Spécialité physique-chimie, Terminale • Exercices corrigés à Montréal

Fiche de révision : déterminer la composition d'un système (Terminale spécialité)

Cette fiche accompagne la partie « Déterminer la composition d'un système par des méthodes physiques et chimiques » du programme de Terminale spécialité : titre massique et densité, pH, schémas de Lewis des espèces acido-basiques, espèce amphotère, spectres infrarouge et UV-visible, lois de Beer-Lambert et de Kohlrausch, équation d'état du gaz parfait.

Elle ne redit pas le cours. Elle dit ce qui coûte des points au baccalauréat, la relation à choisir selon la grandeur mesurée, et les contrôles à faire avant de rendre la copie. Les titrages ont leur propre fiche, celle de l'acide-base.

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Le fil du chapitre

Entre la grandeur qu'on mesure et la composition qu'on cherche, il y a une relation, et chaque relation a un domaine : la densité pour le titre massique, la solution diluée pour le pH, Beer-Lambert et Kohlrausch, la faible pression pour $PV=nRT$ . On vérifie qu'on est dans le domaine AVANT de convertir.

Ce chapitre fait partie de Spécialité physique-chimie en Terminale

Pour s'entraîner Les exercices corrigés de ce chapitre, 10 exercices

Avant ce chapitre

Cette fiche suppose ces notions acquises. Si une méthode ci-dessous reste opaque, c'est presque toujours l'une d'elles qui manque, pas la fiche.

Avancement et dosagesPremière Exercices

Remonter plus loin : la chaîne complète (4 chapitres) ↓

Le chemin de remédiation, du plus ancien au plus proche. Un élève qui reprend ce chapitre de zéro le reprend dans cet ordre.

1L'atome et la classification périodiqueSeconde
2Molécules, mole et quantité de matièreSeconde
3Équations, avancement et réactif limitantSeconde
4Avancement et dosagesPremière

Notions couvertes

Titre massique
Densité d'une solution
Dilution d'une solution commerciale
Relation pH-concentration
Schéma de Lewis
Ion carboxylate et ion ammonium
Espèce amphotère
Spectroscopie infrarouge
Spectroscopie UV-visible
Loi de Beer-Lambert
Loi de Kohlrausch
Équation d'état du gaz parfait

L'essentiel

Du flacon commercial à la concentration

• TITRE MASSIQUE $w$ : masse de soluté contenue dans $100\ \mathrm{g}$ de SOLUTION. Il parle de masse, jamais de volume.
• DENSITÉ $d=\dfrac{\rho}{\rho_{\text{eau}}}$ , sans unité : un litre de solution pèse $d\times 1\,000\ \mathrm{g}$ .
• La chaîne sur un litre : masse de solution $1\,000\,d$ , masse de soluté $1\,000\,d\,w$ , concentration $c=\dfrac{w\,d\,\rho_{\text{eau}}}{M}$ avec $\rho_{\text{eau}}=1\,000\ \mathrm{g/L}$ .
• DILUTION : $c_{0}V_{0}=c_{1}V_{1}$ , facteur de dilution $F=\dfrac{c_{0}}{c_{1}}=\dfrac{V_{1}}{V_{0}}$ . L'acide concentré se verse dans l'eau.

Écrire la chaîne en trois lignes, masse de solution, masse de soluté, quantité de soluté, rapporte les points de méthode même si le calcul final est faux.

Chaque relation a son domaine

• pH : $\mathrm{pH}=-\log\left(\dfrac{[\mathrm{H_{3}O^{+}}]}{c^{\circ}}\right)$ , $[\mathrm{H_{3}O^{+}}]=c^{\circ}\times 10^{-\mathrm{pH}}$ . Pour un acide FORT, $[\mathrm{H_{3}O^{+}}]=c$ tant que la solution est diluée et que l'acide domine l'eau : de $10^{-5}$ à $10^{-2}\ \mathrm{mol/L}$ environ.
• BEER-LAMBERT : $A=\varepsilon\,\ell\,c$ , solution diluée, lumière monochromatique, une seule espèce absorbante, absorbance modérée.
• KOHLRAUSCH : $\sigma=\sum_{i}\lambda_{i}[X_{i}]$ , $\sigma$ en $\mathrm{S/m}$ , $\lambda_{i}$ en $\mathrm{S\cdot m^{2}/mol}$ , $[X_{i}]$ en $\mathrm{mol/m^{3}}$ , solution diluée.
• GAZ PARFAIT : $PV=nRT$ , $P$ en $\mathrm{Pa}$ , $V$ en $\mathrm{m^{3}}$ , $T$ en $\mathrm{K}$ ; gaz sous faible pression. Concentration d'un gaz : $c=\dfrac{n}{V}=\dfrac{P}{RT}$ pour le gaz entier.

En pointillé la relation

\mathrm{pH}=-\log(c/c^{\circ})

, en trait plein le pH réel d'un acide fort : ils se séparent vers

10^{-6}\ \mathrm{mol/L}

et le pH plafonne à

7

Décrire les espèces acido-basiques

• Acide carboxylique $\mathrm{R{-}COOH}$ : il cède l'hydrogène lié à l'OXYGÈNE. Ion carboxylate $\mathrm{R{-}COO^{-}}$ : un oxygène à trois doublets non liants porte la charge $-$ .
• Amine $\mathrm{R{-}NH_{2}}$ : l'azote a un doublet non liant, qui capte $\mathrm{H^{+}}$ . Ion ammonium $\mathrm{R{-}NH_{3}^{+}}$ : azote à quatre liaisons, sans doublet non liant, chargé $+$ .
• AMPHOTÈRE : acide d'un couple ET base d'un autre, comme $\mathrm{H_{2}O}$ ou $\mathrm{H_{2}PO_{4}^{-}}$ . Chargée ou neutre, peu importe.
• INFRAROUGE : identifie des LIAISONS par leur nombre d'onde $\sigma=\dfrac{1}{\lambda}$ . UV-VISIBLE : identifie une espèce par la position de $\lambda_{\max}$ ; la couleur perçue est la complémentaire de la couleur absorbée.

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Appliquer le titre massique à un litre au lieu d'un kilogramme

toute la question, et la dilution qui suit

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Acide chlorhydrique à $37{,}0\ \%$ : il y a $370\ \mathrm{g}$ de chlorure d'hydrogène par litre. »

Ce qu'il faut écrire

« Un litre de solution de densité $1{,}19$ pèse $1\,190\ \mathrm{g}$ , dont $37{,}0\ \%$ , soit $440\ \mathrm{g}$ de chlorure d'hydrogène. »

Pourquoi : Le titre est un pourcentage de MASSE de solution ; seule la densité convertit le litre en grammes. L'erreur vaut exactement le facteur $d$ .

2. Oublier l'unité de la masse volumique de l'eau

1 à 2 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $c=\dfrac{w\,d}{M}=\dfrac{0{,}370\times 1{,}19}{36{,}5}\approx 0{,}0121\ \mathrm{mol/L}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« $c=\dfrac{w\,d\,\rho_{\text{eau}}}{M}=\dfrac{0{,}370\times 1{,}19\times 1\,000}{36{,}5}\approx 12{,}1\ \mathrm{mol/L}$ . »

Pourquoi : $d$ est sans unité : sans $\rho_{\text{eau}}=1\,000\ \mathrm{g/L}$ , le résultat n'est pas une concentration. Un acide « concentré » à un centième de mole par litre doit alerter.

3. Diviser le pH par dix à la dilution

1 point, et le sens physique de toute la réponse

Ce qu'il ne faut pas écrire

« On dilue dix fois une solution de pH $1{,}70$ : le pH devient $0{,}17$ . »

Ce qu'il faut écrire

« Diluer dix fois divise $[\mathrm{H_{3}O^{+}}]$ par dix, donc AJOUTE $1$ au pH : $\mathrm{pH}=2{,}70$ . »

Pourquoi : $-\log\left(\dfrac{c}{10\,c^{\circ}}\right)=-\log\left(\dfrac{c}{c^{\circ}}\right)+1$ . Un pH qui baisse à la dilution signifierait une solution plus acide après ajout d'eau.

4. Prolonger une droite d'étalonnage hors de la gamme

toute la question

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'échantillon donne $A=1{,}50$ ; par la droite $A=0{,}05\,c$ , $c=30\ \mu\mathrm{mol/L}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« $A=1{,}50$ dépasse le dernier étalon linéaire, $A=1{,}00$ : on dilue l'échantillon pour ramener $A$ dans la gamme, puis on multiplie par le facteur de dilution. »

Au-delà de

20\ \mu\mathrm{mol/L}

les mesures quittent la droite :

A=1{,}50

lu sur la droite donne

30

, sur la courbe environ

35\ \mu\mathrm{mol/L}

Pourquoi : Au-delà de la gamme, les points passent sous la droite : la droite donne $30$ quand la courbe donne environ $35\ \mu\mathrm{mol/L}$ . Une extrapolation n'est pas une mesure, et le même piège vaut pour une conductance.

5. Garder les concentrations en moles par litre dans la loi de Kohlrausch

1 à 2 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Nitrate de sodium à $2{,}0\times 10^{-3}\ \mathrm{mol/L}$ : $\sigma=(5{,}01+7{,}14)\times 10^{-3}\times 2{,}0\times 10^{-3}=2{,}4\times 10^{-5}\ \mathrm{S/m}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« $c=2{,}0\ \mathrm{mol/m^{3}}$ , donc $\sigma=12{,}15\times 10^{-3}\times 2{,}0\approx 2{,}43\times 10^{-2}\ \mathrm{S/m}$ . »

Pourquoi : $\lambda$ est en $\mathrm{S\cdot m^{2}/mol}$ : il faut des $\mathrm{mol/m^{3}}$ pour obtenir des $\mathrm{S/m}$ . Le facteur $1\,000$ oublié est l'erreur la plus fréquente de cette loi.

6. Retirer le mauvais hydrogène d'un acide carboxylique

le point du schéma de Lewis

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'ion méthanoate s'écrit $\mathrm{{}^{-}COOH}$ : l'acide a perdu l'hydrogène lié au carbone. »

Ce qu'il faut écrire

« L'acide cède l'hydrogène du groupe carboxyle, lié à l'oxygène : $\mathrm{H{-}COO^{-}}$ , charge $-$ sur un oxygène à trois doublets non liants. »

Pourquoi : La liaison $\mathrm{O{-}H}$ est polarisée par l'oxygène, très électronégatif ; la liaison $\mathrm{C{-}H}$ ne l'est presque pas. On retire l'hydrogène ET on ajoute un doublet non liant sur le même oxygène.

7. Conclure « pas d'amine » faute de bande N-H

la question d'identification entière

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le spectre n'a aucune bande entre $3300$ et $3500\ \mathrm{cm^{-1}}$ : la molécule n'est pas une amine. »

Ce qu'il faut écrire

« Aucune liaison $\mathrm{N{-}H}$ : si c'est une amine, elle est tertiaire, comme la triméthylamine $\mathrm{(CH_{3})_{3}N}$ . »

Pourquoi : Une bande présente prouve une liaison ; une bande absente exclut seulement cette liaison. L'infrarouge voit des liaisons, pas des atomes.

8. Appliquer le gaz parfait en litres et en degrés Celsius

1 à 2 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $2{,}0\ \mathrm{L}$ de gaz à $1{,}0\times 10^{5}\ \mathrm{Pa}$ et $25\ \mathrm{^{\circ}C}$ : $n=\dfrac{1{,}0\times 10^{5}\times 2{,}0\times 10^{-3}}{8{,}314\times 25}\approx 0{,}96\ \mathrm{mol}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« $T=298{,}15\ \mathrm{K}$ : $n=\dfrac{1{,}0\times 10^{5}\times 2{,}0\times 10^{-3}}{8{,}314\times 298{,}15}\approx 8{,}1\times 10^{-2}\ \mathrm{mol}$ . »

Pourquoi : La relation n'est vraie qu'en unités du système international. Contrôle : à pression atmosphérique, une mole occupe environ $24\ \mathrm{L}$ , donc $2\ \mathrm{L}$ font moins d'un dixième de mole.

9. Appliquer le gaz parfait à un gaz liquéfié

toute la question

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le cylindre de $0{,}70\ \mathrm{L}$ à $57\ \mathrm{bar}$ contient $n=\dfrac{PV}{RT}\approx 1{,}6\ \mathrm{mol}$ de dioxyde de carbone. »

Ce qu'il faut écrire

« Sous $57\ \mathrm{bar}$ à $20\ \mathrm{^{\circ}C}$ , le dioxyde de carbone est en grande partie liquide : le modèle ne s'applique pas, on passe par la masse. »

Pourquoi : Le gaz parfait suppose des molécules éloignées qui n'interagissent pas, donc une faible pression. Un résultat six fois plus petit que l'étiquette signale un modèle hors domaine, pas une étiquette fausse.

Quelle méthode choisir

Quelle relation, selon la grandeur mesurée

On dispose d'une mesure ou d'une étiquette et l'on cherche une concentration ou une quantité de matière

Si Un titre massique et une densité (flacon commercial) → $c=\dfrac{w\,d\,\rho_{\text{eau}}}{M}$ , puis $c_{0}V_{0}=c_{1}V_{1}$ pour diluer

Exemple : $37{,}0\ \%$ , $d=1{,}19$ , $M=36{,}5$ : $c\approx 12{,}1\ \mathrm{mol/L}$
Si Un pH, et l'espèce est un acide fort → $[\mathrm{H_{3}O^{+}}]=c^{\circ}\times 10^{-\mathrm{pH}}=c$ , dans le domaine dilué

Exemple : $\mathrm{pH}=2{,}70$ : $c=10^{-2{,}70}\approx 2{,}0\times 10^{-3}\ \mathrm{mol/L}$
Si Une absorbance d'une espèce colorée → Beer-Lambert par une droite d'étalonnage, la mesure DANS la gamme

Exemple : $A=0{,}60$ avec $A=0{,}05\,c$ : $c=12\ \mu\mathrm{mol/L}$
Si Une conductance ou une conductivité d'une solution ionique → Kohlrausch, concentrations en $\mathrm{mol/m^{3}}$ , ou droite d'étalonnage $G=f(c)$

Exemple : $\sigma=2{,}43\times 10^{-2}\ \mathrm{S/m}$ pour du nitrate de sodium à $2{,}0\ \mathrm{mmol/L}$
Si Une pression, un volume et une température d'un gaz → $n=\dfrac{PV}{RT}$ en unités SI, si la pression est faible

Exemple : $2{,}0\ \mathrm{L}$ à $1{,}0\ \mathrm{bar}$ et $25\ \mathrm{^{\circ}C}$ : $n\approx 8{,}1\times 10^{-2}\ \mathrm{mol}$

Un spectre infrarouge ou la position d'un maximum UV-visible ne donnent pas de concentration : ils IDENTIFIENT. Et si la mesure sort du domaine de la relation, on ne change pas de formule, on dilue.

Quelle zone du spectre infrarouge regarder

On doit choisir entre des candidats de même formule brute

Trait plein : l'

\mathrm{O{-}H}

d'un acide, très large, qui descend à

2500

et avale les

\mathrm{C{-}H}

. Pointillé : l'

\mathrm{O{-}H}

d'un alcool, vers

3300

, séparé des

\mathrm{C{-}H}

Si Bande forte et TRÈS large de 2500 à 3200, qui englobe les C-H → O-H d'un acide carboxylique

Exemple : acide butanoïque, avec un $\mathrm{C{=}O}$ vers $1710\ \mathrm{cm^{-1}}$
Si Bande forte et large vers 3200 à 3400, séparée des C-H → O-H d'un alcool

Exemple : acétoïne, hydroxyle d'alcool et carbonyle de cétone
Si Une ou deux bandes fines entre 3300 et 3500 → N-H d'une amine : deux bandes pour NH2, une pour NH

Exemple : propan-1-amine, deux bandes ; N-méthyléthanamine, une
Si Aucune bande au-dessus de 3000, un C=O vers 1740 → Ester, ou toute espèce sans O-H ni N-H

Exemple : éthanoate d'éthyle

La bande C=O est souvent commune à deux candidats : c'est la zone au-dessus de 2500 qui tranche.

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

Préparer une solution à partir d'un flacon commercial

Quand l'utiliser : L'énoncé donne un titre massique, une densité, et demande de préparer une solution de concentration donnée

1 Calculer la masse d'un litre de solution commerciale à partir de la densité.
2 Calculer la masse de soluté dans ce litre avec le titre massique, puis la concentration en quantité de matière.
3 Écrire la conservation de la quantité de soluté au cours de la dilution et en tirer le volume à prélever.
4 Décrire le prélèvement (pipette jaugée ou graduée, propipette), la fiole jaugée déjà en partie remplie d'eau, l'ajustement au trait de jauge et l'homogénéisation.
5 Nommer la précaution : gants, lunettes, hotte, et l'acide versé dans l'eau.

Phrase de conclusion

« Un litre de solution commerciale pèse $1\,190\ \mathrm{g}$ et contient $0{,}370\times 1\,190\approx 440\ \mathrm{g}$ de chlorure d'hydrogène, soit $c_{0}=\dfrac{440}{36{,}5}\approx 12{,}1\ \mathrm{mol/L}$ . La quantité de soluté se conserve : $V_{0}=\dfrac{c_{1}V_{1}}{c_{0}}=\dfrac{2{,}00\times 10^{-2}\times 1{,}000}{12{,}1}\approx 1{,}66\ \mathrm{mL}$ . »

Le piège : Diviser par 1 000 g au lieu de 1 190 g, ou oublier la précaution : l'eau versée sur un acide concentré peut bouillir et projeter.

Barème : 1 point pour la masse du litre, 1 point pour la concentration, 1 point pour le volume prélevé, 1 point pour le protocole et la sécurité.

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

L'ordre de grandeur d'un acide concentré

Un acide commercial concentré titre entre 10 et 20 mol/L environ. Une valeur mille fois plus petite ou plus grande signale une unité perdue.

$0{,}0121\ \mathrm{mol/L}$ pour de l'acide chlorhydrique à $37\ \%$ : $\rho_{\text{eau}}$ a été oubliée.
Le pH reste du bon côté de 7

Un acide dilué, même très dilué, garde un pH inférieur à 7, et chaque dilution par dix ajoute au plus une unité.

$\mathrm{pH}=8$ pour un acide à $10^{-8}\ \mathrm{mol/L}$ : la relation a été appliquée hors de son domaine.
La mesure est dans la gamme

Avant d'utiliser une droite d'étalonnage, vérifier que la valeur mesurée est comprise entre le plus petit et le plus grand étalon de la partie linéaire.

$A=1{,}50$ quand le dernier étalon linéaire donne $1{,}00$ : il fallait diluer.
Le volume molaire comme témoin

À pression atmosphérique et température ambiante, une mole de gaz occupe environ 24 L. Un calcul de gaz parfait doit s'y accorder.

$0{,}96\ \mathrm{mol}$ dans $2\ \mathrm{L}$ de gaz ordinaire : la température a été laissée en degrés Celsius.

L'exercice type décortiqué

De l'étiquette au pH : l'acide chlorhydrique du laboratoire

Un flacon d'acide chlorhydrique porte : « $37{,}0\ \%$ en masse, densité $1{,}19$ ». $M(\mathrm{HCl})=36{,}5\ \mathrm{g/mol}$ . On veut préparer $V_{1}=1{,}000\ \mathrm{L}$ de solution à $c_{1}=2{,}00\times 10^{-2}\ \mathrm{mol/L}$ , puis vérifier sa concentration au pH-mètre.

Quel volume prélever, et quel pH doit-on lire si la préparation est réussie ?

Étape 1

Un litre de solution commerciale pèse $1{,}19\times 1\,000=1\,190\ \mathrm{g}$ et contient $0{,}370\times 1\,190\approx 440\ \mathrm{g}$ de chlorure d'hydrogène.

Pourquoi

La densité convertit le volume en masse ; le titre ne s'applique qu'ensuite, à cette masse. Sauter cette étape est l'erreur qui coûte le plus sur ce type de question.

Étape 2

$c_{0}=\dfrac{440}{36{,}5}\approx 12{,}1\ \mathrm{mol/L}$ .

Pourquoi

On vérifie l'ordre de grandeur : un acide concentré titre une dizaine de moles par litre. C'est le contrôle qui rattrape une unité perdue.

Étape 3

$V_{0}=\dfrac{c_{1}V_{1}}{c_{0}}=\dfrac{2{,}00\times 10^{-2}\times 1{,}000}{12{,}06}\approx 1{,}66\times 10^{-3}\ \mathrm{L}$ , soit $1{,}66\ \mathrm{mL}$ , versés dans une fiole jaugée de $1{,}000\ \mathrm{L}$ déjà à moitié remplie d'eau.

Pourquoi

La quantité de soluté se conserve à la dilution. Le protocole et la précaution de sécurité sont notés à part : les écrire rapporte un point que le calcul seul ne donne pas.

Étape 4

L'acide chlorhydrique est un acide fort : $[\mathrm{H_{3}O^{+}}]=c_{1}$ et $\mathrm{pH}=-\log(2{,}00\times 10^{-2})\approx 1{,}70$ .

Pourquoi

On est à la limite haute du domaine dilué, vers $10^{-2}\ \mathrm{mol/L}$ : un écart de quelques centièmes à la mesure est normal, un écart d'une unité signale une erreur de dilution.

Étape 5

Contrôle : si l'on avait divisé par $1\,000\ \mathrm{g}$ au lieu de $1\,190\ \mathrm{g}$ , on aurait $c_{0}\approx 10{,}1\ \mathrm{mol/L}$ , $V_{0}\approx 1{,}97\ \mathrm{mL}$ , et une solution $1{,}19$ fois trop concentrée, de pH $1{,}62$ .

Pourquoi

Le pH-mètre voit l'erreur de densité : huit centièmes d'unité, au-delà de la précision d'un appareil étalonné. Une vérification physique vaut mieux qu'un calcul refait.

Conclusion rédigée

On prélève $1{,}66\ \mathrm{mL}$ d'acide commercial, on complète à $1{,}000\ \mathrm{L}$ , et le pH-mètre doit indiquer $1{,}70$ environ.

L'erreur classique sur cet exercice : Écrire $c_{0}=\dfrac{0{,}370\times 1{,}19}{36{,}5}$ sans $\rho_{\text{eau}}$ : on obtient $0{,}0121\ \mathrm{mol/L}$ , et un volume à prélever de plus d'un litre, absurde.

À savoir par cœur

• Titre massique : masse de soluté pour $100\ \mathrm{g}$ de SOLUTION. Densité : un litre pèse $1\,000\,d$ grammes.
• $c=\dfrac{w\,d\,\rho_{\text{eau}}}{M}$ , avec $\rho_{\text{eau}}=1\,000\ \mathrm{g/L}$ ; dilution : $c_{0}V_{0}=c_{1}V_{1}$ .
• $\mathrm{pH}=-\log([\mathrm{H_{3}O^{+}}]/c^{\circ})$ ; diluer dix fois AJOUTE $1$ au pH ; un acide reste sous $7$ .
• Acide carboxylique : l'hydrogène de l'OXYGÈNE part. Amine : le doublet de l'AZOTE capte $\mathrm{H^{+}}$ .
• Amphotère : acide d'un couple ET base d'un autre.
• Infrarouge : des LIAISONS ; UV-visible : la position de $\lambda_{\max}$ ; couleur perçue complémentaire.
• Beer-Lambert et Kohlrausch : solutions DILUÉES, mesure DANS la gamme ; Kohlrausch en $\mathrm{mol/m^{3}}$ .
• $PV=nRT$ en $\mathrm{Pa}$ , $\mathrm{m^{3}}$ , $\mathrm{K}$ , gaz sous faible pression ; environ $24\ \mathrm{L/mol}$ à l'ambiante.

Questions fréquentes

Comment passer du titre massique à la concentration d'une solution commerciale ?

On raisonne sur un litre de solution. La densité donne sa masse, mille grammes multipliés par la densité. Le titre massique donne la part de cette masse qui est du soluté. On divise enfin cette masse de soluté par la masse molaire pour obtenir des moles par litre. Oublier la densité, c'est appliquer le pourcentage à un litre comme s'il pesait un kilogramme.

Pourquoi le pH d'un acide très dilué ne dépasse-t-il jamais 7 ?

Parce que la relation entre le pH et la concentration d'un acide fort suppose que l'acide est la seule source d'ions oxonium. Quand on dilue beaucoup, l'eau elle-même en apporte autant que l'acide, et le pH se rapproche de celui de l'eau sans jamais le dépasser. En pratique, l'eau distillée laissée à l'air dissout du dioxyde de carbone et plafonne vers un pH de 6.

Quelles sont les conditions de validité de la loi de Beer-Lambert ?

La loi suppose une solution diluée, une lumière monochromatique et une seule espèce qui absorbe à la longueur d'onde choisie. En pratique, l'absorbance doit rester modérée, de l'ordre de un au plus. Au-delà, les points d'étalonnage quittent la droite. On dilue alors l'échantillon pour que sa mesure tombe dans la gamme d'étalonnage, puis on tient compte du facteur de dilution.

Comment distinguer un acide carboxylique d'un alcool sur un spectre infrarouge ?

On regarde la bande de la liaison O-H. Celle d'un acide carboxylique est très large et descend jusqu'à 2500 centimètres moins un, au point d'englober les bandes C-H. Celle d'un alcool est large aussi, mais située vers 3200 à 3400, bien séparée des C-H. La bande C=O vers 1710 peut exister dans les deux cas si l'alcool porte aussi un carbonyle, donc elle ne tranche pas.

Quand peut-on utiliser la loi des gaz parfaits en Terminale ?

Pour un gaz sous faible pression, dont les molécules sont assez éloignées pour ne pas interagir : l'air ambiant, un gaz recueilli sous la pression atmosphérique. Il faut exprimer la pression en pascals, le volume en mètres cubes et la température en kelvins. Pour un gaz comprimé au point de se liquéfier, comme le dioxyde de carbone d'une bouteille de gazéification, le modèle ne s'applique plus.

Passer à la pratique

Exercices corrigés : Déterminer la composition d'un système : lois, spectres et domaines de validité

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

10 exercices corrigés
100 points
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© Ahmed Squalli Houssaini. Fiche publiée sur www.letuteurscientifique.ca/fiches/tspc-composition-systeme. Libre pour l'usage personnel et en classe ; sa republication ailleurs demande une autorisation écrite (mentions légales).

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