EXERCICES Chapitre 7 : Comment compte t-on en chimie? Les quantités de matière

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1 EXERCICES Chapitre 7 : Comment compte t-on en chimie? Les quantités de matière Nota Bene : la notation "cs" signifie "chiffres significatifs". On le mentionne dans la correction pour aider à la décision d'arrondi des résultats. Correction Exercice 6 : 1) On nous demande la quantité de matière n d'acide ascorbique (à priori solide pur), donc : n(asc) = m(asc) / M(asc) = 0,500 / 176,0 = 2, mol d'acide ascorbique. (3 cs) 2) On cherche maintenant la masse de Kcl (solide pur), donc la relation précédente se transforme en : m(kcl) = n(kcl) * M(KCl) = 8,04,10-3 * 74,6 = 0,600 g de KCl. (3 cs) Correction Exercice 7 : 1) On nous demande la quantité de matière d'éthanol pur (liquide pur), donc : n=m/m =ρxv/m = (0,780 * 250) / 46,0 = 4,24 moles d'éthanol. (3 cs) 2) La densité d'une espèce chimique est le rapport entre la masse volumique de cette espèce chimique et celle de l'eau (ρeau = 1,00 g/ml) soit : d(ether) = ρ(ether) / ρeau et donc : ρ(ether) = d * ρeau = 0,710 * 1 = 0,710 g/ml On cherche donc d'abord la masse correspondant à la quantité de matière donnée : m=n*m = 0,200 * 74,0 = 14,8 g d'éther éthylique. (3 cs) Et comme : m = ρ x V, alors on déduit finalement : V=m/ ρ = 14,8 / 0,710 = 20,8 ml. (3 cs)

2 Correction Exercice n 10 : 1) La masse molaire se calcule à partir de la formule brute de la molécule soit : M(caf) = 8 *M(C) + 10 * M(H) + 2 * M(O) + 4 * M(N) = 194 g/mol 2) On cherche les quantités de matière à partir des masses et de la masse molaire soit : n(caf/café) = m(café) / M(caf) = 5, mol de caféine dans une tasse de café. (3 cs) puis : n(caf/thé) = m(thé) / M(caf) = / 194 = 3, mol (2 cs) de caféine dans une tasse de thé. n(caf/cacao) = m(cacao) / M(caf) = / 194 = 6, mol (2 cs) de caféine dans une tasse de cacao. Correction Exercice n 11 : 1) Il faut d'abord calculer les masses molaires : M(glucose) = 180 g/mol M(urée) = 60 g/mol M(créatinine) = 113 g/mol Ensuite, il faut appliquer la formule générale : n = m/m si on cherche la quantité de matière, ou alors, transformée : m = n * M si on cherche la masse correspondante. Donc ici : m(glu) = n(glu) * M(glu) = 4, * 180 = 0,860 g de glucose. (3 cs) n(urée) = m(urée) / M(urée) = 0,32 / 60 = 0,0053 mol d'urée = 5,3 mmol d'urée. (2 cs) n(créa) = m(créa) / M(créa) = 9, / 113 = 7, = 79, mol = 79,6 µmol de créatinine. (3 cs) 2) Oui, 5,3 mmol est bien comprise dans l'intervalle [2,5 ; 8,33 mmol], les analyses sont correctes, du moins en ce qui concerne l'urée!

3 Correction Exercice n 8 : 1) Un principe actif est une molécule qui a un effet notable dans un médicament, c'est à dire que sa présence dans le médicament tend à modifier un état physiologique d'une personne qui ingère ce dernier. Contrairement aux excipients, qui eux, sont des espèces chimiques qui n'ont pas d'effet et visent juste à "faire de la quantité" afin qu'un comprimé, par exemple, ait une taille suffisante pourqu'il soit ingéré. 2) M(eosine) = 20*12+6*1+2*23+5*16+4*80 = 692 g/mol 3) Dans un volume de 2,0 ml, il y a 40 mg d'ésosine, donc dans ce même flacon, connaissant la masse et la masse molaire, on trouve : n(eo) = m(eo) / M(eo) = 0,040 / 692 = 5, mol (2 cs) d'éosine dans un flacon. Correction Exercice n 9 : 1) On passe par la formule : n = m / M pour obtenir la quantité de matière de lopéramide, soit : n(lop) = m(lop) / M(lop) = 19, / (29*12+34*1+2*14+2*16) = 4, mol (3 cs) de lopéramide dans un flacon de 90,0 ml. Puis on nous demande d'exprimer le résultat en mmol (10-3 mol), donc : n(lop) = 4, = 4, = 4, mmol 2) L'intégralité de ce volume de 90,0 ml peut donc être subdivisé en 2430 gouttes, donc, si la solution est bien homogène, alors chaque goutte reçoit 1/2430 de la quantité de matière calculée précédemment, soit : n(lop/goutte) = n(lop/totale) / 2430 = 1, mol (3 cs) de lopéramide par goutte. -9 Et on nous demande d'exprimer ce résultat en nmol (10 mol), donc : n(lop/goutte) = 1, = 18, = 18,0 nmol

4 Correction Exercice n 12 : 1) On veut connaître le volume à partir de leur quantité de matière. De plus, on nous donne la masse volumique, ce qui sous entend qu'on est en présence de liquides purs, donc il faut d'abord calculer la masse, puis déduire le volume, soit : m(lin) = n(lin) x M(lin) = 0,150 x 154 = 23,1 g de linalol (3 cs) puis : V(lin) = m(lin) / ρ(lin) = 23,1 / 0,86 = 27 ml de linalol pur. (2 cs) Et de la même façon : m(an) = n(an) x M(an) = 0,150 x 102 = 15,3 g d'anhydride éthanoique. (3 cs) puis : V(an) = m(an) / ρ(an) = 15,3 / 1,08 = 14,2 ml d'anyhride. (3 cs) Correction Exercice n 26 : a) Connaissant la masse et la masse molaire, on accède à la quantité de matière de diiode ajoutée : naj(i2) = m(i2) / M(I2) = 12,7 / (127*2) = 5, mol (3 cs) de diiode ajouté. b) La solution de départ a une concentration de départ de Ci = 5, mol/l, et on a donc, dans 200 ml de solution : ni(i2) = Ci * Vsol = 5, * 0,200 = 1, mol de diiode initial auxquels on ajoute 5, mol de diiode ajouté, soit en tout : nf(i2) = ni(i2) + naj(i2) = 6, mol de diiode total

5 et donc la concentration finale est : Cf(I2) = nf(i2) / Vsol = 6, / 0,200 = 3, mol/l (3 cs) c) La solution S1 est de concentration : C1 = Ci = 5, mol/l La solution S2 est de concentration : C2 = Cf = 3, mol/l On voudrait donc diluer S2, effectivement plus concentrée que S1, et créer donc une solution fille de même concentration C3 que la solution S1, donc on veut que : C3 = C1 = 5, mol/l On calcule le rapport de dilution : R = C2/C3 = Vf/Vsol = 3, / 5, = 6,00 (3 cs) Donc : Vf = 6 * Vsol = 6 * 200 = 1,20 L, donc il faudrait 1,00 L d'eau pure (solvant) aux 200 ml de départ de S2... Remarque : on peut faire une vérification... C3 = n3(i2) / Vf = C2*Vsol / Vf = (3, * 0,200) / 1,20 = 3, mol/l, CQFD Correction Exercice n 25 : 1) On part de la formule de la concentration molaire : C=n/V soit ici, on part d'une solution mère : C0 = 5, mol/l qu'on va diluer pour préparer 5 solutions, soit : C1 = (C0*Vprel1) / Vf1 = (5, * 0,200) / 1,00 = 1, mol/l C2 = (C0*Vprel2) / Vf2 = (5, * 0,100) / 1,00 = 5, mol/l C3 = (C0*Vprel3) / Vf3 = (5, * 0,040) / 1,00 = 2, mol/l C4 = (C0*Vprel4) / Vf4 = (5, * 0,020) / 1,00 = 1, mol/l C5 = (C0*Vprel5) / Vf5 = (5, * 0,010) / 1,00 = 5, mol/l b) Si une solution de permanganate de potassium présente une coloration intermédiaire, entre celle de S2 et de S3, alors cela signifie que sa concentration est encadrée par C2 et C3, soit : C3 < Cinc < C2 et l'ordre de grandeur est donc de 10-5 mol/l (arrondi à la puissance de 10 la plus proche).

6 c) Pour être "sûr" de la précision des valeurs de concentration des solutions préparées (ici : 3 cs), il faut que la verrerie utilisée soit elle même précise à 3 chiffres! Sinon, cela ne rime à rien... Et cela n'est pas évident pour les prélèvements de petits volumes notamment, car si on veut prélever 1,00 ml, la verrerie doit être précise à 0,01 ml près, par exemple. Correction Exercice n 28 : a) 2,0 cl = 20 ml, donc si pour 100 ml de pastis, on a 45 ml d'alcool (45 donnée dans l'énoncé), alors on a : V(alc) = (20 / 100)*45 = 9,0 ml d'alcool (2 cs) b) 1,8 ml d'alcool contenu dans 20 ml est équivalent à 1,8*5 = 9 ml dans 100 ml de vin, soit un vin à 9 de degré alcoolique. c) Pour obtenir la masse d'alcool pur, il faut passer la masse et en utilisant la masse volumique, on obtient : m(alc) = ρ(alc) * V(alc) = 0,78 * 12 = 9,4 g d'alcool. d) C(alc) = n(alc) / V(alc) = [ m(alc) / M(alc) ] / V(alc) = m(alc) / [ M(alc) * V(alc) ] = 9,4 / [ (2*12+6*1+16) * 0,100 ] = 2,0 mol/l (2 cs) d'éthanol dans un vin à 12. Exercice 9 p191 1) R = Ci / Cf = (6,20,10-3 / 3, ) = 20 2) Et comme on a aussi : R = Vf / Vi = 20, alors comme Vf = 200,0 ml, on doit prélever : Vi = Vf / 20 = 10 ml à l'aide d'une pipette jaugée. 3) On prélève 10 ml de solution mère à l'aide d'une pipette jaugée qu'on transvase dans une fiole jaugée de 200 ml, puis on complète avec de l'eau distillée puis en finissant avec la pipette Pasteur avec de l'eau distillée. Puis on agite pour homogénéiser la solution et sa concentration. Exercice 12 p 191 On connaît le volume de la solution, il nous faut la quantité de matière d'eau oxygénée contenue dans ce flacon, et on pourra voir : C = n/v une fois ce calcul réalisé. Alors comme pour 100g de solution on a 3 g d'eau oxygénée, alors dans 360 ml : m(sol) = ρ * V = 1 * 360 = 360 g de solution Dans ces 360 g, on a seulement 360 x 0,03 = 10,8 g d'eau oxygénée.

7 Soit : n = m / M = 10,8 / 34 = 0,32 mol d'eau oxygénée soit enfin : C = n / V = 0,318 / 0,36 = 0,88 mol/l Exercice p15 p192 1) R = Vf/Vi = 1/0,25 = 4. 2) La concentration a donc été divisée par 4, soit : Cmf = 152 / 4 = 38 g/l dans la solution fille. 3) On cherche quel volume prélever de la solution mère, car on connaît le volume final (solution fille) et le facteur de dilution R = 4, soit : R = Vf / Vi = 10 soit : Vi = Vf / R = 50/10 = 5 ml à prélever (voir protocole de l'exercice précédent). 4) Se protéger avec des gants et des lunettes, pour éviter les contacts avec la peau. 5) Par réaction chimique, il peut se dégager du gaz Dichlore Cl2 toxique.