Bonjour,
J'ai 1L d'acide chloridrique à 23% dans de l'eau, et je me demande quelle est sa concentration molaire.
Je ne connais rien de plus que ces 23% massiques, ainsi que la masse volumique et la masse molaire de l'eau et de l'acide, MAIS je n'ai pas la densité de l'acide dilué...
Donc la première question que je me pose est : existe t'il un moyen de réponde à la question ? Ou bien ai-je trop d'inconnues...?
Un avis ?
Cordialement
Bonsoir.
Tu trouveras la méthode ici : http://forums.futura-sciences.com/ch...tml#post835768
PS : si tu as la masse volumique tu as aussi la densité.
Merci pour le lien, mais à chaque fois il est question de densité. Hors je n'ai que les masses MOLAIRES...Envoyé par Kemiste
Or je ne connais ni la masse ni la molarité, je ne connais que la répartition des masses...
Avec les masses molaires, j'ai la répartition des quantités de matière, mais pas la densité...
Et au pire, avec les masses volumiques, j'ai la répartition des volumes, mais toujours pas la densité...
Je me trompe ?
J'avais compris que tu avais la masse volumique de l'acide :
La masse volumique ne te donne pas la "répartition des volumes". Elle t'indique la masse de solution par unité de volume.
Je parlais de manière indirecte :
*Je connais : la repartition des masses.
*La repartition des masses + la masse volumique ==> la repartition des volumes.
Exemple :
J'ai une repartition 1/4 de masse de A et 3/4 de masse de B.
La masse volumique de A est MVA, et celle de B est MVB ; elles sont en kg par mètre cube.
1/MVA est le volume massique de A, et 1/MVB le volume massique de B ; ils sont en mètre cube par kg.
Or pour 1/4 d'unité de masse de A j'ai 3/4 d'unité de masse de B, donc si j'ai 1/4kg de A et 3/4 de kg de B, j'ai un volume de (1/4)*(1/MVA) mètre cube de A et (3/4)*(1/MVB) mètre cube de B.
J'ai donc des rapport de volume entre A et B...
Donc la masse volumique me donne bien la répartition des volumes... (si je connais la répartition des masses (ce qui est le cas)).
Mais ça ne m'aide pas à connaitre la densité...
La densité d'une solution est égale à la masse volumique de la solution divisée par le masse volumique de l'eau.
Les volumes ne sont pas ( en général ) additifs : le volume mélange de VA de A et de VB de B n'est en général pas VA+VB .
Si tu sais seulement que la solution de HCl est à 23% en masse tu ne peux pas trouver la concentration en mol/L ( ou en g/L ) . mais il existe des tables qui donnent la densité d'une solution de HCl en fonction du pourcentage massique . Tu peux trouver ces données sur internet et alors tu pourras calculer la concentration.
Merci pour ta réponse.
Je me doutais bien de ce problème de non additivité... Et à ce sujet je pense me souvenir d'un exemple vu en cours (je suis en prépa MP) qui nous expliquait ce phénomène avec un mélange d'éthanol et d'eau. Je crois que pour résoudre le problème, et déterminer la "contraction" de la solution, il fallait utiliser le potentiel chimique...
Mais alors, deux question se posent... :
*Comment trouver les potentiels chimiques de l'acide chlorhydrique et de l'eau ? (Celui de l'eau est-il égal à 1 ? Ou bien je confonds avec l'activité du solvant...)
*Comment utiliser le potentiel chimique pour résoudre mon problème ? (Si le potentiel chimique est ici utile...)
En effet, je ne trouve pas les potentiels chimiques sur internet (wikipédia), et je sais seulement que :
et
(Identité d'Euler)
et
Sinon, je me doute bien qu'il existe des tables (densité/fraction massique) (quoi que parfois difficiles à trouver), mais je me demande alors s'il n'est pas fait usage du potentiel chimique pour les tracer...
Des idées ?
...
Sinon, avec les tables je trouve : 1.115*0.23/36.4*1000= 7.05 mol.L^(-1)
...
Je ne pense pas que le potentiel chimique apporte quelque chose dans cette question...
Tu as peut être fait un exercice sur les volumes molaires partiels.
Les tables liant densité et pourcentage sont, je pense, expérimentales et on les trouve facilement ( dans le Handbook par exemple , livre qui traine souvent dans une salle de TP chimie) ou de façon plus moderne sur un cd de données ou sur internet ...
Ok, et bien merci pour ces infos.
A la prochaine
