaire permet-il de rectifier l'erreur et de préparer avec précision la solution demandée ? Justifier.
22. Aller mesurer l’absorbance A de la solution au spectrophotomètre à l’aide de votre cuve transparente (ne pas mettre les doigts sur les côtés polis mais sur lest côtés striés, sinon, les salissures augmentent l’absorbance) pour vérifier la concentration de votre solution.
IV - Calculs
23.Avec la formule c= nsoluté
Vsolution , retrouver la concentration en mole de notre solution aqueuse.
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24. Avec la formule cm= msoluté
Vsolution , retrouver la concentration en masse de notre solution
aqueuse de sulfate de cuivre pentahydraté.
25. Rappeler la relation mathématique entre les deux grandeurs précédentes et vérifier qu’elle est correcte en faisant le calcul (application numérique de la formule littérale trouvée précédemment).
V – Dilution de la solution mère pour obtenir une solution fille 10 fois moins concentrée c’ = c/10
26.Expliquer les volumes de la pipette et de la fiole jaugée pour diluer 10 fois la solution mère à l’aide de la formule (10 est le facteur de dilution f correspondant au rapport de la
concentration de la solution mère et de la concentration de la solution fille, la plus petite des deux) : cmère∙Vmère = cfille∙Vfille que vous expliciterez (vous pouvez faire un dessin).
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