Dissolution du Chlorure de Sodium
Comprendre la Dissolution du Chlorure de Sodium
Dans un laboratoire de chimie, vous êtes chargé de préparer une solution saline pour une expérience de conductivité.
Vous disposez de chlorure de sodium pur (NaCl) et vous devez préparer 500 mL de solution à une concentration précise pour que l’expérience soit valide.
Données:
- Masse molaire du NaCl : 58,44 g/mol
- Densité de la solution à préparer : 1,07 g/mL
- Concentration souhaitée de la solution : 0,5 mol/L
- Volume de la solution à préparer : 500 mL
Questions:
1. Calcul de la masse de NaCl nécessaire :
Calculez la masse de chlorure de sodium que vous devez peser pour préparer cette solution.
2. Préparation de la solution :
Expliquez les étapes pour préparer la solution à partir du moment où vous pesez le NaCl jusqu’à ce que vous obteniez 500 mL de solution à la concentration désirée.
3. Vérification de la concentration par calcul de densité :
À l’aide de la densité de la solution et de la masse molaire, vérifiez si la masse de NaCl que vous avez utilisée vous donne bien la concentration désirée.
4. Impact de la température sur la solubilité :
Discutez de l’effet de la température sur la solubilité du NaCl dans l’eau. Qu’arriverait-il si la température de l’eau utilisée était significativement plus froide ou plus chaude que la température ambiante ?
Correction : Dissolution du Chlorure de Sodium
1. Calcul de la masse de NaCl nécessaire
Pour préparer une solution de concentration \( 0.5 \, \text{mol/L} \) dans un volume de \( 500 \, \text{mL} \), nous devons d’abord convertir le volume de la solution de millilitres en litres :
\[ V = 500 \, \text{mL} = 0.5 \, \text{L} \]
La formule pour calculer le nombre de moles \( n \) est :
\[ n = C \times V \]
où \( C = 0.5 \, \text{mol/L} \) et \( V = 0.5 \, \text{L} \).
Substituons les valeurs :
\[ n = 0.5 \, \text{mol/L} \times 0.5 \, \text{L} = 0.25 \, \text{mol} \]
Ensuite, nous utilisons la masse molaire du NaCl pour trouver la masse nécessaire :
\[ m = n \times \text{Masse molaire de NaCl} \] \[ m = 0.25 \, \text{mol} \times 58.44 \, \text{g/mol} \] \[ m = 14.61 \, \text{g} \]
2. Préparation de la solution
Les étapes pour préparer la solution de chlorure de sodium sont :
- Pesez \( 14.61 \, \text{g} \) de NaCl.
- Ajoutez le NaCl à un bécher contenant environ 400 mL d’eau distillée.
- Agitez le mélange jusqu’à dissolution complète du NaCl.
- Transférez la solution dans une fiole jaugée de 500 mL.
- Ajoutez de l’eau distillée jusqu’à atteindre le trait de jauge de 500 mL pour assurer que le volume total de la solution est exactement 500 mL.
- Agitez de nouveau pour garantir une solution homogène.
3. Vérification de la concentration par calcul de densité
La densité théorique de la solution est donnée à \( 1.07 \, \text{g/mL} \). Calculons la masse totale de la solution pour vérifier la concentration :
\[ m_{totale} = \rho \times V \] \[ m_{totale} = 1.07 \, \text{g/mL} \times 500 \, \text{mL} \] \[ m_{totale} = 535 \, \text{g} \]
La masse de l’eau ajoutée est donc :
\[ m_{eau} = m_{totale} – m_{NaCl} \] \[ m_{eau} = 535 \, \text{g} – 14.61 \, \text{g} \] \[ m_{eau} = 520.39 \, \text{g} \]
Cela confirme que la densité est conforme aux attentes, supportant la concentration de \( 0.5 \, \text{mol/L} \) calculée.
4. Impact de la température sur la solubilité
La solubilité du NaCl augmente légèrement avec la température. Si l’eau utilisée est plus chaude, le NaCl se dissoudra plus rapidement et une plus grande quantité pourrait potentiellement se dissoudre.
Si l’eau est plus froide, la dissolution sera plus lente, et il pourrait être plus difficile de dissoudre entièrement le NaCl dans le volume donné, surtout si la quantité est proche de la limite de solubilité à cette température.
Conclusion
Ainsi, avec un calcul précis et une préparation méthodique, la solution préparée devrait être à la concentration désirée, prête à être utilisée pour l’expérience de conductivité prévue.
Dissolution du Chlorure de Sodium
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