Aurélie septembre 04

Mélange de solutions ; sulfate d'aluminium ; solutions acides

hydroxyde de calcium ; sulfate de baryum ; plâtrage du vin ; chlorure de cobalt

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mélange de solutions

On mélange 750 mL de solution de chlorure de cuivre Cu2+(aq) + 2Cl- (aq) de concentration en soluté appporté c=1.0 10-3 mol.L-1, et 250 mL de solution de chlorure de sodium de concentration en soluté apporté c'= 5.0 10-2 mol.L-1. Le mélange obtenu est homogène, aucun précipité n'apparaît. Déterminer les concentrations molaires effectives des ions en solutions.

corrigé
Qté de matière (mol) = concentration (mol/L) * volume solution (L)

solution de chlorure de cuivre : Cu2+ : 10-3*0,75 = 7,5 10-4 mol

Cl- : 2 * 10-3 *0,750 = 1,5 10-3 mol

solution de chlorure de sodium : Na+ : 5 10-2*0,25 = 1,25 10-2 mol

Cl- : 5 10-2*0,25 = 1,25 10-2 mol

total pour les ions chlorure : 1,5 10-3 + 1,25 10-2 =1,4 10-2 mol

volume total du mélange : 0,75 + 0,25 = 1L

[Cu2+ ]=7,5 10-4 mol L-1 ; [Na+] = 1,25 10-2 mol L-1 ; [Cl-] =1,4 10-2 mol L-1 ;
sulfate d'aluminium

 Un volume V=50.0mL de solution de sulfate d aluminium a été obtenu par dissolution d une masse m= 2.20 g de sulfate d aluminium hydraté Al2(SO4)3,14H2O. Al = 27 ; S= 32 ; O= 16 ; H= 1 g/mol

  1. Calculer la concentration molaire en soluté apporté.
  2. Ecrire l'équation de dissolution et calculer les concentrations molaires des ions en solution .
corrigé
masse molaire du sulfate de'aluminium hydraté : M= 2*27 + 3(32+3*16)+14*18= 594 g/mol

Qté de matière (mol)= masse (g) / masse molaire (g/mol) = 2,2 / 594 = 3,7 10-3 mol

concentration en soluté apporté : Qté de matière (mol) / volume de la solution (L)

c = 3,7 10-3 / 0,05 = 7,4 10-2 mol L-1.

Al2(SO4)3 = 2 Al3+ + 3 SO42-.

[Al3+]= 2 c = 2*7,4 10-2 = 0,15 mol L-1.

[SO42-]= 3 c = 3*7,4 10-2 = 0,22 mol L-1.

 

solutions acides
  1. Quel volume de chlorure d'hydrogène gazeux doit on dissoudre dans l'eau pour obtenir une solution d'acide chlorydrique de concentration c = 0.020 mol/L et de volume V=250mL? (Vm = 24L/mol dans les conditions de l'expérience .)
  2. A 20° sous pression de 1.00 bar la concentration C max d une solution saturée d'acide chlorydrique vaut 13.5mol/L. Quel volume de chlorure d hydrogène gazeux doit on dissoudre pour obtenir 200.0mL de solution saturée
  3. Ecrire l'équation de dissolution de l'acide sulfurique H2SO4 dans l eau .
    - Quelle est la concentration c d'une solution d'acide sulfurique contenant v=10.0 mL d'acide pur pour V = 200mL de solution ? ( masse volumique de H2SO4 =1.92kg/L)
    - Quelles sont les concentrations des ions en solution .
corrigé
Qté de matière (mol) = concentration (mol/L) * volume de la solution (L)

n(HCl) = 0,02*0,25 = 0,005 mol.

volume d'un gaz (L) = Qté de matière (mol) * volume molaire (L/mol)

V= 0,005*24 = 0,12 L.

13,5 mol HCl dissout dans un litre de solution d'acide chlorhydrique

soit dans 0,2 L : n(HCl) = 13,5*0,2 = 2,7 mol

volume d'un gaz (L) = Qté de matière (mol) * volume molaire (L/mol)

V= 2,7*24 = 64,8 L.

H2SO4 + 2 H2O = 2 H3O+ +SO42-.

masse molaire H2SO4 : 2+32+4*16 = 98 g/mol

masse (kg) d'acide pur dans 10 mL = masse volumique (kg/L) * volume de la solution (L)

m = 1,92 *0,01 = 1,92 10-2 kg = 19,2 g.

Qté de matière (mol) = masse (g) / masse molaire (g/mol) = 19,2 / 98 = 0,196 mol

concentration en soluté apporté c (mol/L) = Qté de matière (mol) / volume de la solution (L)

c= 0,196 / 0,2 = 0,98 mol / L.

[SO42-]=0,98 mol/L ; [ H3O+]= 2c = 1,96 mol/L

 

hydroxyde de calcium

Une solution aqueuse saturée d'hydroxyde de calcium contient 0,185 g de soluté pour 100 mL de solution

  1. Ecrire l'équation de dissolution.
  2. Calculer la concentration massique de soluté apporté dans la solution Cm.
  3. A partir de la définition de la concentration molaire de soluté apporté C, démontrer la relation : C=Cm/M. Calculer cette concentration. Ca=40 ; H= 1 ; O=16 g/mol.
  4. En déduire la concentration molaire des espèces dissoutes.
  5. Que se passe-t-il si l'on ajoute de l'hydroxyde de calcium solide à la solution saturée ?
corrigé
Ca (OH) 2 (s) = Ca2+ + 2HO-.

concentration massique de soluté apporté dans la solution Cm (g/L) = masse (g) / volume de la solution (L)

Cm = 0,185 / 0,1 = 1,85 g/L

concentration molaire de soluté apporté C (mol/L): Qté de matière (mol) / volume de la solution (L) = n / V

Qté de matière (mol) = masse (g) / masse molaire (g/mol) soit n = m/M

d'où C= m/(M V) = Cm/M

masse molaire hydroxyde de calcium M= 40 +2*(1+16)= 74 g/mol

C= 1,85 / 74 = 0,025 mol/L.

[Ca2+]= C = 0,025 mol/L ; [HO-]=2 C= 0,05 mol/L

si l'on ajoute de l'hydroxyde de calcium solide à la solution saturée, alors ce solide se retrouve au fond du récipient. La solution étant saturée, la masse maximale de solide dissout est atteinte et on ne peut plus dissoudre de solide ( tout du moins si la température reste constante)

sulfate de baryum

Pour déterminer la composition d'un échantillon contenant de l'hydroxyde de baryum et du chlorure de sodium, on en dissout 2 g. dans 100 mL d'eau. On ajoute 40 ml de H2SO4 à 0,5 mol/L. Il se forme un précipité de sulfate de baryum que l'on filtre. On titre l'excès d'acide dans le filtrat par 20 ml de NaOH à 1,25 mol/L

  1. .Quel est le pourcentage d'hydroxyde de baryum dans l'échantillon ?
  2. Quelle méthode utilise-t'on dans ce problème?
corrigé
hydroxyde de baryum : Ba (OH)2 = Ba2+ + 2HO-.

chlorure de sodium : NaCl (s) =Na+ + Cl-.

acide sulfurique H2SO4 = 2H+ + SO42-.

réaction de précipitation : Ba2+ + SO42- = BaSO4 (s)

réaction acide base : H+ + HO- = H2O

Qté de matière d'ion hydroxyde ajouté lors du dosage : volume (L) * concentration (mol/L) = 0,02*1,25 = 0,025 mol.

Qté de matière d'ion hydroxyde apporté par Ba (OH)2 : x mol

total ion hydroxyde : x +0,025 mol.

Qté de matière d'ion H+ apporté par l'acide sulfurique : 2 *0,5*0,04 = 0,04 mol

à l'équivalence du dosage acide base, les quantités de matière d'ion hydroxyde et d'ion H+ sont stoéchiomètriques.

x+ 0,025 = 0,04 soit x = 0,015 mol.

d'où la Qté de matière en soluté apporté en Ba (OH)2 : ½ *0,015 = 7,5 10-3 mol.

masse molaire Ba (OH)2 : 137,3 + 2*(1+16) = 171,3 g/mol

masse Ba (OH)2 : Qté de matière (mol) * masse molaire (g/mol) = 7,5 10-3 *171,3 =1,28 g.

soit en pourcentage : 100*1,28 / 2 = 64 %.

Dosage indirect ou dosage en retour de l'excès d'ion H+ apporté par l'acide sulfurique.

Pour activer la fermentation du vin, on peut ajouter du sulfate de potassium ou de sodium. Cette opération, appelée "plâtrage du vin", est autorisée, à condition que la concentration massique en ions sulfate ne dépasse pas 1,1 g/L. Cette concentration peut être déterminée à l'aide de la réaction de précipitation des ions sulfate (SO4²-) par les ions barym (Ba²+). Au préalable, il convient, par une méthode adaptée, d'éliminer les autres anions présents dans le vin et susceptibles de précipiter avec les ions (Ba²+).

  1. Ecrire l'équation de la réaction de précipitation.
  2. On prélève un volume V1=100mL de vin, préparé pour l'analyse, que l'on introduit dans un bécher.Puis on ajoute un volume V=20mL de solution de chlorure de baryum de concentration molaire C=0,10mol.L. On recueille le précipité, on le sèche et on le pèse: on obtien m=0,42g.
    - Déterminer l'avancement maximal de la réaction de précipitation sachant que les ions baryum sont en excès.
    -En déduire la quantité d'ions sulfate contenus dans l'échantillon testé, puis la concentration molaire des ions sulfate dans le vin.
    - Calculer la concentration massique des ions sulfate.Ce vin est-il commercialisable ? Ba : 137,3 ; S : 32 ; O: 16 g/mol.
corrigé
réaction de précipitation : Ba2+ + SO42- = BaSO4 (s)

Qté de matière d'ion sulfate (mol) = Qté de matiète de précipité BaSO4

masse molaire BaSO4 : 137,3+32+4*16 = 233,3 g/mol

Qté de matière (mol) = masse (g) / masse molaire (g/mol) = 0,42 / 233,3 = 1,8 10-3 mol.( avancement maximal)

concentration des ions sulfate dans le vin = Qté de matière d'ion sulfate (mol) / volume du vin (L)

1,8 10-3 / 0,1 = 1,8 10-2 mol/L.

masse molaire ion sulfate SO42- : 32+64=96 g/mol

concentration massique des ions sulfate : concentration (mol/L) * masse molaire (g/mol) = 0,018*96 = 1,73 g/L.

le vin n'est pas commercialisable.


Le chlorure de cobalt II est un solide ionique de couleur rose quand il est hydraté : sa formule statistique est alors de la forme CoCl2, xH2O. On se propose de déterminer le degré d'hydratation x de ce solide. On pèse une masse m = 4,24 g de ce solide hydraté et on le dissout totalement dans 100 mL d'eau distillée : on obtient alors une solution rose notée S. On construit ensuite une échelle de teintes en réalisant une série de dilutions à partir d'une solution S0 de chlorure de cobalt II dont la concentration est C0 = 1 mol.L-1. Les résultats sont consignés dans le tableau ci - dessous :
solution
S0
S1
S2
S3
S4
S5
C mol/L
1
0,33
0,25
0,22
0,20
0,18
Par comparaison avec cette échelle de teintes, on observe que la concentration de la solution S est comprise entre celle de la solution S4 et celle de la solution S3.

  1. Donner la formule des ions présents dans une solution de chlorure de cobalt II. Ecrire l'équation de sa dissolution dans l'eau.
  2. Calculer le facteur de dilution lors de la préparation de la solution S2. On en a préparé 100 mL : quel volume de solution S0 doit -on prélever ? Nommer, sans schématiser, la verrerie utilisée pour réaliser cette dilution.
  3. Exprimer en fonction de x le nombre de moles de chlorure de cobalt II hydraté correspondant à la masse pesée. Co : 58,9 ; Cl : 35,5 ; H: 1 ; O : 16 g/mol
  4. Calculer les nombres de moles de chlorure de cobalt II contenus dans 100 mL de solution S3 et dans 100 mL de solution S4.
  5. En déduire un encadrement de x. Sachant que x est un entier, donner sa valeur.
  6. On souhaite faire précipiter tous les ions chlorure de la solution S. Pour cela, on prélève 10 mL de la solution S et on y ajoute un excès de solution de nitrate d'argent (Ag+ ; NO3- ). Les ions argent et les ions chlorure précipitent selon la réaction : Ag+ + Cl-=AgCl(s). On récupère et on sèche le précipité de chlorure d'argent : sa pesée donne la valeur m' = 0,60 g. Déterminer la quantité de matière de précipité formé. Ag : 107,9 g/mol
    - En déduire la quantité d'ions chlorure ayant été nécessaire pour obtenir ce précipité.
    - En déduire celle des ions chlorure de toute la solution S, puis celle du chlorure de cobalt II correspondant.
    - Retrouver alors la valeur du degré d'hydratation x de ce chlorure de cobalt II.
corrigé
ions présents dans une solution de chlorure de cobalt II : Cl- et Co2+.

L'équation de dissolution est : CoCl2 (s) = Co2+ + 2Cl-.

Le facteur de dilution est : concentration S0 / concentration S2 : 1/0,25 = 4.

On prélève le volume de 25 mL de solution mère S0 avec une pipette jaugée ; on utilise pour obtenir S2 une fiole jaugée de 100 mL et on complète avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge.

Masse molaire CoCl2, xH2O : M=58,9+2*35,5+x(2+16)= 129,9+18x.

Qté de matière (mol) = masse (g) / masse molaire (g/mol) = 4,24 / (129,9+18 x)

Qté de matière (mol) = concentration de la solution (mol/L) * volume solution( L)

solution S3 : 0,22*0,1 = 0,022 mol d'où 0,022 = 4,24 / (129,9+18 x)

0,022 (129,9+18 x)=4,24 ; 2,86 +0,396 x=4,24 soit x= 3,5.

solution S4 : 0,20*0,1 = 0,020 mol d'où 0,020 = 4,24 / (129,9+18 x)

0,020 (129,9+18 x)=4,24 ; 2,6 +0,36 x= 4,24 ; x= 4,6

Or x est un entier, donc x=4.

Réaction de précipitation :

quantité de matière de précipité formé (mol) = masse (g) / masse molaire (g/mol)

masse molaire AgCl : 107,8+35,5 = 143,3 g/mol

0,6 / 143,3 = 4,2 10-3 mol, donc 4,2 10-3 mol d'ion chlorure..

Le précipité a été obtenu pour 10 mL de solution S.

Dans 100 mL de S, on a donc 10 fois plus d'ions chlorure soit 4,2 10-2 mol.

D'après l'équation-bilan de dissolution , on voit que dans la solution de chlorure de cobalt II, pour obtenir 2 moles d'ions chlorure, il faut 1 mole (moitié moins) de chlorure de cobalt II, on en déduit donc la quantité de matière de chlorure de cobalt 4,2 10-2 / 2 = 2,1 10-2 mol.

Qté de matière (mol) = masse (g) / masse molaire (g/mol) = 4,24 / (129,9+18 x) = 2,1 10-2 mol.

0,021*(129,9+18 x)= 4,24

2,73 + 0,378 x = 4,24 soit x= 4.

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