Un flacon d'acide chlorhydrique commercial porte l'étiquette

Exercice supplémentaire · niveau 3 (difficile) · chimie (première), chapitre 1 — La mole et la composition d'un système · De l'analyse à la structure

Énoncé

Un flacon d'acide chlorhydrique commercial porte l'étiquette : « $HCl$ $37 %$ en masse, $ρ = 1, 18 g / mL$ ».

Calculer la concentration en quantité de matière de cette solution.
Quel volume faut-il prélever pour préparer $500, 0$ mL d'une solution à $0, 50 mol / L$ ?
Rappeler la règle de sécurité de la dilution d'un acide concentré.

Corrigé

1. Un litre de solution pèse $1, 18 \times 1000 = 1180$ g, dont $1180 \times 0, 37 = 436, 6$ g de $HCl$ . Avec $M (HCl) = 1, 0 + 35, 5 = 36, 5 g / mol$ :

$C = \frac{436 , 6}{36 , 5} = 12, 0 mol / L .$

2. $C_{0} V_{0} = C V$ donne $V_{0} = \frac{0 , 50 \times 0 , 5000}{12 , 0} = 2, 1 \times 1 0^{- 2}$ L $= 21$ mL.<br> 3. On verse l'acide dans l'eau, jamais l'inverse : la dissolution libère beaucoup de chaleur, et l'eau versée sur l'acide concentré peut se vaporiser brutalement en projetant l'acide. Gants et lunettes obligatoires.

Contrôle : $12 mol / L$ pour un acide concentré est bien l'ordre de grandeur attendu (une solution ne peut guère dépasser quelques dizaines de $mol / L$ ).

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