Remédiation obligatoire de Chimie Générale - Travail I - CORRECTIF 1 ère année d études de Bachelier en Sciences et en Sciences Pharmaceutiques
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- Bernard Guérard
- il y a 6 ans
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1 Remédiation obligatoire de Chimie Générale - Travail I - CORRECTIF 1 ère année d études de Bachelier en Sciences et en Sciences Pharmaceutiques Chapitre 1 Répétition 0 Masse molaire, concentration, dilution Question 1 : Concentration et dilution des solutions 1) Recherchez pour chacune de ces grandeurs la formule et l unité qui lui sont associées. Ensuite, calculez-les pour une solution contenant 8,37g d acide oxalique H 2 C 2 O 4 dans 750 ml d eau (on néglige la variation de volume lors de la dissolution du soluté dans les 750 ml de solvant) donc V solution = V solvant = 750 ml. Commencez par calculer le nombre de moles de soluté : n =!,#$ = 0,093 mol Grandeur Formule Unité Valeur 1. Concentration molaire, C n soluté / V solution mol/l &,&%# = 0,12 mol/l %& &,$'& 2. Concentration massique, C massique m soluté / V solution g/l!,#$ &,$'& = 11 g/l 3. Molalité, m n soluté / m solvant mol/kg &,&%# = 0,12 mol/kg 4. Fraction molaire, Χ n soluté / n total / &,$'& n eau = $'& (! X = 5. Pourcentage en masse m soluté / m solution %!,#$ $'&,!,#$ &,&%# &,&%#,-(,$ = 41,7 mol = 2, = 0,011 = 1,1 % 2) Une solution est également caractérisée par sa masse volumique, ρ, à ne pas confondre avec la concentration massique qui partage les mêmes unités, complétez le tableau : Définition Formule Unité Masse volumique masse d une unité de volume d une substance donnée ρ = 0 1 g/ml ou kg/l Françoise Derwa ULiège
2 La masse volumique permet de transformer le pourcentage en masse en concentration molaire et inversement. Sur les flacons de HCl (aq) concentré, on peut lire les informations suivantes : Grandeurs Pourcentage en masse 37,0% Masse volumique 1,19 kg/l Masse molaire de HCl 36,46 g/mol Calculez la concentration molaire de cette solution. 37,0 % en masse signifie que dans 100 g de solution, on a 37 g de soluté. Calculons le volume de solution : V = 0 = &,( 3 = 0,084 L = 84 ml 2 (,(% 45/3 et le nombre de moles de soluté : n = #$,& = 1,01 mol #7,-7 La concentration molaire vaut donc : C = 8 1 = (,&(!-. (& :; = 12,1 mol/l La masse volumique permet également de calculer la molalité d une solution. Quelle est la molalité d une solution obtenue par la dissolution de 225 mg de glucose dans 5,00 ml d éthanol (ρ éthanol = 0,789 g/ml). Veillez à la concordance des unités. Calculons la masse de solvant : m = ρ. V = 0, = 3,94 g = 3, kg Calculons le nombre de moles de soluté : n = &,<<' = 1, mol (!& La molalité vaut donc : m = (,<'. (&:; #,%-.(& :; = 0,317 mol/kg 3) Les solutions sont souvent préparées par dilution à partir de solutions concentrées. Quel est le principe fondamental d une dilution? L addition de solvant à une solution ne modifie pas la quantité de soluté OU Au cours d une dilution, le nombre de moles de soluté est constant. Dans quelle équation très simple se traduit-il? C conc. V conc. = C dil. V dil. L ammoniaque commercial est une solution aqueuse qui contient 28% en masse de NH 3 et dont la masse volumique vaut 0,9 g/cm 3. Quel volume de cette solution faut-il prélever pour préparer 250 ml de NH 3 (aq) à 14%. Commencez par convertir le pourcentage en masse en concentration molaire. 28% en masse <! = 1,65 mol de NH 3 dans (&& = 111,11 ml de solution ($ &,% Françoise Derwa ULiège
3 Donc C conc = (,7' = 14,85 mol/l &,(((( C conc = 14,85 mol/l V conc =? C dil = (-,!' = 7,42 mol/l < V dil = 250 ml On peut calculer V à prélever : V conc = $,-<. <'& (-,!' = 125 ml Question 2 : Détermination de la formule brute La combustion complète de 0,3629 g d un échantillon organique contenant du C, du H et du O produit 1,0666 g de CO 2 et 0,3120 g de H 2 O. Calculez les pourcentages massiques de C, de H et de O présents dans cette substance et déterminez sa formule brute. 1. Ecrivez la réaction de combustion de la molécule organique que vous noterez C x H y O z. C x H y O z + n O 2 x CO 2 (g) + > < H 2O (g) 2. Déterminez la masse de C dans le CO 2 produit, ainsi que la masse de H dans H 2 O produite. n CO2 = (,&777 --,&&% = 0, mol n C = n CO2 = 0, mol m C = 0, ,011 = 0,2911 g n H2O = &,#(<& = 0,01732 mol (!,&(' n H = 2. n H2O = 2. 0,01732 = 0,03464 mol m H = 0, ,008 = 0,03492 g 3. Des masses de C et de H obtenues, calculez les pourcentages massiques de chaque élément dans l échantillon. % C = &,<%(( &,#7<% = 80,21 % % H = &,&#-%< &,#7<% = 9,622 % % O = ,21 9,622 = 10,17 % 4. A partir des pourcentages massiques obtenus, calculez le nombre de moles de chaque élément dans 100 g de composé. Dans 100 g de compose, on a - 80,21 g de C c est-à-dire : 80,21 / 12,01 = 6,679 mol de C - 9,622 g de H c est-à-dire : 9,622 / 1,008 = 9,546 mol de H Françoise Derwa ULiège
4 - 10,17 g de O c est-à-dire : 10,17 / 16 = 0,64 mol de O 5. Transformez ces nombres de moles en nombres entiers en les divisant par le plus petit d entre eux et établissez ainsi la formule brute. x = 6,679 / 0,64 = 10,5 y = 9,546 / 0,64 = 15 C 10,5 H 15 O z = 0,64 / 0,64 = 1 Cette formule contient encore des indices fractionnaires ; on multiplie donc chaque indice par 2 afin de les transformer en nombres entiers et on obtient : C 21 H 30 O 2 qui est la formule empirique, car elle exprime les nombres relatifs d éléments dans le composé. Sachant que la masse molaire du composé est égale à 314 g/mol, établissez la formule moléculaire. La formule moléculaire, c est-à-dire celle qui exprime le nombre réel de chaque élément dans le composé, est ici la même que la formule empirique car une masse molaire de 314 g/mol correspond bien à la formule C 21 H 30 O 2. Question 3 : Stoechiométrie des réactions Le nitrate de cuivre (II) (aq) réagit avec l hydroxyde de sodium (aq) pour donner de l hydroxy-nitrate de cuivre (II) de formule Cu 2 (OH) 3 NO 3 : 2 Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 3 NaOH (aq) Cu 2 (OH) 3 NO 3 (s) + 3 NaNO 3 (aq) On fait réagir 200 ml de NaOH (aq) 0,25 mol/l avec 250 ml de Cu(NO 3 ) 2 (aq) 0,1 mol/l. a) Complétez le tableau d avancement ci-dessous en calculant le nombre de moles initial avant réaction, n i, et le nombre de moles final après réaction, n f. 2 Cu(NO 3 ) 2 (aq)+ 3 NaOH (aq) Cu 2 (OH) 3 NO 3 (s) + 3 NaNO 3 (aq) n i (mol) n = C. V = 0,1. 0,250 = 0,025 n = C. V = 0,25. 0,200 = 0, réactif en excès réactif en défaut 0,025. # < =0,0375 en défaut < 0,05 en excès n f (mol) 0 0,05 0,025. # < = 0, ,025. ( < = 0, ,025. # < = 0,0375 b) Quelle masse d hydroxy-nitrate de cuivre (II) peut-on espérer obtenir? m = n. M = 0, = 3g Françoise Derwa ULiège
5 Séance 2 Répétition 1 Loi des gaz parfaits et propriétés colligatives Question 4 : loi des gaz parfaits Un gaz occupe un volume de 4,65 L dans des conditions de température et de pression normales. Quel serait le volume final si on amène la température à 15 C et la pression à 100,77 kpa? Conditions normales : P = 1 atm = 1, Pa et T = 273,15 K (ou 0 C). Dans cet exercice, T, V et P varient ; la grandeur constante est le nombre de moles de gaz. a) Résolvez cet exercice en exprimant le volume en L et la pression en atm. La constante des gaz parfaits, R, vaut alors 0,082 L atm K -1 mol -1 Repérons les quantités des deux états occupés successivement par le gaz : P 1 = 1 atm V 1 = 4,65 L T 1 = 273,15 K P 2 = 100, Pa = (&&$$& atm = 0,99457 atm (&(#<& V 2 =? T 2 = 275, = 288,15 K De la loi des gaz parfaits : P. V = n. R. T, il vient : n =?(. A( =?<. A< puisque n est constant (la quantité de gaz ne varie pas). d où V 2 =?(. 1(. A<?<. A( = (. -,7'. <!!,(' &,%%-'$. <$#,(' = 4,93 L b) Résolvez cet exercice dans les unités du Système International d unités, c est-à-dire P en Pa, V en m 3, et R = 8,314 J K -1 mol -1 V 2 =?(. 1(. A<?<. A( = (&(#<&. -,7'.(&:;. <!!,(' (&&$$&. <$#,(' = 4, m 3 Françoise Derwa ULiège
6 Question 5 : propriétés colligatives tension de vapeur d une solution < tension de vapeur du solvant T éb solution > T éb solvant T fus solution < T fus solvant Un échantillon d une substance organique inconnue pesant 1,065 g est dissous dans 30,00 g de benzène : le point de congélation de la solution est de 4,25 C. Déterminer la masse moléculaire de la substance. Le point de congélation du benzène vaut 5,53 C et sa constante cryoscopique K cong = 5,12 C.kg/mol. ΔT cong = K cong. C mc avec C mc = i. m (ici i = 1 car échantillon organique) ΔT cong = T cong solvant pur T cong solution = 5,53 4,25 = 1,28 K On obtient m = C mc = ACD85 = (,<! = 0,25 mol/kg ECD85 ',(< n échantillon = m. m solvant = 0,25. 30, = 0,0075 mol M échantillon = 0 = (,&7' = 142 g/mol 8 &,&&$' Question 6 : Cinétique chimique Séance 4 Répétition 2 Cinétique Lorsqu on le chauffe, l acétaldéhyde se décompose en méthane et en dioxyde de carbone selon une réaction d ordre 2, représentée par l équation : CH 3 CHO (g) CH 4 (g) + CO (g) On réalise une étude cinétique de la réaction et on obtient les résultats contenus dans le tableau ci-dessous : Temps (s) [CH 3 CHO] (mol/l) 0 1, ,637 a) Etablissez la loi de vitesse de la réaction étudiée : v = k. [CH 3 CHO] 2 b) Calculez la constante de vitesse de cette réaction. 1 loi de vitesse intégrée (ordre 2): CH 3 CHO = 1 + k t CH 3 CHO o 1 0,637 = 1 + k 40 1,000 Françoise Derwa ULiège
7 et on obtient : k = 0,0142 s -1 M -1 c) Calculez le temps de demi-vie de cette réaction. ( = ( 4. _D t ½ = &,&(-<. (,&&& = 70,4 s d) Quelle sera la concentration en CO obtenue après 120 s de réaction? 1 CH 3 CHO = 1 + k t CH 3 CHO o 1 [CH 3 CHO] = 1 + 0, ,000 [CH 3 CHO] = 0,37 mol/l [CO] = 1,000 0,37 = 0,63 mol/l e) Quelle doit être l énergie d activation d une réaction si on trouve que sa vitesse double effectivement entre 25 C et 35 C? Il faut utiliser ici la relation qui exprime l influence de la température sur la vitesse réactionnelle : ln b c b d = ln 4 c 4 d = h ( ( A c ( A d ) ln 2 = ln 2 = h i ( ( ( )!,#(- #&!,(' <%!,(' h i!,#(-. (- 1, ) et E a = J/mol = 53 kj/mol Séance 5 Répétition 3 Equilibres chimiques Question 7 : Equilibres chimiques Soit le système inversible 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g). On introduit 1,00 mol de HI (g) dans un ballon dont le volume est de 2,00 L. On porte le système à 444 C. Une fois l équilibre établi, une analyse du mélange obtenu indique qu il reste 0,78 mol de HI non décomposé. a) Tableau d avancement : 2 HI (g) H 2 (g) + I 2 (g) nbre de moles initial (mol) nbre de moles à l équilibre (mol) concentration à l équilibre (mol/l) 1, ,00 2x = 0,78 0,78 2 = 0,39 + x = 0,11 0,11 2 = 0,055 + x = 0,11 0,11 2 = 0,055 Kc = &,&'' c &,#% c = 0,02 Françoise Derwa ULiège
8 b) K c = K p. (RT) Δn = K p. (RT) [2 2)] = K p car Σ n réactifs = Σ n produits c) Q = C I 2. C H 2 C (HI) < = 8,00. 3,00 1,00 = 24,00 Q > Kc donc la réaction évoluerait vers la formation des réactifs. d) On introduit maintenant 0,1 mol d argon (gaz inerte, c est-à-dire pas de réaction) dans le système à l équilibre en maintenant le volume constant. L équilibre sera-t-il déplacé? Si oui, dans quel sens? Si non, pourquoi? Appliquez ici le principe de Le Chatelier. L argon est un gaz inerte, mais son ajout augmente la pression totale du système. Cependant, dans ce cas, une modification de la pression totale ne modifie pas la position de l équilibre car le nombre de moles de gaz des réactifs est égal au nombre de moles de gaz des produits. e) La réaction étudiée étant exothermique, une élévation de température déplacera-t-elle l équilibre vers la gauche ou vers la droite? Justifiez votre réponse. Une élévation de température sur un système à l équilibre favorise le sens endothermique, qui est ici le sens inverse. L équilibre se déplacera donc vers la gauche, formation des réactifs. Séance 6 Répétition 4 Equilibres de solubilité et équilibres acide-base Question 8 : Equilibres de solubilité On ajoute progressivement une solution de NaOH concentrée (en négligeant la variation de volume) à une solution 0,02 mol/l de sulfate de nickel. 1) Donnez les écritures moléculaire et ionique de la réaction de précipitation qui a lieu, sur base de la table de solubilité dans l eau des principaux sels et hydroxydes. Ecriture moléculaire : NiSO 4 (aq) + 2 NaOH (aq) Ni(OH) 2 (s) + Na 2 SO 4 (aq) Ecriture ionique : Ni 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Ni(OH) 2 (s) l écriture ionique ne fait intervenir que les ions acteurs : ici Ni 2+ et OH - 2) Calculez le ph de début de précipitation de l hydroxyde de nickel? Utilisez pour répondre la notion de quotient réactionnel Q. K ps (Ni(OH) 2 ) = 2, M 3 Condition de précipitation : Q > K ps Le début de la précipitation correspond donc à Q = K ps Q = C(Ni 2+ ). C 2 (OH - ) = 2, avec C représentant les concentrations initiales d où il vient : C 2 (OH - <,&. (&s(' ) = = M 2 &,&< et : C(OH - ) = 10-6,5 = 3, mol/l ph = 14 + log C(OH - ) = 14 + log (3, ) = 7,5 3) Exprimez la relation entre le produit de solubilité, K ps, et la solubilité, s, puis calculez la solubilité de ce composé dans l eau pure (en mol/l et en g/l). Françoise Derwa ULiège
9 Ni(OH) 2 (s) Ni 2+ (aq) + 2 OH - (aq) q 0 0 q s s 2s K ps = [Ni 2+ ]. [OH - ] 2 = s. (2s) 2 = 4s 3 s = ; Etu - = 7, mol/l = (7, ) g/l = 7, g/l masse molaire de Ni(OH) 2 4) A partir de la valeur de la solubilité obtenue en 3), calculez le volume minimum d eau nécessaire pour dissoudre totalement 0,2 mg de ce composé? s = 0 1 d où il vient V = 0 u &,<. (&:; = $,#. (& :v = 0,27 L 5) Que deviendrait la solubilité s de ce même composé dans une solution 0,1 mol/l en chlorure de nickel NiCl 2? Effet d ion commun proviennent de la dissociation complète de NiCl 2 Ni(OH) 2 (s) Ni 2+ (aq) + 2 OH - (aq) q 0,1 0 q s 0,1 + s 2s K ps = [Ni 2+ ]. [OH - ] 2 = (0,1 + s ) (2s ) 2 = 0,1. 4s 2 = 0,4. s 2 s négligeable devant 0,1 car s < s = 7, mol/l car la présence de l ion commun diminue la solubilité du sel donc s <<< 0,1 s = <,&.(& :dw &,- = 7, mol/l Séance 6 (suite) Répétitions 5 et 6 Solutions tampons et Titrages acide-base Question 9 : Solutions tampons On dispose de 125 ml d une solution d acide acétique CH 3 COOH 0,200 mol/l. On désire préparer une solution tampon de ph = 4,65 à 25 C. 1) Quelle est la composition générale d une solution tampon? Une solution tampon est une solution contenant un acide faible et son sel fournissant sa base conjuguée (ou une base faible et son sel fournissant son acide conjugué). Soit dans cet exercice : CH 3 COOH acide faible et CH 3 COONa son sel fournissant CH 3 COO - base faible conjugué. Nous avons donc en solution le couple CH 3 COOH / CH 3 COO - et l équilibre : CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Françoise Derwa ULiège
10 2) Quelles sont les deux propriétés chimiques caractéristiques des solutions tampons? - Le ph d une solution tampon varie très peu si l on y ajoute un acide ou une base forte en faibles quantités. - Le ph d une solution tampon ne varie pas avec la dilution. 3) A l aide de quelle équation peut-on calculer le ph d une solution tampon? Donnez sa formule et précisez les conditions d applicabilité de cette formule. ph = pk a + log _ x _ i K a et K b < 10-2 et 0,1 < _ x _ i < 10 4) Pour préparer la solution tampon dont il est question ici, on dispose d acétate de sodium CH 3 COONa solide. Utilisez l équation précédente pour calculer la quantité en grammes d acétate de sodium que l on devra dissoudre dans la solution d acide acétique? (On considère que la dissolution du solide ne modifie pas le volume de la solution). 4,65 = 4,76 + log ( _ x &,<&& ) 10-,7's-,$7 = _ x &,<&& C b = 10 s&,((. 0,200 = 0,15 mol/l Il faudra donc atteindre en solution une concentration en CH 3 COO - égale à 0,15 mol/l Donc : n b = C b. V = 0,15. 0,125 = 0,019 mol Et m (CH 3 COONa) = 0,019. M (CH 3 COONa) = 0, = 1,6 g Question 10 : Titrages acide-base 20 ml d une solution d acide sulfureux 0,5 mol/l sont titrés par une solution d hydroxyde de potassium 1 mol/l. 1) Equation moléculaire de la réaction de neutralisation (1 ère neutralisation) : H 2 SO 3 (aq) + KOH (aq) KHSO 3 (aq) + H 2 O (l) Ou mieux écriture ionique : H 2 SO 3 (aq) + OH - (aq) HSO 3 - (aq) + H 2 O (l) 2) Relevez les valeurs suivantes : - concentration en acide C a : 0,5 mol/l - volume d acide titré V a : 20 ml - concentration en base C b : 1 mol/l Calculez alors le volume de base ajouté au premier point équivalent V b,éq1 : V b,éq1 = _y. 1y _z = &,'. <& ( = 10 ml Françoise Derwa ULiège
11 3) Allure théorique de la courbe de titrage. 1 ère zone : H 2 SO 3 acide faible 2 ème zone : H 2 SO 3 /HSO 3 - tampon 3 ème zone : 1 er PE HSO 3 - ampholyte 4 ème zone : HSO 3 - /SO 3 2- tampon 5 ème zone : 2 ème PE SO 3 2- base faible 6 ème zone : SO OH - en excès V b,éq2 = 2 x V b,éq1 = 20 ml ph V b V b,éq1 V b,éq2 4) Calculs du ph. V b = 0 ml H 2 SO 3 (aq) + OH - - (aq) HSO 3 + H2O n a n b ajoutées n formées Temps initial 0,020. 0,5 = 0,01 0 H 2 SO 3 acide faible ph = ½ pk a1 - ½ log C a = ½ 1,9 - ½ log 0,5 = 1,1 V b = 5 ml H 2 SO 3 (aq) + OH - - (aq) HSO 3 + Temps initial 0,020. 0,5 = 0,01 0,005.1 = 0,005 Après réaction 0, ,005 Demi-équivalence : mélange tampon avec [H 2 SO 3 ] = [HSO 3 - ] ph = pk a1 = 1,9 V b = 10 ml H 2 SO 3 (aq) + OH - (aq) - HSO 3 + Temps initial 0,01 0,01 Après réaction 0 0 0,01 La réaction est complète. 1 er - PE : HSO 3 ampholyte ph = ½ (pk a1 + pk a2 ) = ½ (1,9 + 7,2) = 4,55 On assiste maintenant à la neutralisation progressive de 0,01 mol de HSO 3 - par KOH. Attention, 0,01 mol de KOH ont déjà été consommées par la première neutralisation de H 2 SO 3. Françoise Derwa ULiège
12 V b = 15 ml HSO - 3 (aq) + OH - (aq) 2- SO 3 Temps initial 0,01 0,015-0,01 = 0,005 Après réaction 0, ,005 + Demi-équivalence : 2 ème mélange tampon avec [HSO 3 - ]= [SO 3 2- ] ph = pk a2 = 7,2 V b = 20 ml - HSO 3 (aq) + OH - (aq) 2- SO 3 Temps initial 0,01 0,020-0,01=0,01 Après réaction 0 0 0, ème PE : SO 3 2- base faible ph = 7 + ½ pk a2 + ½ log [SO 3 2- ] = 7 + ½ 7,2 + ½ log 0,01 0,04 = 10,3 V b = 40 ml - HSO 3 (aq) + OH - (aq) 2- SO 3 Temps initial 0,01 0,03 Après réaction 0 0,02 0,01 + Au-delà du 2 ème PE : KOH base forte en excès ph = 14 + log [OH - ] = 14 + log 0,02 0,06 = 13,52 Françoise Derwa ULiège
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