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acide fort-base forte
Bonjour
Énoncé:
On désire préparer une solution s1 d acide nitrique de concentration c1=0,1 mol/l a partir de la solution commerciale a 100℅ de pureté et livree avec l indication suivante:1 litre de la solution pèse 1,63 kg
1/calculer la concentration massique cm de la solution commerciale.en déduire le volume V a prélever pour préparer s1
2/on mélange v1=5 cm^3 de solution s1 et V2=15 cm^3 d acide bromhydrique
a/ écrire les équations de dissociation de l acide nitrique et de l acide bromhydrique
b/ calculer les concentrations molaires volumiques de toutes les espèces chimiques présentes en solution.
C/ en déduire le PH du mélange
3/ vérifier que le mélange est électriquement neutre .
4 calculer le volume d eau Vé a ajouter pour que le PH du mélange soit égal a 2,4
5/on mélange 300 ml d une solution s3 d acide nitrique de PH3=2,3 et 500mL d une solution S4 d acide chlorhydrique de PH inconnu.le mélange final c a un pH=2,8 .en déduire le pH de la solution inconnue.
Réponse
Question 1
J ai voulu utilisé ceux ci mais on ne connait pas Vs
Vs: volume de la solution
Cm=m/M*VS
m:masse en g
M : masse molaire
Bonjour
Pour 1 : lis bien l'énoncé et réfléchis au lieu d'essayer d'appliquer une formule toute faite.
L'énoncé précise que l'acide est pur. Quelle est dans ces conditions la masse d'acide dans un litre ?
Pourquoi "g/L" si la masse d'un litre vaut 1,63kg ?
Concernant le reste de la question 1 : on précise la concentration molaire de la solution S1 à préparer mais on ne dit rien de son volume. Pourtant, la quantité d'acide pur à prélever dépend de ce volume...
Pour la question 2 : la concentration de la solution d'acide bromhydrique n'est pas indiquée...
Tu peux faire le calcul du volume V d'acide pur à utiliser pour obtenir un litre de solution S1 à la concentration c1=0,1mol/L.
Le volume d acide est:
m:masse de l acide
V:le volumd d acide
M:masse molaire de l acide
V=m/M*C
V=1630/63*0*1
V=259 L
Tu ne réfléchis pas à ce que tu écris... Pour obtenir un litre de solution diluée à partir d'eau et d'acide pur, il te faudrait 259L d'acide pur !!!!!!!
Commence par calculer la quantité d'acide contenue dans un litre de solution diluée à 0,1mol/L (calcul très très difficile...) Calcule alors le volume V d'acide pur correspondant à cette quantité. Tu vas obtenir une valeur assez petite. Il suffit alors à compléter avec de l'eau jusqu'à obtenir un volume total de 1L. (Je passe sur les précautions expérimentales à prendre pour mélanger de l'eau et un tel acide pur...)
OK ; donc : quel volume d'acide nitrique pur contient 0,1mol de HNO3 ? Pour répondre, il faut déterminer la concentration molaire en HNO3 dans l'acide pur. Pour cela tu as besoin de la concentration massique en HNO3 dans l'acide pur et de la masse molaire de HNO3...
C:désigne la concentration molaire de HNO3
C':désigné la concentration massique en HNO3
M:masse molaire de HNO3
C=C'/M
C=m/V*M
C=1630/63
C=25,9 mol/l
OK ; donc quel volume de cet acide faut -il utiliser pour obtenir 0,1mol de HNO3 ? Ayant prélevé ce volume, on complète avec de l'eau jusqu'à obtenir un litre de solution S1.
Remarque : comme prévu, le volume d'acide pur à prélever est très faible. On augmente la précision en choisissant de fabriquer 10L de S1 plutôt que 1L. Je te laisse réfléchir...
C'est cela. Mesurer avec précision 3,86mL est délicat. Il serait plus simple de prélever 38,6mL d'acide pur et de compléter avec de l'eau pour obtenir 10L de solution diluée.
Connaissant le nouveau pH, tu peux obtenir la nouvelle concentration en ions oxonium. Tu tombes alors sur un classique problème de dilution.
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