Concentration molaire, exercices de chimie, correction, 2d08chc

Pour aller plus loin :

Mots clés :

mole ; quantité de matière ; masse molaire ;

Concentration molaire volumique ; concentration massique ;

dissolution ; dilution ; solvant ; soluté ; ...

1. Exercice 3 page 316.

Savoir définir une concentration

Choisir la (ou les) bonne(s) réponses en justifiant.

1. La concentration molaire d’une espèce moléculaire est le :

a. Quotient de la masse de soluté par la masse de solution.

b. Quotient de la masse de soluté par le volume de la solution.

c. Quotient de la quantité de matière de soluté par la masse de la solution.

d. Quotient de la quantité de matière de soluté par le volume de la solution.

2. Une concentration molaire peut s’exprimer en :

a. mol / L

b. g / L

c. mmol / L

d. mol / m ³

3. Dans une solution, les concentrations molaire et massique d’un soluté, de masse molaire M, sont liées par la relation :

a. t = C . M

b. C = t . M

c. C =	t

	M

Correction

Savoir définir une concentration

Choisir la (ou les) bonne(s) réponses en justifiant.

1. La concentration molaire d’une espèce moléculaire est le :

a. ~~Quotient de la masse de soluté par la masse de solution~~.

Lorsqu’on parle de concentration molaire (volumique), il est question de quantité de matière et de volume de solution.

b. ~~Quotient de la masse de soluté par le volume de la solution~~. Ceci est la définition de la concentration massique ou du titre massique.

c. ~~Quotient de la quantité de matière de soluté par la masse de la solution~~.

Il faut faire intervenir le volume de la solution obtenue et non la masse.

d. Quotient de la quantité de matière de soluté par le volume de la solution.

Bonne définition.

2. Une concentration molaire peut s’exprimer en :

a. mol / L

b. g / L

(Concentration

Massique)

c. mmol / L

d. mol / m ³

3. Dans une solution, les concentrations molaire et massique d’un soluté, de masse molaire M, sont liées par la relation :

- On peut retrouver les bonnes équations en utilisant les unités

Titre massique

Concentration

molaire

Masse molaire

C =	t

	M

et t = C . M

g / L

mol / L

g / mol

2. Exercice 4 page 316.

Calculer une concentration molaire

Une solution, de volume V = 250 mL, est obtenue en dissolvant 12 mmol de saccharose dans l’eau.

Quelle est la concentration molaire du saccharose ?

Calculer une concentration molaire

- Concentration molaire du saccharose :

- Données :

- Volume de la solution V = 250 mL (3 chiffres significatifs)

- Quantité de matière de soluté : n = 12 mmol (2 chiffres significatifs)

- Par définition :

C =	n

	V

	12 × 10^{– 3}
C =
	250 × 10^{– 3}

C ≈	4,8 × 10^{– 2} mol / L

Deux chiffres significatifs (comme la donnée qui en comporte le moins)

3. Exercice 5 page 316.

Déterminer une quantité de matière

Quelle est la quantité de matière d’acide benzoïque contenue dans un volume

V = 23,0 mL d’une solution d’acide benzoïque de concentration molaire

C = 1,5 × 10 ^{– 2} mol / L.

Correction

Déterminer une quantité de matière

- Quantité de matière d’acide benzoïque

- Données :

- Volume de la solution V = 23,0 mL (3 chiffres significatifs)

- Concentration de la solution : C = 1,5 × 10 ^{– 2} mol / L

(2 chiffres significatifs)

- Par définition : n = C . V

- n = 1,5 × 10 ^{– 2} × 23,0 × 10 ^{– 3}

- n ≈ 3,5 × 10 ^{– 4} mol

Deux chiffres significatifs (comme la donnée qui en comporte le moins)

4. Exercice 7 page 316.

Déterminer une concentration molaire

Pour prévenir la déshydratation, on peut effectuer des injections de solution aqueuse de fructose de formule

C₆ H₁₂O₆.

De telles solutions sont obtenues en dissolvant une masse m = 25,0 g de fructose pour obtenir un volume

V = 500 mL de solution.

1. Déterminer la quantité de matière de fructose correspondante.

2. En déduire la concentration molaire de ces solutions en fructose.

Donnée : M (C₆H₁₂O₆) = 180 g / mol

Déterminer une concentration molaire

1. Quantité de matière de fructose

- Données :

- Masse molaire du fructose : M (C₆H₁₂O₆) = 180 g / mol

- Masse de fructose : m = 25,0 g

- Par définition :

n =	m
		(1)
	M
	25,0
n =
	180

n ≈	0,139 mol

- On peut garder au maximum 3 chiffres significatifs

2. Concentration molaire de ces solutions en fructose.

- Par définition :

C =	n
		(2)
	V

- En combinant (1) et (2), on tire :

C =	m

	M . V

	25,0
C =
	180 x 500 x10^{– 3}

C ≈	0,278 mol / L

- On peut garder au maximum 3 chiffres significatifs

5. Exercice 15 page 317.

Préparer une solution d’éosine

L’éosine est une espèce chimique colorée possédant des propriétés antiseptique et desséchante.

La solution aqueuse utilisée a une concentration

C = 2,90 × 10 ^{– 2} mol / L.

1. Quelle est la quantité d’éosine à dissoudre dans de l’eau distillée pour préparer 250,0 mL de solution ?

2. Quelle est la masse correspondante ?

3. Décrire avec précision, en s’aidant de schémas, la préparation de cette solution.

4. Quelle est la concentration massique (titre massique) de l’éosine dans la solution ?

Donnée : masse molaire de l’éosine :

M (éosine) = 693,6 g / mol

. solution d'éosine

Préparer une solution d’éosine

1. Quantité de matière d’éosine à dissoudre

- Données :

- Masse molaire de l’éosine : M (éosine) = 693,6 g / mol

- Concentration C = 2,90 × 10 ^{– 2} mol / L

- Par définition : n = C . V

- n = 2,90 × 10 ^{– 2} × 250,0 × 10 ^{– 3}

- n ≈ 7,25 × 10 ^{– 3} mol

- On peut garder au maximum 3 chiffres significatifs

2. Masse d’éosine.

- Par définition : m = n . M

- m = 7,25 × 10 ^{– 3} × 693,6

- m ≈ 5,03 g

- On peut garder au maximum 3 chiffres significatifs

3. Préparation de cette solution

- À partir de l’éosine solide (poudre rouge-brun)

Cliquer sur l'image pour l'agrandir

4. Concentration massique (titre massique) de l’éosine dans la solution

- Relation : t = C . M

- t = 2,90 x 10 ^{– 2} x 693,6

- t ≈ 20,1 g / L

6. Exercice 17 page 318.

Réaliser une dilution

On prélève un volume V₀= 20,0 mL

d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre II

de concentration C₀ = 5,0 x 10 ^{– 2} mol / L.

Ce volume est introduit dans une fiole jaugée de 500 mL,

on complète avec de l’eau distillée, puis on homogénéise.

1. Comment prélève-t-on le volume V₀?

2. Définir et calculer le facteur de dilution.

3. Quelle est la concentration C de la solution obtenue ?

solution aqueuse de sulfate de cuivre II

Réaliser une dilution

1. Prélever le volume V₀.

- On utilise une pipette jaugée (20,0 mL) munie de sa propipette.

pipette jaugée

2. Facteur de dilution.

- Le facteur de dilution est égal au rapport de la concentration de la solution mère C₀par la concentration de la solution fille C.

- Il est aussi égal au rapport du volume de la solution fille V par le volume de la solution mère prélevé V₀.

F =	C₀		V
		=
	C		V₀

- Cela provient du fait qu’au cours d’une dilution, il y a conservation de la quantité de matière de soluté :

- n = C . V = C₀. V₀.

- Valeur du facteur de dilution :

- Comme on connaît les deux volumes :

- V₀= 20,0 mL : V= 500 mL

F =	V		500
		=
	V ₀		20,0
F = 25

3. Concentration C de la solution obtenue.

- On peut utiliser la présentation suivante :

S₀	{	C₀ =	Dilution	S₁	{	C =
		V₀ = ?	→			V =
		n₀ = C₀ . V₀				n = C . V
Solution mère				Solution fille

- Lors d’une dilution, la concentration molaire du soluté diminue, mais sa quantité de matière ne change pas.

- On tire :

C ₀ . V ₀= C . V
		V ₀
C =	C ₀ .
		V
			20,0
C =	5,00 × 10^{– 2} ×
			500

C ≈ 2,0 × 10^{– 3}mol / L

7. Exercice 20 page 318.

Soluté de Tarnier

Un laborantin dispose d’une solution de Lugol de concentration

C₀ = 4,10 × 10 ^{– 2} mol / L en diiode.

Il veut préparer un volume V = 100 mL de « soluté de Tarnier », solution de diiode de concentration

C = 5,90 × 10 ^{– 3} mol / L.

1. Quel volume V₀de solution de Lugol doit-il prélever ?

2. Décrire précisément la manière dont il doit procéder et la verrerie nécessaire.

Correction

Soluté de Tarnier

1. Volume V₀de solution de Lugol doit-il prélever ?

- Il effectue une dilution. Au cours de la dilution, il y a conservation de la quantité de matière de diiode.

- On peut utiliser la présentation suivante :

S₀	{	C₀ = 4,10 x 10 ^{– 2} mol / L	Dilution	S ₁	{	C = 5,90 x 10 ^{– 3} mol / L.
		V₀ = ?	→			V = 100 mL
		n₀ = C₀ . V₀				n = C . V
Solution mère				Solution fille

- On tire :

C₀ . V₀= C . V
		C
V₀ =	V .
		C₀
		5,90 × 10 ^{– 3}
V₀ =	100 ×
		4,10 × 10 ^{– 2}

V ₀ ≈ 14,4 mL

2. Mode opératoire.

- Verser environ 30 mL de solution de Lugol dans un bécher.

- Prélever 20 mL de solution de Lugol à l’aide d’une pipette graduée de 20 mL.

- Verser les 14,4 mL de solution dans une fiole jaugée de 100 mL.

- Remplir la fiole jaugée aux ¾ avec de l’eau distillée.

- Boucher, agiter. Compléter jusqu’au trait de jauge et homogénéiser.

- La solution est prête.

8. Exercice 23 page 318.

À consommer avec modération

Le degré alcoolique d’un vin est donné par la valeur du volume exprimé en mL,

d’éthanol pur C₂H₈O présent dans 100 mL de ce vin.

Une bouteille de vin blanc à 12 ° a une contenance de 75 cL.

9. Quelle quantité d’éthanol aurait-il fallu ajouter à de l’eau distillée pour obtenir

une solution du même volume et de même degré alcoolique que ce vin ?

10.Quelle est la concentration en éthanol de cette solution ?

Données : densité de l’éthanol pur : d (ol) = 0,79

Masse volumique de l’eau : m (eau) = 1,0 g / mL

M (C) = 12 g / mol ; M (O) = 16 g / mol ; M (H) = 1,0 g / mol.

Correction

À consommer avec modération

1. Quantité d’éthanol nécessaire.

- Première étape : Volume d’éthanol pur V (ol) présent dans 75 cL de ce vin :

- On note V (b) le volume de la bouteille : V (b) = 75 cL = 750 mL

- On note V le volume d’éthanol pur présent dans V₀= 100 mL de ce vin.

- On tire la relation suivante :

Vin	V₀= 100 mL	V (b) = 75 cL = 750 mL
Éthanol	V = 12 mL	V (ol)

		V . V (b)
V (ol) =
		V ₀

		12 × 750
V (ol) =
		100

V (ol) ≈ 90 mL

- Deuxième étape : Masse d’éthanol m (ol) présent dans la bouteille :

- m (ol) = d (ol) . μ (eau) . V (ol) (2)

- Troisième étape : quantité de matière d’éthanol présent dans la bouteille :

		m (ol)
n (ol) =
		M (ol)

n (ol) =	d (ol). μ _eau . V (ol)

	M (ol)

	0,79 × 1,0 × 90
n (ol) =
	48

n (ol) ≈1,5 mol

Dans ce type de relation,

il faut faire attention

à la cohérence des unités

( ). ( g / mL). (mL )
	= (mol)
(g / mol )

2. Concentration en éthanol de cette solution.

- Par définition :

		C (ol)
C (ol) =
		V (b)

		1,5
C (ol) =
		750 × 10^{– 3}

C (ol) ≈ 2,0 mol / L

9. Exercice 27 page 319.

Homéopathie

On ne donne pas les substances à usage homéopathique telles quelles.

On les dilue, ce qui permet d’éviter leurs effets toxiques directs et aussi de renforcer leur pouvoir curatif […]

On part de la substance de base (la teinture mère T.M.) et on procède par dilutions successives au 1/100.

La première dilution, ou première centésimale hahnemannienne ou 1 CH,

consiste en 1 goutte de teinture mère additionnée de 99 gouttes de solvant et agitée vigoureusement.

On prend une goutte de cette 1 CH, on ajoute à nouveau 99 gouttes de solvant,

on agite et on obtient la deuxième centésimale hahnemannienne ou 2 CH, etc. […]

Les scientifiques peuvent critiquer cette méthode et démontrer aisément qu’entre la 11 CH et la 12 CH, il n’y a plus de molécule.

Texte extrait de L’homéopathie pour mes enfants

Du Docteur Alain Horvilleur.

1. Chercher dans une encyclopédie les caractéristiques d’un traitement homéopathique.

2. Quel est le facteur de dilution relatif au passage de 1 CH à la 2 CH ?

3. Comment procéderait-on si on voulait préparer 100 mL de solution 1 CH ?

4. Quel est le facteur de dilution relatif au passage de la teinture mère à la 2 CH ? à la 3 CH ?

5. Si la concentration en principe actif de la solution mère vaut C = 1,0 mol / L,

que valent les concentrations en principe actif des solutions 1 CH, 2 CH et 3 CH ?

6. Quelles sont les concentrations en principe actif C11 et C12 des solutions 11 CH et 12 CH ?

Exprimer ces concentrations en nombre de molécules par litre et justifier la fin du texte ci-dessus.

Donnée : Constante d’Avogadro N_A= 6,02 × 10 ²³ mol ^{– 1}.

1. Le traitement homéopathique : On peut faire une recherche sur internet.

- Mots Clés : homéopathie ; traitement homéopathique ; …

- Pour traiter une maladie, on utilise des espèces chimiques qui provoquent les mêmes effets que la maladie.

- Ces espèces chimiques sont utilisées à des doses infinitésimales (elles sont très diluées).

- L’homéopathie a été mise au point par le Docteur Hahnemann il y a 2 siècles (1796).

- Elle repose essentiellement sur deux fondements :

- La loi de similitude :

- Le semblable guérit le semblable.

- Une substance qui provoque un groupe de symptômes chez une personne en santé puisse guérir une personne malade

chez qui se manifeste le même groupe de symptômes. C’est ce principe qui a donné son nom à l’homéopathie,

des mots grecs homeo et pathos signifiant respectivement « similaire » et « maladie ou souffrance ».

- Le procédé des hautes dilutions :

- Les remèdes homéopathiques sont dilués plusieurs fois dans l’eau ou dans un mélange d’eau et d’alcool.

- Entre les dilutions successives, on administre au remède une série de secousses (appelées succussions dans le jargon des homéopathes).

- Le but est de le « dynamiser ».

- Suivant le principe des hautes dilutions, plus grand est le nombre de dilutions, plus puissant est le remède.

2. Facteur de dilution relatif au passage de 1 CH à la 2 CH

- Dans le texte, il est indiqué que : on procède par dilutions successives au 1/100

- On en déduit que le facteur de dilution f = 100

3. Mode opératoire pour préparer 100 mL de solution 1 CH à partir de « la teinture mère T.M »

S₀	{	C ₀ =	Dilution	S₁	{	C = C ₀ / 100
		V ₀ = ?	→			V = 100 mL
		n ₀ = C ₀ . V ₀				n = C . V
*Solution mère* Teinture Mère T.M				*Solution fille* *1 CH*

- On tire de ceci que V₀= 1,0 mL.

4. Facteur de dilution relatif au passage de la teinture mère :

- à la 2 CH :

- On effectue deux dilutions au 1/100 ième :

- F₀₂ = 100 × 100 = 10 ⁴

- à la 3 CH :

- On effectue trois dilutions au 1/100 ième :

- F₀₃ = 100 × 100 × 100 = 10 ⁶

5. Concentrations en principe actif des solutions :

1 CH :	C₁ =	C		C₁ =	1,0
			=>			=>	C₁ ≈ 1,0 × 10 ^{– 2} mol / L
		100			100

2 CH :	C₂ =	C		C₂ =	1,0
			=>			=>	C₂ ≈ 1,0 × 10 ^{– 4} mol / L
		100 × 100			10 ⁴

3 CH :	C ₃ =	C		C ₃ =	1,0
			=>			=>	C ₃ ≈ 1,0 × 10 ^{- 6} mol / L
		100 × 100 × 100			10 ⁶

- On remarque que : C_n= 1,0 x 10 ^{– 2
n} mol / L

6. Concentrations en principe actif C₁₁ et C₁₂ des solutions 11 CH et 12 CH

- 11 CH : C₁₁= 1,0 × 10 ^{– 2} ^× ¹¹ mol / L => C₁₁ ≈ 1,0 × 10 ^{– 22} mol / L

- 12 CH : C₁₂= 1,0 × 10 ^{– 2} ^×¹² mol / L => C₁₂ ≈ 1,0 × 10 ^{– 24} mol / L

- Nombre de molécules par litre :

- Pour la solution 11 CH :

- N₁₁= N_A × C₁₁ => N₁₁= 6,02 × 10 ²³ × 1,0 × 10 ^{– 22} => N_{11

≈} 60 molécules

- N₁₂= N_A × C₁₂ => N₁₂= 6,02 × 10 ²³ × 1,0 × 10 ^{– 24} => N₁₂ ≈ 0,60 molécule

- Il y a moins d’une molécule par litre de solution !

- Pour avoir une molécule au moins, il faut utiliser un volume :

- V = 1 / 0,60 => V ≈ 1,7 L

- Pour cette dilution, on n’est pas sûr d’avoir une molécule de principe actif.

- Cela revient à utiliser l’effet placebo.

- On peut faire une recherche sur l’effet placébo.

à finir !!!

1)- Exercice 10 page 134.

La notice d’une boîte d’aspirine 500 vitaminée indique qu’un comprimé contient 500 mg d’aspirine

(acide acétylsalicylique C₉H₈O₄) et 200 mg de vitamine C (acide ascorbique C₆H₈O₆ ).

a)- Déterminer les masses molaires de l’aspirine et de la vitamine C.

b)- déterminer les quantités de matière d’aspirine et d’acide ascorbique présentes dans 150 mL de

solution obtenue par dissolution d’un comprimé dans un verre d’eau.

c)- Déterminer les concentrations molaires en aspirine et en vitamine C dans la solution envisagée précédemment.

a)- Masse molaire de l’aspirine :

- M _asp = M (C₉H₈O₄)

- M _asp = 9 M (C) + 8 M (H) + 4 M (O)

- M _asp = 9 × 12,0 + 8 × 1,01 + 4 × 16,0

- M _asp ≈ 180 g / mol

- Masse molaire de l’acide ascorbique :

- M _asb = M (C₆H₈O₆)

- M _asb = 9 M (C) + 8 M (H) + 6 M (O)

- M _asb = 9 × 12,0 + 8 × 1,01 + 6 × 16,0

- M _asb ≈ 176 g / mol

b)- Quantité de matière d’aspirine présente :

n _asp =	m _asp
		(1)
	M _asp

	0,500
n _asp =
	180

n _asp ≈	2,78 × 10 ^{– 3} mol

- Quantité de matière d’acide ascorbique :

n _asb =	m _asb
		(1)
	M _asb

	0,200
n_asb =
	176

n_asb ≈	1,14 × 10 ^{– 3} mol

c)- Concentration molaire de l’aspirine :

C _asp =	n _asp

	V

	2,78 × 10 ^{– 3}
C _asp =
	0,150

C _asp ≈	1,85 × 10^{– 2} mol / L

- Concentration de l’acide ascorbique :

C _asb =	n _asb

	V
	1,14 × 10 ^{– 3}
C _asb =
	0,150

C _asb ≈	7,58 × 10^{– 1} mol / L

2)- Exercice 13 page 134.

Le vinaigre à 8 ° est une solution aqueuse contenant essentiellement de l’acide éthanoïque C₂H₄O₂.

L’appellation vinaigre à 8 ° signifie que dans 100 mL de solution, il y a 8,00 mL d’acide éthanoïque.

On se propose de déterminer la concentration molaire en acide éthanoïque de ce vinaigre.

a)- Quelle est la masse molaire de l’acide éthanoïque ?

b)- quelle est la masse de l’acide éthanoïque dans 1 litre de vinaigre sachant que la masse volumique de l’acide éthanoïque est :

ρ ≈ 1,05 g / cm³?

c)- Quelle est la quantité de matière de vinaigre dans 1 L de vinaigre ?

d)- Quelle est la concentration recherchée ?

a)- Masse molaire de l’acide éthanoïque :

- M = M (C₂H₄O₂)

- M = 2 M (C) + 4 M (H) + 2 M (O)

- M = 2 × 12,0 + 4 × 1,01 + 2 × 16,0

- M ≈ 60 g / mol

b)- Masse d’acide éthanoïque dans 1 litre de vinaigre :

- L’appellation vinaigre à 8 ° signifie que dans 100 mL de solution, il y a 8 mL d’acide éthanoïque.

- En conséquence dans 1 litre (1000 mL) de vinaigre, il y a 80 mL d’acide éthanoïque.

- Masse d’acide éthanoïque dans 1 litre de vinaigre :

- m = ρ . V

- m = 1,05 × 80

- m ≈ 84 g

c)- Quantité de matière de vinaigre dans 1 L :

n =	m
		(1)
	M

	84
n =
	60

n ≈	1,4 mol

d)- Concentration en acide éthanoïque du vinaigre à 8 ° :

C =	n
		(1)
	V

	1,4
C =
	1,0

C ≈	1,4 mol / L

3)- Exercice 15 page 135.

À 25 °C, la solubilité de l’aspirine C₉H₈O₄ est de 1,00 g pour 300 mL :

Cela signifie qu’il peut s’en dissoudre au maximum 1,00 g dans 300 mL de solution.

Pour une masse supérieure d’aspirine, la solution de volume 300 mL est dite saturée.

a)- Quelle est la concentration molaire maximale d’une solution d’aspirine ?

b)- On prépare à 25 °C, 400 mL de solution d’aspirine à partir de 1,20 g de cristaux d’aspirine pure.

- La solution est-elle saturée ? quelle est la concentration molaire de la solution obtenue ?

a)- Masse molaire de l’aspirine :

- M = M (C₉H₈O₄)

- M = 9 M (C) + 8 M (H) + 4 M (O)

- M = 9 × 12,0 + 8 × 1,01 + 4 × 16,0

- M ≈ 180 g / mol

- Concentration molaire maximale d’une solution d’aspirine à 25 °C.

C =	n		m
		=
	V		M . V

	1,00
C =
	180 × 0,300

C ≈	1,85 × 10^{– 2} mol / L

b)- Concentration de la solution obtenue :

- La solution est-elle saturée ? quelle est la concentration molaire de la solution obtenue ?

- À 25 °C, la solubilité de l’aspirine C₉H₈O₄ est de 1,0 g pour 300 mL , en conséquence,

pour 400 mL de solution, on peut dissoudre :

m _max = 1,0 ×	400

	300

m _max ≈ 1,33 g

{

m _max ≈ 1,33 g

la solution

n’est pas saturée.

m < m _max

m = 1,20 g

- Concentration de la solution obtenue :

C =	n		m
		=
	V		M . V

	1,20
C =
	180 × 0,400

C ≈	1,67 × 10^{– 2} mol / L

4)- Exercice 27 page 136.

L’étiquette d’un flacon contenant une solution d’ammoniac NH₃ porte les indications suivantes :

Densité : 0,950 ; pourcentage massique en ammoniac : 28 %

a)- Déterminer la concentration molaire de cette solution.

Masse volumique de l’eau : ρ = 1,00 g / cm³

b)- Dresser la liste du matériel et décrire le mode opératoire permettant la préparation,

à partir de la solution précédente de 1 L de solution 100 fois moins concentrée.

a)- Concentration molaire de cette solution.

- Pourcentage massique : 28,0 %. Cela signifie que 100 g de solution renferment 28,0 g d’ammoniac pur.

- Masse molaire de l’ammoniac :

- M = M (NH₃)

- M = M (N) + 3 M (H)

- M = 14,0 + 3 x 1,01

- M ≈ 17,0 g / mol

- Masse de 1,00 litre de solution commerciale :

- Masse volumique de l’eau : ρ = 1,00 g / cm³

{	m = ρ . V
		=>	m = ρ₀ . d . V
	ρ = ρ₀ . d
	m = 1,00 × 0,950 × 1000
	m ≈ 950 g

- masse d’ammoniac dans 1,00 litre de solution commerciale :

m (NH₃) =	28
		^. m
	100

	28
m (NH₃) =		× 950
	100

m (NH₃) ≈	266 g

- Quantité de matière d’ammoniac :

n (NH₃) =	m (NH₃)
		(1)
	M (NH₃)

	266
n (NH₃) =
	17,0

n (NH₃) ≈	15,7 mol

- Concentration de la solution commerciale :

C =	[NH₃]		n (NH₃)
		=
			V
	15,7
C =
	1,00

C ≈	15,7 × 10^{– 2} mol / L

b)- Préparation de 1 litre de solution diluée :

S	{	C = 15,7 mol / L	Dilution	S₁	{	C₁ = C / 100
		V = ?	→			V₁ = 1,00 L
		n = C . V				n₁ = C₁ . V₁
Soltion mère				Solution fille

Au cours de la dilution, il y a conservation de la quantité de matière de soluté, ici l’ammoniac.

- En conséquence :

n = n₁

C . V = C₁ . V₁

		C₁
V =	V₁ .
		C

	V₁
V =
	100

V ≈ 10 mL

- Matériel : bécher, fiole jaugée de 1 L, pipette jaugée de 10 mL avec propipette, pipette simple pour ajuster le volume,

gants et lunettes car la solution mère est très concentrée, pissette d’eau distillée et récipient d’eau distillée.

Mode opératoire :

- On verse un peu de solution mère dans un bécher (on ne pipette jamais dans le récipient qui contient la solution mère).

- On prélève le volume V = 10 mL à l’aide d’une pipette jaugée muni de sa propipette.

- On verse un peu d’eau distillée dans la fiole jaugée car la solution mère est très concentrée.

- On verse le volume V = 10 mL dans la fiole jaugée de 1 L.

- On remplit la fiole jaugée environ aux trois quarts avec de l’eau distillée. On mélange.

- On complète avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge.

- On ajuste le niveau avec une pipette simple.

- On bouche et on agite pour homogénéiser.