Remédiation obligatoire de Chimie générale 1ère année d

Remédiation obligatoire de Chimie générale
1ère année d’études de Bachelier en Sciences
TRAVAIL 1 : CORRECTION
Question 1 : Concentration molaire et dilution des solutions
1) On prépare une solution aqueuse en dissolvant 0,03 g de Ca(OH)2 dans 250 mL d’eau.
(On néglige la variation de volume lors de la dissolution).
a) Recherchez cinq manières différentes d’exprimer la quantité de soluté par rapport
à la quantité de solvant au sein d’une solution. Pour chacune de ces manières,
donnez le nom de la grandeur, la formule qui permet de la calculer et les unités
dans lesquelles elle s’exprime.
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Concentration molaire
Concentration massique
Molalité
Fraction molaire
Pourcentage en masse
C = n de soluté/V de solution
mol/L
γ = m de soluté/V de solution
g/L
m = n de soluté/m de solvant
mol/kg
X = n du constituant/ n total
/
% = (m du soluté / m de la solution) x 100 %
b) Calculez ces différentes grandeurs pour la solution donnée en 1).
n Ca(OH)2 = 0,03/ 74 = 0,0004 mol
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C = 0,0004 / 0,250 = 1,6.10-3 M
γ = 0,03 / 0,250 = 0,12 g/L
m = 0,0004 / 0,250 = 1,6.10-3 mol/kg
X = 0,0004 / (0,0004 + 250/18) = 2,88.10-5
% = (0,03/250,03) x 100 = 0,012 %
c) Pourquoi précise-t-on que la variation de volume lors de la dissolution est
négligée ?
Car on peut alors considérer pour le calcul des concentrations (molaire et massique) que
le volume de solution = volume de solvant.
2) On désire ensuite diluer la solution obtenue en 1) en prélevant 20 mL de cette solution et
en y ajoutant 180 mL d’eau.
a) Quelle est la formule à utiliser pour effectuer des calculs de dilution ? Définissez
chacune des grandeurs intervenant dans cette relation.
C1V1 = C2V2
C1 = concentration molaire de la solution mère càd la solution concentrée
V1 = volume de solution mère à prélever
C2 = concentration de la solution finale ou diluée
V2 = volume de la solution finale
b) Justifiez l’utilisation de cette formule pour les calculs de dilution.
Au cours d’une dilution, le nombre de moles de soluté ne varie pas : n1 = n2
c)
Calculez à l’aide de cette formule la concentration de la solution diluée.
C2 = (1,6.10-3 x 20) / (20 + 180) = 1,6. 10-4 M
d) Quelle quantité de la solution obtenue en 1) aurait-on dû prélever pour obtenir
100 mL de solution 4,8.10-5 M ? Justifiez votre réponse par calcul.
V1 = (4,8.10-5 x 100) / 1,6.10-3 = 3 mL
Question 2 : Stoechiométrie des réactions et loi des gaz parfaits
Le chlore peut être obtenu en petites quantités au laboratoire selon la réaction :
MnO2 (s) + HCl (aq) → MnCl2 (aq) + Cl2 (g) + H20 (l)
On fait réagir 100 g de dioxyde de manganèse à 30°C et 1 atm avec 400 mL d’acide
chlorhydrique 11,5 M.
a) MnO2 (s) + 4 HCl (aq) → MnCl2 (aq) + Cl2 (g) + 2 H20 (l)
b) Il ne s’agit pas d’une réaction de métathèse, car elle n’implique pas de double
déplacement d’ions. (Il s’agit d’une réaction d’oxydo-réduction, car il y a une
variation des nombres d’oxydation).
c) n MnO2 = m / M = 100/ (55+2 x 16) = 100/87 = 1,15 mol
n HCl = C x V = 11,5 x 0,4 = 4,6 mol
MnO2 (s) +
4 HCl (aq) →
MnCl2 (aq) + …Cl2 (g) + … H20 (l)
Nombre
de
moles initial
(avant
1,15
4,6
0
réaction)
Nombre
de 1.15 – 1.15
4,6 – (4 x 1,15)
moles final
(après
=0
=0
1,15
réaction)
d) Calculez alors la masse et le volume d’eau obtenu.
m = 2,3 x 18 = 41,4 g
V = 41,4 mL
0
0
1,15
2x1,15=2,3
e) Calculez le volume de chlore obtenu en utilisant la loi des gaz parfaits
V = n R T / P = 1,15 x 0,082 x (273,15 + 30) / 1 = 28,59 L
f) Calculez la concentration molaire de la solution de chlorure de manganèse
obtenue.
C = n/V = 1,15 / 0,4 = 2,875 M
Question 3 : Titrages acide-base
Une solution 0,5 M en acide sulfurique est utilisée pour étalonner une solution de soude de
concentration inconnue. 15,5 mL de la solution d’acide sont nécessaires au titrage de 20 mL
de soude.
a) Précisez en quelques mots l’objectif d’un titrage.
Déterminer la concentration d’une substance en solution.
b) Dans cet énoncé, que signifie « étalonner » ?
Déterminer la concentration de la solution de soude, qui servira de solution titrante pour
d’autres titrages.
c) Ecrivez les équations de dissociation ionique de l’acide sulfurique et de la soude.
H2SO4 → 2H+ + SO42NaOH → Na+ + OHd) Ecrivez l’équation de la réaction de neutralisation sur laquelle ce titrage est basé.
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H20
e) Qu’est-ce que le point équivalent d’un titrage ? Par quelle relation mathématique
particulière est-il caractérisé pour la réaction de neutralisation étudiée ici?
Le point équivalent correspond à l’ajout d’un nombre de moles de base en quantité
stoechiométrique par rapport au nombre de moles d’acide.
na = nb/2 donc 2 CaVa = CbVb
f) A partir de cette relation, calculez la concentration de la solution de soude.
Cb = (2 x 0,5 x 15,5) / 20 = 0,775 M
Question 4 : Propriétés colligatives
On prépare une solution en dissolvant 5,25 g de nitrate de fer (III) dans 250 g d’eau.
a) Calculez la molalité de cette solution.
n = 5,25 / (56 + 3 x ( 14 + 3 x 16))= 5,25 / 242 = 0,022 mol
m = 0,022 / 0,250 = 0,087 mol/kg
b) Ecrivez l’équation de la réaction de dissociation du soluté dans l’eau et calculez la
molalité colligative de la solution Cmc.
Fe(NO3)3 → Fe3+ + 3 NO3i=4
Cmc = 4 x m = 4 x 0,087 = 0,347 mol/kg
c) Comparez les valeurs de la molalité colligative Cmc et de la molarité colligative CMc.
Justifiez le résultat obtenu.
CMc = Cmc car masse volumique de l’eau = 1 kg/L
d) Recherchez dans votre formulaire la valeur de la constante ébullioscopique de l’eau et
calculez la température d’ébullition de cette solution.
Kéb (eau) = 0,512 K.kg.mol-1
∆Téb = Kéb x Cmc = 0,512 x 0,347 = 0,18 K ou 0,18°C
Téb = 100 + 0,18 = 100,18 °C
e) La pression osmotique de cette solution a été mesurée à 25°C, on obtient une valeur de
8,5 atm. Vérifiez la valeur obtenue par calcul.
П = i C R T = 4 0,087 0,082 (273,15 + 25) = 8,5 atm