Préparation d’une Solution de Nitrate

1. Calcul de la masse initiale de KNO3 nécessaire

Pour comprendre cette préparation, commençons par les notions de base :

• La mole représente une quantité de particules (atomes ou molécules). C’est comme un "paquet" contenant toujours le même nombre de particules : environ 6,02×10²³. Cette unité permet de passer de l’échelle microscopique (molécules) à des quantités mesurables en laboratoire.
• La concentration molaire (C) indique combien de moles de soluté sont dissoutes dans 1 L de solution. Elle s’écrit \(\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}\).

Pour préparer une solution, nous allons :

1. Calculer le nombre de moles de soluté nécessaires pour le volume souhaité.
2. Convertir ensuite ce nombre de moles en masse, en utilisant la masse molaire du soluté.

Formules

Nombre de moles (n) :
\[n = C \times V\]

Conversion en masse (m) :
\[m = n \times M\]

Données

• Concentration souhaitée : \(C = 0{,}20\;\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}\)
• Volume de solution : \(V = 500\;\mathrm{mL} = 0{,}500\;\mathrm{L}\)
• Masse molaire du KNO₃ : \(M = 101\;\frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}\)

Calculs :

Calcul du nombre de moles :
On multiplie la concentration par le volume :
\[n = 0{,}20\;\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}} \times 0{,}500\;\mathrm{L} \] \[n = 0{,}10\;\mathrm{mol}\]

Conversion en masse :
On utilise la masse molaire :
\[m = 0{,}10\;\mathrm{mol} \times 101\;\frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}} \] \[m = 10{,}1\;\mathrm{g}\]

Résultat :

Peser 10,1 g de KNO₃ pour préparer 500 mL d’une solution à \(0,20\;\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}\).

2. Masse supplémentaire de KNO₃ pour doubler la concentration

Pour augmenter la concentration de la solution initiale, nous allons :

1. Calculer le nombre total de moles nécessaire pour la nouvelle concentration \(0,40\;\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}\).
2. Soustraire le nombre de moles déjà présentes (0,10 mol) pour connaître les moles à ajouter.
3. Convertir cette différence en masse.

Formules :

Moles totales pour la nouvelle concentration :
\[n_2 = C_2 \times V\]

Moles à ajouter :
\[\Delta n = n_2 - n_1\]

Masse à ajouter :
\[\Delta m = \Delta n \times M\]

Données :

• Nouvelle concentration : \(C_2 = 0{,}40\;\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}\)
• Volume inchangé : \(V = 0{,}500\;\mathrm{L}\)
• Moles initiales : \(n_1 = 0{,}10\;\mathrm{mol}\)
• Masse molaire : \(M = 101\;\frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}}\)

Calculs :

Calcul des moles totales pour \(0,40\;\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}\) :
\[n_2 = 0{,}40\;\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}} \times 0{,}500\;\mathrm{L} \] \[n_2 = 0{,}20\;\mathrm{mol}\]

Calcul des moles à ajouter :
\[\Delta n = 0{,}20\;\mathrm{mol} - 0{,}10\;\mathrm{mol} \] \[\Delta n = 0{,}10\;\mathrm{mol}\]

Conversion en masse.
\[\Delta m = 0{,}10\;\mathrm{mol} \times 101\;\frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mol}} \] \[\Delta m = 10{,}1\;\mathrm{g}\]

Résultat :

Ajouter 10,1 g de KNO₃ pour atteindre \(0,40\;\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}\).