Svp, aidez moi à résoudre cet exercice de 1ère de chimie organique .
La combustion de 6,51 mg d'un composé organique oxygène fournit 15,4 mg de dioxyde de carbone et 7,90 mg d'eau.
À 200°C et sous une pression de 1,00 bar, une masse de 0.285g de ce composé gazeux occupe un volume de 150ml.
1_ Calculer la masse molaire de ce composé organique.
2_ Déterminer la formule brute de la molécule.
je suis bloqué dès la 1ère consigne.
Vôtre aide me sera très utile. Merci
La combustion de 6,51 mg d'un composé organique oxygène fournit 15,4 mg de dioxyde de carbone et 7,90 mg d'eau.
À 200°C et sous une pression de 1,00 bar, une masse de 0.285g de ce composé gazeux occupe un volume de 150ml.
1_ Calculer la masse molaire de ce composé organique.
2_ Déterminer la formule brute de la molécule.
je suis bloqué dès la 1ère consigne.
Vôtre aide me sera très utile. Merci
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Bonjour,
Volume molaire à partir de l'équation des gaz parfaits (PV = nRT) :
Vm = V/n = RT/P
avec R constante universelle des gaz parfaits soit R ≈ 8,3144621 S.I.
T température en °K, soit T = 473,15 °K (200 + 273,15 °C)
et P pression en pascal, soit P = 1 bar = 10⁵ Pa
Soit Vm = 8,3144621 x 473,15/10⁵ ≈ 3,934.10⁻² m³.mol⁻¹
ou encore 39,34 L.mol⁻¹
On en déduit qu'un volume V = 0,150 L de ce gaz contient :
n = V/Vm = 0,150/39,34 ≈ 3,81.10⁻³ mol
Et donc que sa masse molaire est de :
M = m/n = 0,285/3,81.10⁻³ ≈ 74,7 g.mol⁻¹