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Quantité
de matière - masse volumique - concentration -
dilution
loi des gaz
parfait
seconde
- première S
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- Un flacon de 1,5 L est rempli de gaz de
dihydrogène dans les conditions normales de
température et de pression.
- Quelle quantité de matière de
dihydrogène contient ce flacon ?
- Quelle masse de dihydrogène contient le flacon
?
-On considère un autre flacon de 2,4 L rempli de
gaz H2, mais à 150°C. Sachant que
le volume molaire dans ces conditions est de 35
L.mol-1, quelle est la quantité de
matière H2?
- Comparer la quantité de matière
H2, presente dans 1,5 L à 0°C et
celle présente dans 2,4 L à 150°C
.Proposer une explication.
- Calculer les quantités de matières
présentes dans les composés dont les
volumes ont les valeurs suivantes ? H= 1 ;C=12,0 ; O=16
g/mol.
-56 mL d'éthanol C2H6O de
densité d=0,78 par rapport à l'eau.
corrigé
Qté de matère d'un gaz (mol)= volume du
gaz (L) / volume molaire (L/mol)
volume
molaire dans les conditions normales de température
et de pression ( 0°C et 1 bar) 22,4 L/mol
n = 1,5 /
22,4 = 6,7
10-2 mol.
masse du dihydrogène (g) = Qté de
matière (mol) * masse molaire (2 g/mol)
m= 6,7 10-2*2= 0,134
g.
même calcul à 150°C : 2,4/35 voisin
6,8
10-2 mol.
Lorsqu'on
augmente la température d'un gaz à pression
constante son volume augmente.
la densité d'un liquide ici l'éthanol est
égale à sa masse volumique
r en
g/cm3
masse de
liquide (g) = masse volumique (g/mL) * volume (mL)
m= 0,78*56 =
43,68 g
masse
molaire éthanol = 12 * 2 + 6 + 16 = 46
g/mol
Qté
de matière (mol) = masse (g) / masse molaire (g/mol)
n= 43,98 /
46 = 0,95
mol.
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- La vitamine C, ou acide
ascorbique C6H8O6, est
souvent prescrite en cas de grippe ou en période
de convalescence. Elle peut se présenter en
sachets contenant, entre autres, une masse
m1=1 g de vitamine C et m2=6,05 g
de saccharose
C12H22O11.
- Déterminer les quantités de
matière de vitamine C et de sacccharose contenues
dans un sachet.
- Le contenu de ces sachets doit être dissous dans
un demi-verre d'eau. En considérant que le volume
de la solution obtenue vaut V=125 mL, déterminer
les concentrations molaires de ces solutés dans la
solution.
- Le sucre ordinaire est
constitué de saccharose, molécule de
formule C12H22O11 et de
masse molaire moléculaire M=342g.mol-1.
Ce composé ne réagit ni avec l'eau, ni avec
les constituants du café. On
ajoute un morceau de sucre de 6g dans un bol de
café. Calculer la concentration du saccharose dans
la boisson obtenue dont le volume est 180 mL.
- L'heptane a pour formule
C7H16. Il est liquide à
20°C et sa masse volumique est égale à
0,69g/mL.
- Quelle est la masse de 1,0 L d'heptane
- Quelle est la masse molaire de l'heptane
- Quel volume faut-il mesurer pour avoir une
quantité de matière de 0,50 mol?
corrigé
utiliser la formule n =m / M
n :
qté de matière (en mol) ; m : masse (en
gramme) ; M:masse molaire (en g /mol)
masse
molaire :
C6H8O6
: 6*12+8+6*16 = 176
g/mol
C12H22O11:
12*12+22+11*16 = 342 g/mol
Qté de
matière :
C6H8O6
: 1/176= 5,68 10-3 mol
C12H22O11:
6,05/342 =1,77 10-2 mol
concentration
(mol/L)= Qté de matière (mol) / volume
solution (L) C=n/V
5,68 10-3 / 0,125
= 4,54 10-2 mol/L
1,77 10-2 /0,125
= 0,141
mol/L
Qté de matière saccharose : 6/342 = 1,75
10-2 mol
concentration du saccharose
dans le café : 1,75 10-2 / 0,180 =
9,74
10-2 mol/L.
masse de 1 L d'heptane : 1000*0,69 = 690 g.
masse
molaire heptane : 7*12+16 = 100g/mol
masse de 0,5
mol : 50 g
volume (mL)
= masse (g) / masse volumique (g/mL) = 50 / 0,69 =
72,4
mL
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- Dans une solution acqueuse, le concentration de
l'acide acétique CH3COOH (principe
actif du vinaigre) est égale à 0.20 mol/L
On suppose que, dans les conditions
considérées, l'acide acétique ne
réagit pas avec l'eau.
-.Avec une pipette graduée, on effectue un
prélèvement de 20.0mL de cette solution que
l'on introduit dans une fiole jaugée de 250 mL.
Calculer la nouvelle valeur de la concentration de
l'acide acétique quand on a rempli le fiole
jaugée jusqu'au trait de jauge avec de l'eau
distillée.
- Même question si on réalise les
mêmes opérations avec une fiole
jaugée de 1.0 L.
- Le méthane CH4 est un gaz tres peu
soluble dans l’eau. On dispose d’un volume de
solution égal à 200mL et où la
concentration du methane est de 5 10-4
mol/L.
- Quelle est la quantité de matière de
méthane dissous dans l’eau ?
- Quelle est la masse de méthane correspondante
?
- Quel volume gazeux occupait le méthane avant sa
dissolution dans l’eau sachant que dans les
conditions de température et de pression de
l’expéerience le volume molaire Vm = 25
L/mol?
corrigé
facteur de dilution = volume fiole jaugée (mL) /
volume pipette (mL) = 250/20 = 12,5
concentration finale = concentration initiale /
facteur de dilution
0,2/12,5 = 0,016
mol/L.
de même : 1000 /20 = 50
puis : 0,2/50 = 0,004
mol/L.
Qté de matière méthane (mol) =
concentration (mol/L) * volume de la solution (L)
5 10-4 *0,2 = 10-4 mol
masse molaire du méthane CH4 : 12+4=16
g/mol
masse de méthane (g) = Qté de
matière (mol) * masse molaire (g/mol)
m= 10-4*16 = 1,6 10-3 g.
volume méthane (L) =Qté de matière
(mol) * volume molaire des gaz (L/mol)
V= 1,6 10-3 *25 = 0,04 L.
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- Dans l’océan atlantique la concentration
des ions sodium Na+ est 0,48 mol/L.
- Calculer la quantité d’ions sodium contenue
dans une piscine alimentée par l’eau de cet
océan et dont les dimensions sont : longueur 50m,
largeur 12m et profondeur 3m.
- On vide les 9/10 de la piscine et on remplit le volume
libéré avec de l’eau douce. Calculer
la nouvelle quantité d’ions Na+
dans la piscine. Calculer la nouvelle concentration en
ions sodium.
corrigé
volume de la piscine : 50*12*3= 1800 m3 = 1,8
106 L ( 1m3=1000L)
Qté
de matière d'ion sodium dans la piscine :1,8
106 *0,48 =8,64 105 mol
Il reste 1,8
105 L d'eau salée soit 1,8 105
*0,48 =8,64 104 mol d'ion Na+
après vidage partiel.
[Na+]=
Qté de matière (mol) / volume piscine (L)=
8,64 104 / 1,8 106 =
0,048
mol/L.
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Le dihydrogene devient explosif dans l'air, s'il est
présent à plus de 4% en volume. On
considère l'air comme un gaz parfait contenant, 20%
de dioxygène et 80% de diazote.
- Quelle équation chimique rend compte d'une
telle explosion ?
- Une fuite de dihydrogène conduit au
remplacement de 4% de l'air d'un laboratoire, de volume
120 m3, pas du dihydrogene.Quel est la
composition molaire de l'atmosphère du laboratoire
?
- En cas d'explosion, déterminer le
réactif limitant et la masse d'eau qui serait
produite.
- Lors d'une telle explosion, la température de
l'air du laboratoire augmente de 900°C. Estimer la
pression dans le laboratoire et conclure.
Vm= 25 L/mol ; pression initiale : 1 bar =
105 Pa ; température initiale
20°C.
corrigé
2H2 + O2
--->2H2O
120
m3 d'air au départ,
après
la fuite :
96% de
120m3 d'air , soit 0,20*0,96*120=23,04
m3 O2
0,80*0,96*120=
92,16 m3 N2.
et 4% de 120
m3 de H2 : 0,04*120= 4,8
m3.
Pour obtenir
la composition en mol, diviser chaque volume en litre par le
volume molaire des gaz
O2
: 23040 / 25 = 921,6 mol
N2
: 92160 / 25= 3686,4 mol
H2 : 4800 / 25= 192 mol
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2H2
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+
O2
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--->2H2O
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initial
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192 mol
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921,6 mol
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0
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en cours
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192-2x
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921,6-x
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2x
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fin
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192-2xmax=0
xmax=96 mol
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921,6-96 = 825,6 mol
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192 mol
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masse d'eau : Qté de matière d'eau (mol) fois
masse molaire (g/mol)
m= 192*18 = 3456 g = 3,45
kg.
le volume du
labo ne change pas (enfin, tant que les murs tiennent bon);
Pfin Vfin = nfin R
Tfin.
Vfin =120 m3 ; Tfin =
273+20+900=1193 K ; R=8,31 J K-1
mol-1; nfin = 825,6+3686,4=4512
mol
Pfin = 4512*8,31*1193 / 120 =3,73
105Pa = 3,73
bars.
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Un récipient contient un gaz dont la pression est
de 1,1 105 Pa et la température de
50°C. Le gaz est refroidi à volume constant
jusqu'à la température de 10°C. R=8,31 J
K-1 mol-1;
- Quel est alors sa pression ?
- Quel est la quantité de matiere du gaz si son
volume est de 1 L ; 2 L; 0.5 L
corrigé
volume et quantité de matière du gaz sont
constantes
donc
Pdébut/ Tdébut =
Pfin / Tfin = nR/V
Pdébut
= 1,1 105 Pa ; Tdébut = 273+50
= 323 K ; Tfin =273+10=283 K
Pfin
= PdébutTfin/
Tdébut = 1,1 105*283 / 323 =
0,96
105 Pa.
si V= 1 L =
10-3 m3 ; n= PdébutV
/ (RTdébut) =1,1 105 *
10-3 /(8,31*323)=
4,09 10-2 mol.
si V double
: 8,18 10-2 mol.
si V est
divisé par 2 : 2,045 10-2
mol.
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- Calculer la masse molaire moléculaire du
méthane, ou gaz de ville de formule
CH4.
- Calculer le volume occupé par 13,4 mol de
méthane à 0 degré et 1013
hectopascal
- Calculer la masse correspondante.
- En deduire la densité du méthane par
rapport à l'air sachant que la masse volumique de
l'air , à 0 degré et 1013 hectopascal vaut
1,29 g.L-1 .
donnée : volume molaire des gaz à 0
degré et 1013 hectopascal: 22,4 L/mol
corrigé
masse molaire méthane : 12+4 = 16 g/mol
équation des gaz parfaits : PV = nRT
V= nRT/P avec R= 8,31 J mol-1 K-1 ;
T= 273 K et P= 1,013 105 Pa.
V= 13,4 * 8,31*273 / 1,013 105 = 0,3
m3 = 300
L.
masse de méthane : 13,4 *16 = 214,4 g.
masse volumique du méthane : 214,4 / 300 = 0,715
g/L
densité du méthane : 0,715 / 1,29
=0,554.
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L'aluminium Al réagit avec le difluor
F2 pour donner le fluorure d'aluminium
AlF3
- Ecrire l'équation chimique correspondant
à cette transformation.
- On réalise la réaction à partir
de 1,0 g de poudre d'aluminuim et de 1,5 g de
difluor.
- Calculer les quantités de matière des
réactifs utilisées.
- Déterminer l'avancement maximal et en
déduire le bilan de matière à
l'état final.
- Calculer la masse de chaque espèce chimique
présente à l'état final.Al : 27 ; F
: 19 g/mol
corrigé
Al + 1,5 F2 = AlF3.
Qté de matière initiale (mol)= masse (g) /
masse molaire (g/mol)
Al : 1/27 =0,037 mol
difluor : 1,5 / 38 =0,0395 mol
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Al
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+1,5 F2
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= AlF3.
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initial
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0,037
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0,0395
|
0
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en cours
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0,037-x
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0,0395-1,5 x
|
x
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fin
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0,037-xmax
0,037-0,0263 = 0,0106 mol
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0,0395-1,5 xmax=0
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xmax =0,0263 mol
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0,0395-1,5 xmax=0 soit xmax =0,0263
mol
masses finales : Al : 27*0,0106 =
0,29 g.
AlF3 : (27+3*19)*0,0263
=2,21 g.
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