Le sulfate de cuivre du laboratoire est vendu sous forme…

Exercice d'entraînement · niveau 2 · chimie (première), chapitre 1 — La mole et la composition d'un système · Compter les entités

Énoncé

Le sulfate de cuivre du laboratoire est vendu sous forme pentahydratée, $CuSO X_{4} \cdot 5 H X_{2} O$ : cinq molécules d'eau accompagnent chaque motif dans le cristal.

Calculer la masse molaire de $CuSO X_{4} \cdot 5 H X_{2} O$ .
Quelle masse faut-il peser pour préparer $250, 0$ mL de solution à $0, 10 mol / L$ en ions cuivre(II) ?
Quelle masse aurait-on pesée en oubliant l'eau de cristallisation ? Quelle erreur relative cela ferait-il sur la concentration ?

Corrigé

1. $M (CuSO X_{4}) = 63, 5 + 32, 1 + 64, 0 = 159, 6 g / mol$ , d'où $M (CuSO X_{4} \cdot 5 H X_{2} O) = 159, 6 + 5 \times 18, 0 = 249, 6 g / mol$ .<br> 2. $n = C V = 0, 10 \times 0, 2500 = 2, 5 \times 1 0^{- 2}$ mol, donc $m = n M = 2, 5 \times 1 0^{- 2} \times 249, 6 = 6, 2$ g.<br> 3. On aurait pesé $2, 5 \times 1 0^{- 2} \times 159, 6 = 4, 0$ g. Cette masse ne contient que $\frac{4 , 0}{249 , 6} = 1, 6 \times 1 0^{- 2}$ mol de motifs, soit une concentration de $6, 4 \times 1 0^{- 2} mol / L$ au lieu de $0, 10$ : $36 %$ trop faible.

Piège : la formule écrite sur le flacon est celle de l'hydrate ; c'est elle qui donne la masse molaire à utiliser pour la pesée.

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