Remédiation obligatoire de Chimie générale 1ère année d
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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. • • • • • 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 • • • • • 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