Thème 3 : Sciences et santé Chapitres 1 et 3 - Physique

Thème 3 : Sciences et santé Chapitres 1 et 3
Exercice 1 : Questions de cours
1. Quelle est l’unité de la quantité de matière et l'abréviation pour cette unité ? la mole ; abréviation : mol
2. Quel est le symbole d'une quantité de matière ? n
3. Qu'est-ce que la masse molaire d’une entité chimique ? ("Entité chimique" est un terme générique pour parler d'un
atome, d'un ion ou d'une molécule.)
La masse molaire d'une entité chimique est la masse d'une mole de cette entité chimique. On la note M et on l'exprime
en g.mol-1
4. Quelle est la relation entre la masse notée m, la quantité de matière et la masse molaire M ? Préciser les unités de
chaque grandeur.
n = m / M (on peut aussi le retrouver facilement avec les unités : M s'exprime en g/mol. On a donc M = m/n, ce qui
est équivalent à l'autre relation)
5. On donne Na = 6,02.1023 mol-1. Quel est le nom de cette grandeur ? C'est nombre d'Avogadro
6. Que représente cette grandeur ?
C'est le nombre d'entités qu'on retrouve dans une mole : ex dans une mole de molécules d'H2O il y a 6,02.1023
molécules d'eau.
7. Combien y a t-il d’atomes dans une mole d’atomes de cuivre ? 6,02.1023
8. Dans une mole d'atome de cuivre y a t-il plus, autant ou moins d’atomes que dans une mole de fer ? Justifier.
Il y en a autant : dans une mole d'atomes de cuivre, il y a 6,02.1023 atomes de cuivre. De même dans une mole
d'atomes de fer, il y a 6,02.1023 atomes de Fer.
9. Pourquoi les chimistes ont-ils introduit la notion de mole ?
Ils ont introduit la notion de mole car les nombres de molécules (ou d'atomes) dans les objets qui nous entourent ou
dans les solutions préparées en chimie sont extrêmement grands. Aussi, au lieu de compter les molécules (ou les
atomes, ou les ions) une à une, ils ont introduit la mole qui permet de les dénombrer par paquets de 6,02.1023.
Exercice 2 : Masse molaire
Donner les masses molaires moléculaires suivantes en détaillant le calcul.
Masse molaire moléculaire M
H2O
M(H2O) = 2 × M(H) + M(O)
M(H2O) = 2 × 1,00 + 16,0
M(H2O) = 18,0 g.mol-1
NH4+
M(NH4+) = 4 × M(H) + M(N) (La masse des électrons est négligeable devant celle des nucléons. Vu la
précision des données ici, la perte d'un électron n'affecte donc pas la valeur de la masse molaire.)
M(NH4+) = 4 × 1,00 + 14,0
M(NH4+) = 18,0 g.mol-1
(NH4)3PO4
M((NH4)3PO4) = 3 × M(NH4) + M(P) + 4 × M(O)
M((NH4)3PO4) = 3 × [4 × M(H) + M(N)] + M(P) + 4 × M(O)
M((NH4)3PO4) = 3 × 18,0 + 31,0 + 4 × 16
M((NH4)3PO4) = 149,0 g.mol-1
SO4-2
M(SO4-2) = 4 × M(O) + M(S) (La masse des électrons est négligeable devant celle des nucléons. Vu la
précision des données ici, le gain de deux électrons n'affecte ainsi pas la valeur de la masse molaire.)
M(SO4-2) = 4 × 16 + 32,1
M(SO4-2) = 96,1 g.mol-1
Données : M(C) = 12,0 g.mol-1 ; M(O) = 16,0 g.mol-1 ; M(H)= 1,00 g.mol-1 ; M(N)=14,0 g.mol-1 ; M(S) = 32,1 g.mol-1;
M(P) = 31,0 g.mol-1

Exercice 3 : Concentration molaire
Par définition,
On en déduit que      et 
Cocher la ou les propositions qui vous semblent justes :
Cn
V
n = 
 nC
V
Exercice 4 : Concentrations molaires de différentes solutions
On a dissout une quantité de matière de 0,200 mol d'acide ascorbique (molécule aussi connue sous le nom de vitamine C)
dans un volume V = 6,0 L d'eau. Quelle est la concentration molaire de cette solution ?
D'où ,
,
D'où   0,033/
La concentration molaire de la solution est de 3,3.10-2 mol/L.
On a dissout 0,150 mol de chlorure de fer FeCl3 dans un volume V = 250,0 mL d'eau. Quelle est la concentration molaire
de cette solution ?
Attention ici : si vous souhaitez obtenir un résultat en mol/L, il ne faut pas oublier de convertir le volume en L, sinon la
concentration est exprimée en mol/mL et non en mol/L.
D'où  ,
,
D'où   0,600/
La concentration molaire de la solution est de 6,00.10-1 mol/L. (On garde 3 chiffres significatifs car la donnée la moins
précise dans l'énoncé est donnée avec 3 chiffres significatifs.)
On dispose d'un volume V = 300,0 mL d'une solution de chlorure de sodium NaCl de concentration C = 0,600 mol.L-1.
Quelle est la quantité de matière de NaCl que contient cette solution ?
 d'où     
Ainsi n = 0,600 mol.L-1 × 300,0 × 10-3
(Attention ici, il ne faut pas oublier de convertir le volume en L puisque la concentration est exprimée en mol/L).
D'où n = 0,180 mol
(On garde 3 chiffres significatifs pour le résultat car la donnée la moins précise du calcul a 3 chiffres significatifs)
Exercice 5 : Quantités de matière et concentration de glucose
On dispose d'une masse de 45,0 g de glucose. Le glucose est une molécule dont la formule brute est C6H12O6
1) Calculer la masse molaire de la molécule d’acide ascorbique (utiliser les données de l'exercice 2)
M(C6H12O6) = 6 × M(C) + 12 × M(H) + 6 × M(O)
M(C6H12O6) = 6 × 12,0 + 12 × 1,00 + 6 × 16,0
M(C6H12O6) = 72,0 + 12,00 + 64,0
M(C6H12O6) = 72,0 + 12,00 + 64,0
M(C6H12O6) = 148,0 g.mol-1
(On garde une précision allant jusqu'au 1/10ème de g car les données sur les masses molaires atomiques sont toutes
au moins précises au 1/10 ème de g)
2) Calculer la quantité de matière contenue dans cette masse de glucose.
M = m/n
D'où n = m/M
Ainsi n = 45,0 / 148,0 n
n = 0,304 mol
La quantité de matière de glucose contenu dans 45,0 g est de 0,304 mol.

3) Combien de molécules de glucose sont contenues dans cette masse de 45,0 g.
N, le nombre de molécules de glucose vaut N = n × NA où NA est le nombre d'Avogadro.
On en déduit que
N = 0,304 mol × 6,02 × 1023
N = 1,83 × 1023
Il y a environ 1,83 × 1023 molécules de glucose dans 45,0 g de glucose.
4) On dissout cette masse de glucose dans un verre d’eau de 200 mL. Quelle est la concentration molaire de cette
solution ?
Par définition, 
D'où  ,
D'où   1,52/
La concentration de glucose dans le verre d'eau est de 1,52 mol/L.
(NB : on conserve 3 chiffres significatifs car ici les deux données du calcul sont exprimées avec 3 chiffres significatifs).
5) Quelle est la concentration massique de cette solution ?
La concentration massique de la solution vaut par définition 
 où m est la masse de soluté dissoute et V le volume
de la solution.
On en déduit que
,
 225/
La concentration massique en glucose de cette solution vaut 225/.
Exercice 6 : Sucre dans un jus d'orange
Un litre de jus d'orange comporte l'équivalent de 22 morceaux de sucre par litre. Dans un paquet de 1 kg de sucre en
morceaux (saccharose de formule C12H22O11) il y a 4 rangées de 14 morceaux de sucre et cela sur 3 couches.
1- Calculer la masse molaire du saccharose C12H22O11. (Utiliser les données de l'exercice 2)
M(C12H22O11) = 12 × M(C) + 22 × M(H) + 11 × M(O)
M(C12H22O11) = 12 × 12,0 + 22 × 1,00 + 11 × 16,0
M(C12H22O11) = 144,0 + 22,00 + 176,0
M(C12H22O11) = 72,0 + 12,00 + 64,0
M(C12H22O11) = 342,0 g.mol-1
2- Combien y a-t-il de morceaux de sucre dans un paquet de 1,0 kg ?
4 × 14 × 3 = 168.
Il y a 168 morceaux de sucre dans un paquet de 1 kg.
3- En déduire la masse d'un morceau de sucre.
1,0 /168 = 0,0060 kg
Un morceau de sucre pèse environ 6,0 g.
4- Déterminer le nombre de moles de sucre dans un morceau.
D'où 
D'où n = 6,0 / 342,0
n = 1,7 × 10-2 mol
5- Calculer la concentration molaire du saccharose dans le jus d'orange.
D'où ,
,
D'où   0,38/
La concentration molaire du saccharose dans le jus d'orange est de 0,38 mol/L.