La limite réglementaire pour les ions nitrate NO₃- dans une eau…

Exercice supplémentaire · niveau 3 (difficile) · chimie (première), chapitre 1 — La mole et la composition d'un système · Au-delà du volume molaire tabulé

Énoncé

La limite réglementaire pour les ions nitrate $NO X_{3} X^{-}$ dans une eau potable est de $50$ mg par litre.

Exprimer cette limite en $mol / L$ .
Sachant qu'un litre d'eau pèse $1, 00$ kg, exprimer cette limite en ppm (milligrammes de soluté par kilogramme de solution).
Combien d'ions nitrate un verre de $200$ mL d'une eau à la limite contient-il ?

Corrigé

1. $M (NO X_{3} X^{-}) = 14, 0 + 3 \times 16, 0 = 62, 0 g / mol$ , donc

$C = \frac{50 \times 1 0 ^{- 3}}{62 , 0} = 8, 1 \times 1 0^{- 4} mol / L .$

2. $50$ mg pour $1, 00$ kg de solution, soit exactement $50$ ppm : pour une solution aqueuse diluée, « mg/L » et « ppm » coïncident numériquement.<br> 3. $n = C V = 8, 1 \times 1 0^{- 4} \times 0, 200 = 1, 6 \times 1 0^{- 4}$ mol, soit $N = 1, 6 \times 1 0^{- 4} \times 6, 02 \times 1 0^{23} = 9, 7 \times 1 0^{19}$ ions.

Contrôle : $1 0^{20}$ ions dans un verre pour une teneur jugée « limite » — un rappel que le seuil de toxicité ne se lit pas dans le nombre d'entités, mais dans la concentration.

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Un blocage sur cet exercice ? Le tuteur d'Adloun guide par questions, sans donner la réponse.