corrigé

Quantité de matière
Exercice 1
Quantité de Fer
1. La quantité de matière n(Fe) correspondant à une masse m=111,6g de fer est donnée par:
n (Fe) = m / M (Fe) = 11,6 / 55,8
=>
n(Fe) = 2,00 mol
2. Soit n le nombre d'atomes contenus dans 111,6g de fer?
Dans 1 mole de fer il y a N=6,02.1023 atomes de fer (nombre d'Avogadro).
Dans n(Fe) moles de fer il y a n = n(Fe) x N atomes.
n = n(Fe) x N =>
n = 2,00 x 6,02.102
=>
n = 1,20.1024 atomes
Exercice 2
Masse d'aluminium
1. Soit m la masse de 1,25 mol d'aluminium.
m = n(Al).M(Al) => m = 1,25.27,0
=>
23
2. Dans 1 mole de d'aluminium, il y a N = 6,02.10
Soit mat la masse d'un atome d'aluminium.
mat = M(Al) / N
m = 33,8 g.
atomes de d'aluminium (nombre d'Avogadro).
=> mat = 27,0 / 6,02.1023 =>
mat = 4,49.10-23 g
Exercice 3
1. La masse molaire de l'eau est:
M(H2O) = 2.M(H) + M(O) => M(H2O) = 2x1,0 + 16,0 => M(H2O) = 18 g.mol-1
2. La quantité de matière contenue dans 3,60g d'eau est donnée par la relation:
n (H2O) = m(H2O) / M (H2O)
=> n (H2O) = 3,60 / 18 =>
n(H2O) = 0,20 mol
3. La quantité de matière contenue dans 1,00kg d'eau est donnée par la relation:
n (H2O) = m(H2O) / M (H2O) => n (H2O) = 1,00.103/ 18 => n(H2O) = 55,6 mol
-2
4. Soit m (H20) la masse de 5,00.10 mol d'eau.
m(H20) = n(H20).M(H20) => m(H20) = 5,00.10-2.18 => m(H20) = 0,90 g
Exercice 4
Produit inconnu:
1. La masse m du composé et sa masse molaire M sont liées par la relation m=n.M où n
représente la quantité de matière. La masse molaire du composé sera donc:
M=m/n
=> M = 37,40 / 0,85
=>
M = 44 g.mol-1.
2. La masse molaire du dioxyde de carbone est:
M(CO2) = M(C) + 2.M(O)
=> M(CO2) = 12 + 2.16
=> M(CO2) = 44 g.mol-1
Bien que ceci ne constitue pas une preuve, le composé peut être du dioxyde de carbone car il a
la même masse molaire que le dioxyde de carbone.
Exercice 5
Dioxygène dans le CNTP
1. Volume occupé par 0,80 mol de dioxygène dans les CNTP:
Dans les conditions normales de températures et de pression, une mole de gaz parfait occupe
une volume Vo=22,4L et n moles de gaz parfait occupent un volume V=n.Vo. Si l'on considère le
dioxygène comme un gaz parfait, on peut écrire:
V(O2) = n(O2).Vo =>
V(O2) = 0,80.22,4
=>
V(O2) = 18 L
2. Volume occupé par 7,80g de dioxygène dans les CNTP:
Soit n(O2) la quantité de matière contenue dans 7,80g de dioxygène.
n (O2) = m(O2) / M(O2)
=> n (O2) = 7,80 / 2x16
=> n(O2) = 0,244 mol
Le volume occupé par les 7,80 g de dioxygène est donc:
V(O2) = n(O2).Vo
=> V(O2) = 0,244.22,4
=> V(O2) = 5,47 L
3. Quelle est la quantité de matière contenue dans 15,0L de dioxygène?
Il suffit ici encore d'utiliser la relation:
n (O2) = V(O2) / Vo
=> n (O2) = 15,0 / 22,4 =>
n(O2) = 0,670 mol
4. Soit n(O2) la quantité de matière contenue dans 22,0L de dioxygène.
n(O2) = V(O2) / Vo
=> n (O2) = 22,0 / 22,4 =>
n(O2) = 0,982 mol
La masse de 22L de dioxygène est donc:
m(O2) = n(O2).M(O2)
=> m (O2) = = 0,982.(2x16) => m(O2) = 31,4 g
Exercice 6
3
La quantité de matière contenue dans un 10m de dioxygène est:
n (O2) = V(O2) / Vo
=> n (O2) = 10,0.103 / 24 =>
n(O2) = 417 mol
Exercice 7
1. Les données contiennent 5 chiffres significatifs. Pour une meilleure précision, nous utiliserons le
23
-1
nombre d'Avogadro avec 5 chiffres significatifs soit NA=6,0221.10 mol .
Soit nat le nombre d'atomes de chlore contenus dans 50 mol de chlore naturel.
na1 = NA.n
=
6,0221.1023.50
= 3,0111.1025 atomes
Le nombre d'atomes de chlore 35 (noté nat35) que contient cet échantillon est:
nat35 = nat.75,77/100 = 3,0111.1025.0,7577 = 2,2815.1025atomes
2. Le nombre d'atomes de chlore 37 (noté nat37) que contient cet échantillon est:
nat37 = nat.24,23/100 = 3,0111.1025.0,2423 = 7,2958.1024atomes
3. Soit mat35 la masse d'un atome de chlore 35.
mat35 = M1 / NA => mat35 = 34,969 / 6,0221.1023 => mat35 = 5,8068.10-23 g
Soit mat37 la masse d'un atome de chlore 37.
mat37 = M2 / NA => mat35 = 36,966/ 6,0221.1023 => mat37 = 6,1384.10-23 g
La masse de 50 moles de chlore naturel est donc:
m = nat35 . mat35 + nat37 . mat37
m = 2,2815.1025.5,8068.10-23 + 7,2958.1024.6,1384.10-23
m = 1772,7g
4. La masse molaire atomique M de l'élément chlore est alors:
M = m / 50
=>
M = 1772,7 / 50 => M = 35.5g.mol-1
La masse molaire atomique d'un élément est la masse d'une mole d'atomes de cet élément, les
proportions des différents isotopes étant celles que l'on rencontre dans la nature.
La valeur trouvée précédemment correspond à la valeur indiquée dans le tableau périodique.
Exercice 8
1. La masse molaire de l'éthanol est:
M(C2H5OH) = 2.M(C) + 6.M(H) + M(O) => M(C2H5OH) = 2.12,0 + 6.1,0 + 16,0
=> M(C2H5OH) = 46,0g.mol-1
Soit m(C2H5OH) la masse de 1,20 mol d'éthanol pur, on a:
n (C2H5OH) = m(C2H5OH) / M(C2H5OH) => m(C2H5OH) = n(C2H5OH).M(C2H5OH)
=> m(C2H5OH) = 1,20.46,0
=> m(C2H5OH) = 55,2g
Soit V le volume occupé par le liquide.
m (C2H5OH) = .V => V = m(C2H5OH) /
=> V = 55,2 / 0,79 => V = 70cm3
3
2. Soit m(C2H5OH) la masse de 6,0 cm d'éthanol
m(C2H5OH) = .V => m(C2H5OH) = 0,79.6,0
=> m(C2H5OH) = 4,7g
3
En notant n(C2H5OH) la quantité de matière contenue dans les 6,0 cm d'éthanol:
n (C2H5OH) = m(C2H5OH) / M(C2H5OH) => n(C2H5OH) = 4,7 / 46,0
=>
n(C2H5OH) = 1,0.10-1mol