1 UNIVERSITE DES SCIENCES ET DE LA TECHNOLOGIE HOUARI BOUMEDIENE
FACULTE DE GENIE MECANIQUE ET DE GENIE DES PROCEDES
DEPARTEMENT DE GENIE CHIMIQUE ET DE CRYOGENIE
Exercice 1
a. Quelle est la molarité d'une solution d'acide chlorhydrique contenant 20,0 g de HCl dans 500 mL de solution.
b. Quelle est la concentration en ions hydrogènes dans la solution précédente. (On suppose que l'acide se dissout complètement dans la solution).
Exercice 2
Calculer le nombre de grammes requis pour préparer 1 litre de chacune des solution suivantes:
a) 1 M de KNO3
b) 2 M de H2SO4 c) 0,5 M de KClO3 d) 0,1 M de C12H22O11
e) 3 M de HNO3
Exercice 3
Trouver le nombre de grammes de soluté qu'il faudra utiliser pour préparer chacune des solutions suivantes:
a) 100 mL de NaCl 0,5 M b) 200 mL de KCl 1,5 M c) 100 mL de HCl 0,3 M d) 2000 mL de AgO3 0,09 M e) 250 mL de BaCl2 3,1 M Exercice 4
Calculer la molarité des solutions suivantes, sachant que chacune d'elles contient 10 g de soluté par litre de solution.
Soluté: H2SO4, HCl, Ca(OH)2, NaOH, CaCl2. Exercice 5
Quelle est la molarité d'une solution d'acide chlorhydrique, sachant qu'il faut un volume de 24,5 mL d'hydroxyde de sodium 0,10 M pour neutraliser 20,0 mL de la solution d'acide.
Exercice 6
Quelle est la masse d'hydroxyde d'aluminium Al(OH)3 pouvant libérer une mole d'ions hydroxyde OH−.
Exercice 7
Calculer les fractions massiques et molaires d’une solution composée de 10 g d’éthanol et 70 g d’eau. L’eau H2O a une masse molaire de 18 g.mol−1 et l’éthanol C2H5OH de 46 g.mol−1.
Exercice 8
Une perfusion de volume V = 1,5 L contient 417 mmoles de glucose. Calculer la concentration molaire en glucose dans la perfusion.
2 Exercice 9
Le sérum physiologique peut être utilisé pour le rinçage de l'œil ou des sinus. Il est alors conditionné en ampoules de volume V = 5,0 mL contenant une masse m = 45 mg de chlorure de sodium.
Calculer la concentration massique de chlorure de sodium dans le sérum physiologique.
Exercice 10
L'eau oxygénée utilisée pour décontaminer les lentilles de contact contient 3,0 % en masse de peroxyde d'hydrogène de formule H2O2. On considère un flacon de volume V = 360 mL de cette solution d'eau oxygénée. La masse volumique de la solution est ρ = 1,0 g/mL.
Calculer la concentration molaire en peroxyde d'hydrogène dans la solution d'eau oxygénée.
Exercice 11
La vitamine C est recommandée pour combattre les états de fatigue et pour stimuler les défenses de l’organisme. Un comprimé contient une masse de vitamine C, m=1000mg. Ce comprimé est dissout dans un verre d’eau. La solution obtenue a un volume de 150mL. (Masse molaire de la vitamine C : M=176g.mol-1)
1. Quel est le soluté? Le solvant?
2. Calculer : a - la quantité de matière en nombre de moles de vitamine C dans un comprimé;
b - la concentration massique en vitamine C dans la solution obtenue;
c - la concentration molaire en vitamine C dans la solution obtenue.
Exercice 12
La masse volumique de la solution d'acide sulfurique contenue dans une batterie d'automobile est de 1250 kg/m3 à 25 C et cette solution contient 33,3% de H2SO4 en masse.
a) quelle est la masse d'un litre de solution? b) Quelle masse de H2SO4 y a t-il dans 1 litre de solution? c) Quelle est la molarité de la solution? d) Quelle est la masse de H2SO4 par kg d'eau? e) Quelle est la molalité de la solution? f) Quelle est la fraction molaire de H2SO4 dans la solution?
Exercice 13
On dispose d’une solution d’acide nitrique commercial à 70 %. a) Comment procéder pour constituer 200 mL d’une solution de concentration 0,15 mol.L–1 en acide nitrique ? b) Comment procéder pour constituer 200 g d’une solution de molalité 0,15 mol.kg–1 en acide nitrique ? c) Mêmes questions pour constituer respectivement 200 mL d’acide nitrique à 1,5.10–4 mol.L–1, et 200 g d’acide nitrique de molalité 1,5.10–4 mol.kg –1.
Exercice 14
Les produits chimiques sont commercialisés purs (solide, liquide ou gaz) ou en solutions très concentrées. A partir de ces composés, on prépare les solutions diluées. On dispose d’acide nitrique HNO3 à 70% en masse.
a) Quelle est la concentration pondérale (masse de HNO3 par litre de solution)?
b) Quelle est la concentration molaire?
Données pour HNO3 à 70% en masse: densité d204 = 1,400 et M = 63,01 g/mole.
Exercice 15
La bouillie bordelaise sert au traitement des arbres fruitiers et est essentiellement composée de sulfate de cuivre. On désire préparer une solution aqueuse contenant 10 g L−1 d’ions cuivriques.
a) Disposant de CuSO4, 5 H2O, donner la procédure pour préparer 5 L de solution.
b) Calculer les concentrations molaire et ionique de Cu2+.
Données : masse molaire Cu2+ = 63,55 g.mol−1 ; masse molaire (CuSO4. 5 H2O) = 249,68 g.mol−1.
3 Exercice 16
La concentration molaire C d'une solution aqueuse de nitrate de sodium NaNO3 est de 1,05 mole/L.
Déterminer sa concentration massique, son pourcentage en masse et la fraction molaire des ions constituant NaNO3.
Le nitrate de sodium se dissocie totalement en ions nitrate et sodium dans l'eau.
Données:
M (Na) = 23,0 g/mole, M (N) = 14,0 g/mole, M (O) = 16,0 g/mole. Masse volumique de la solution
= 1,025 kg/L.
Exercice 17
Donner le mode opératoire pour préparer 500 mL d’une solution décinormale d’acide sulfurique, H2SO4. On dispose d’une solution d’acide sulfurique à 37,4% en masse dont la densité est de 1,280 (masse molaire de H2SO4 98,06 g.mol−1).
Exercice 18
Quelle est la quantité de cristaux de CuSO4,5H2O nécessaire pour préparer 4 kg d'une solution de CuSO4 avec un pourcentage massique de 20% ?
Exercice 19
Quelle est la normalité d'une solution hydroxyde de sodium qui contient:
a. 0,8 kg de soluté par 10 L solution;
b. 0,05 équivalent-gramme de soluté par 10 mL de solution;
c. 3 moles de soluté par 1dm3 de solution.
Exercice 20
Calculer la normalité d'une solution d'acide phosphorique qui contient:
a. 98 g de soluté par 500 mL solution;
b. 0,2 équivalent- gramme de soluté par 50 mL solution;
c. 6 moles de soluté par 3000 cm3 de solution.
Exercice 21
Calculer la quantité (en grammes) de sulfate d'aluminium nécessaire pour l'obtention de:
a. 250 mL solution de sulfate d'aluminium avec la normalité 0,6 N;
b. 250 mL solution de sulfate d'aluminium avec la molarité 0,6 M.
La réaction s'écrit:
Al2 (SO4)3 2 Al3+ + 3 SO42- Données:
Masse molaire Al2 (SO4)3 : M = 2*27+3*(32+4*16) = 342 g/mol.
Exercice 22
Calculer la masse volumique d'une solution de carbonate de sodium avec le pourcentage massique 9% et la normalité 2 N.
Na2CO3 2 Na+ + CO32-
Masse molaire de Na2CO3 : M =2*23+12+3*16 = 106 g/mol.
Exercice 23
Calculer le nombre d'équivalents - grammes de soluté contenu dans 4 mL d'une solution de phosphate de trisodium ayant une molarité 0,15M.
Na3PO4 3 Na+ + PO43-
4 Exercice 24
On souhaite préparer 450 g d'une solution d'acide chlorhydrique avec un pourcentage massique de 15% à partir de deux solutions: l'une, notée S1, d'acide chlorhydrique de pourcentage massique 25%
et l'autre, notée S2, d'acide chlorhydrique de pourcentage massique 10%.
Quelles quantités (en masse) d'acides doit-on utiliser?
Exercice 25
Combien faut-il prendre de mL d'une solution concentrée de H2SO4 de densité 1,84 contenant 96%
en H2SO4 en masse pour préparer 9 litres d'une solution approximativement 0,1N.
Exercice 26
Quelle est la normalité d'une solution à 20% en acide sulfurique de densité égale à 1,14.
Exercice 27
Un bac servant à mesurer la conductivité des solutions comporte des électrodes d'aire = 2 cm2, espacées de 1 cm. Lorsque le bac est rempli d'une solution contenant 50 g de KCl par litre de solution sa résistance est de 7,25 Ω.
Calculer la conductivité équivalente de la solution.
Exercice 28
Un bac de conductivité renfermant une solution décinormale de KCl à 25 °C a une résistance de 24,96 Ω. Calculer la constante du bac si la conductivité spécifique de KCl décinormale est de 0,011639 Ω-1 cm-1 et si l'on utilise de l'eau de conductivité égale à 0,075 10-6 Ω-1 cm-1 pour préparer la solution.
Le bac rempli d'une solution 0,01 N d'acide acétique a une résistance de 1982 Ω, calculer ΩC de cet acétique.
Exercice 29
La résistance d'une cellule, pour la mesure d'une conductivité, remplie d'une solution 0,02 N de KCl à 18 °C est de 17,6 Ω, quand elle est remplie d'une solution de CH3COOH 0,1 N sa résistance est de 91,8 Ω. Si la conductivité spécifique de KCl 0,02 N à 18 °C est de 2,399 10-3 Ω-1 cm-1 et la conductivité ionique pour une dilution infinie de l'ion H+ et de l'ion acétate sont respectivement de 315 et 35 Ω-1 cm2 eq-1. Calculer le taux de dissociation α de l'acide acétique ainsi que la constante de dissociation Ka.
Exercice 30
On mesure la résistance d'une cellule de conductivité pour chacune des solutions A, B et C.
Solution Composition de la solution R (Ω)
A CH3COONa 0,1 M 2,2
B CH3COONa 0,1M + HCl 0,2 M
en volumes égaux 7,3
C NaCl 0,1 M 16
A dilution infinie, les valeurs suivantes sont données:
Ω0 (NaCl) = 126 Ω-1 cm2 eq-1 λ° (Na+) = 50 Ω-1 cm2 eq-1
En supposant les conductivités équivalentes indépendantes de la concentration (ΩC = ΩC0), calculer:
1. la constante de cellule;
2. la conductivité spécifique et la conductivité de la solution A;
3. la conductivité spécifique de la solution B.
5 Exercice 31
A 25 °C, la résistance d'une cellule de conductivité est de 220 103 Ω quand elle est remplie d'eau, de 100 Ω lorsqu'elle est remplie d'une solution de KCl 2 10-2 M et de 102 103 Ω lorsqu'elle est remplie avec une solution saturée de AgCl. La conductivité équivalente de AgCl à 25 °C a été calculée et trouvée égale à 126,8 Ω-1 cm2 eq-1, tandis que celle ce KCl est égale à 138,3 Ω-1 cm2 eq-1. Sachant que les solutions ont été préparées avec de l'eau de même résistance que celle donnée ci-dessus, calculer:
a) la constante de cellule;
b) la conductibilité spécifique de la solution saturée de AgCl;
c) la solubilité de l'électrolyte AgCl à 25 °C.
Exercice 32
Pour le suivi d'une expérience de titrage conductimétrique, 100 mL d'une solution de HCl de normalité inconnue doivent être dosés par une solution standard de NaOH 1N, une courbe représentant la variation de K en fonction du volume de NaOH ajouté doit être tracée afin de déterminer le point de neutralisation en localisant l'intersection des deux branches constituant la courbe. En utilisant une cellule de conductivité à immersion avec γ = 0,2 cm-1, un étudiant mesure la résistance de la solution de HCl, calcule sa conductivité spécifique, mais oublie de noter le tout, et continue le titrage. De plus, lors de la première addition de NaOH, étant quelque peu distrait, il dépasse le point de neutralisation, il note que le volume ajouté est de 1,5 cm3 et que la conductivité spécifique de la solution en ce point est de 246 10-5 Ω-1 cm-1. Sachant son erreur, il se résigne à refaire l'expérience, mais l'assistant lui rappelle qu'il a assez d'informations et de données pour calculer la normalité de HCl, pour le guider dans sa rédaction, il lui demande de calculer:
a) la normalité de la solution de HCl;
b) la valeur de la résistance qu'il aurait mesurée en atteignant exactement le point de neutralisation.
Données:
λ° (H+) = 350 Ω-1 cm2 eq-1 λ° (OH-) = 198 Ω-1 cm2 eq-1 λ° (Cl-) = 76,34 Ω-1 cm2 eq-1 λ° (Na+) = 50,11 Ω-1 cm2 eq-1 Exercice 33
Une solution aqueuse, exempte de dioxyde de carbone dissous, contient du chlorure de baryum à la concentration 5.10–5 mol L–1 et du chlorure de potassium à la concentration 10–4 mol L–1.
a) Calculer la résistance et la conductance de cette solution mesurées avec une cellule de constante 1,15 cm. On négligera les ions H3O+ et OH– provenant de l’autoionisation de l’eau.
b) Quelle erreur sur la conductivité commet-on en négligeant la contribution des ions H3O+ et OH– à la conductivité totale? Quelle est votre conclusion.
Données:
λ° (Cl-) = 76,35 S cm2 mol-1 λ° (OH-) = 198,3 S cm2 mol-1 λ° (K+) = 73,48 S cm2 mol-1 λ° (H3O+) = 349,8 S cm2 mol-1 λ° (1/2 Ba2+) = 63,63 S cm2 mol-1
Exercice 34
Le tableau ci-dessous donne la conductivité molaire (conductivité équivalente) du chlorure de sodium en fonction de sa concentration.
CNaCl
(mol.L-1) 1,00 0,10 0,01 0,005 0,001 5 10-4 Dilution infinie (C = 0) Ω
(mS m2 mol-1) 8,580 10,670 11,840 12,060 12,370 12,440 12,645
6 En étudiant la conductivité d’électrolytes forts, le chimiste allemand Kohlrausch (1840 – 1910) a montré empiriquement qu’en solution pas trop concentrée la conductivité molaire variait avec la racine carrée de la concentration C selon la loi :
Ω = Ω0 – BC
Où Ω0 est la conductivité molaire à dilution infinie, et B un coefficient positif dépendant de l’électrolyte. Dans quel domaine de concentration cette loi est-elle suivie pour le chlorure de sodium, et quelle est la valeur de B correspondante ?
Exercice 35
Sachant la solubilité, en solution aqueuse, des sels peu solubles suivants, déterminer le produit de solubilité de chacun d'eux.
MgF2: S = 5,4 10-3 mol./L BaCO3: S = 4,5 10-5 mol./L AgBr: S = 7,7 10-7 mol./L Exercice 36
Calculer la solubilité, en solution aqueuse, des composés solides suivants sachant le produit de solubilité:
Cu(OH)2: Ks = 1,6 10-19 CaF2: Ks = 4,0 10-11 PbCl2: Ks = 10-4,6 AgCl: Ks = 10-9,7 CaSO4: Ks = 10-4,6 Fe(OH)2: Ks =10-15,1 Fe2S3: Ks = 10-85 Exercice 37
Le pKs du sulfate d’argent Ag2SO4 dans l’eau à 25 °C vaut : pKs = 4,8 à I = 0, et pKs = 4,1 à I = 0,1 mol.L–1. Quelle est sa solubilité pour chacune des forces ioniques?
Exercice 38
Soit le précipité PbSO4 (pKs1 = 7,8) et le précipité PbI2 (pKs2 = 8,1). Calculer la solubilité des deux solides dans une eau pure formant une solution saturée avec chacun des deux solides. On néglige l'action de l'eau sur l'ion SO42-.
Exercice 39
L’information quantitative que donne le produit de solubilité KS est l'accès à la solubilité d’un composé ionique et inversement. Le produit de solubilité du sulfate d’argent Ag2SO4 dans l’eau à 25°C est de 1,5.10-5. déterminer la solubilité de Ag2SO4 à la même température.
Exercice 40
La barytine ou sulfate de baryum BaSO4(s) est peu soluble, caractérisée par un produit de solubilité Ks = 10-10 à T =298 K.
1. Écrire l’équation-bilan de la réaction permettant la définition du produit de solubilité ; donner l’expression de ce produit de solubilité.
2. Calculer la solubilité, en g L -1 du sulfate de baryum dans l’eau pure.
Données: masses atomiques : 137 g mol-1 (Ba), 32 g mol-1 (S), 16 g mol-1 (O).
7 Exercice 41
1. Calculer la valeur du pH à partir de laquelle le solide Mn(OH)2 précipite pour une solution telle que [Mn2+] = 1,0.10–2 mol L–1.
2. Même question pour Mn(OH)3 dans une solution telle que [Mn3+] = 1,0.10–2 mol L–1.
3. Soit une solution contenant Mn2+ et Mn3+ à la même concentration 1,0.10–2 mol L–1. Dans quel domaine de pH doit-on se placer pour que 99,99% des ions Mn3+ précipitent sans que les ions Mn2+
ne précipitent ? On donne : pKs1 (Mn(OH)2) = 12,7 et pKs2 (Mn(OH)3) = 35,7 Exercice 42
On introduit n0 = 1,0 ×10–3 mol de chlorure d’argent solide dans un volume V = 100 mL d’eau pure.
On donne l’équation de dissolution du chlorure d’argent solide dans l’eau : AgCl(s) Ag+(aq) + Cl–(aq)
Lorsque la solution est saturée, le produit de solubilité, noté Ks, a pour valeur Ks = 1,6 × 10–10. 1. Écrire l’expression du produit ionique Pi.
2. Calculer la concentration en ions Ag+(aq) lorsque la solution est saturée.
3. La solution ainsi préparée est-elle saturée?
4. On ajoute à la solution initiale 50,0 mL d’eau pure.
a) Déterminer le produit ionique initial Pii lié à cette nouvelle situation.
b) En déduire le sens d’évolution spontanée du système chimique.
Exercice 43
Soit une solution d'iodure d'argent avec une concentration initiale C0 = 0,1 M, le pKs de AgI (s) = 15,2 à 298 K.
Tracer le diagramme d'existence du précipité AgI.
Exercice 44
Quel est le produit de solubilité de PbSO4 si on peut en dissoudre 7 mg dans 200 mL d’eau pure?
Exercice 45
La solubilité de AgIO3 dans des solutions de nitrate de potassium mesurée à 25 oC a donné les résultats suivants:
KNO3
10-3 M 0 1,30 3,25 6,50 14,10
AgIO3
10-4 M 1,761 1,813 1,863 1,908 1,991
Calculer le produit de solubilité de AgIO3 en considérant la première relation de Debye-Hückel.
Exercice 46
la solubilité du chromate d'argent (Ag2Cr2O4) en milieu neutre est égale à 10-4 M.
1. Calculer le produit de solubilité de ce solide.
2. Calculer le solubilité de Ag2Cr2O4 en présence:
a) du nitrate de sodium NaNO3 2 10-2 M en tenant compte des coefficients;
b) du chromate de sodium 10-2 M en tenant compte des coefficients d'activité.
Données: A 25 oC A = 0,508
Utiliser la première relation de Debye-Hückel pour la détermination des coefficients d'activité moyens pour les questions a) et b).
8 Exercice 47
Pour le chlorure d’argent, le produit de solubilité Ks vaut 1,7 10-10 à 25 °C.
a) Calculer la solubilité de AgCl dans l’eau pure.
b) Calculer la solubilité de AgCl dans une solution NaCl 0,1M.
Exercice 48
Le produit de solubilité de BaF2 est Ks = 1.37 10−6.
1. Calculer la solubilité molaire s et la solubilité massique (en g/L).
2. A un litre de solution de BaF2 , on ajoute une mole de Ba(NO3)2; calculer la nouvelle solubilité molaire s′ de BaF2.
3. A un litre de solution molaire de Ba(NO3)2on ajoute 0.02 mol de NaF. Le BaF2 précipite-t-il ?
On donne : M(BaF2) = 177 g/mol.; O=16; N=14; F=19; Ba=137.
On suppose que les nitrates sont très solubles dans l’eau.
Exercice 49
Calculer la solubilité de Mg(OH)2 dans:
1. l’eau pure. En déduire le pH d’une solution saturée;
2. dans une solution tamponnée à pH=8,5. Commenter ce résultat.
Donnée: Ks (Mg(OH)2) = 2.10-11. Exercice 50
1. Déterminer la solubilité du sulfate de strontium dans l’eau.
2. Déterminer la solubilité de SrSO4 dans une solution de sulfate de sodium à 0,1 mol.L-1. Donnée: pKs (SrSO4) = 6,55.
Exercice 51
Quel volume minimum de Fe(IO3)2.à 1 mol.L-1 faut-il ajouter à un litre d’une solution de chlorure de zinc à 0,1 mol.L-1 pour que la précipitation de Zn(IO3)2 commence?
Donnée: Ks(Zn(IO3)2 = 4.10-6. Exercice 52
Une solution contient des ions Fe2+ et des ions Cu2+ et du sulfure d’hydrogène H2S. Les concentrations sont toutes égales à 0,1 mol.L-1. On tamponne la solution à pH=5. La concentration en S2- est égale à 10-20 mol.L-1. Quel est le sulfure qui précipite?
Données: Ks (CuS) = 10-35 et Ks (FeS) = 6,3 10-18. Exercice 53
une masse de 2,5 g de CuSO4 est dissoute dans 900 mL d'une solution de NH3 0,30 M. Quelles sont les concentrations de Cu(NH3)42+
, NH3 et de Cu2+ obtenues à l'équilibre?
Données: constante de formation du complexe Kf pour Cu(NH3)42+
= 5,0 1013. Exercice 54
Par addition d’une base forte dans une solution d’ions Al3+, il se forme tout d’abord un précipité de Al(OH)3 qui se redissout dans un excès d’ions hydroxydes (OH)− en formant le complexe Al(OH)−4.
1. Calculer les constantes des réactions suivantes : Al3+ + 3OH−⇋Al(OH)3
Al(OH)3 + OH−⇋Al(OH)−4
9 Données: pKs (Al(OH)3) = 32; pβ4 = - 35
2. Quelles sont les valeurs de pH de début et de fin de précipitation lorsque le pH d’une solution contenant initialement 10−3 mole/L d'ions Al3+?
3. En déduire le domaine de prédominance des ions Al3+ et Al(OH)−4 ainsi que le domaine d’existence du précipité Al(OH)3.
Exercice 55
a) A quel pH une solution saturée de Fe(OH)3 3.10-5 mole/L précipite-t-elle ? b) A quel pH une solution de Mg(OH)2 3.10-5 mole/L précipite-t-elle ? c) Quels ions précipitent en premier ? Expliquer.
d) Quelle est la concentration résiduelle en ions Fe3+ lorsque Mg2+ commence à précipiter ? Données: Ks (Fe(OH)3) = 2,7 10-39 et Ks (Mg(OH)2) = 10-11.
Exercice 56
On répartit dans 3 béchers une solution saturée de perchlorate de potassium (KClO4).
a) Dans le premier, on ajoute un peu de solution aqueuse d'acide perchlorique (HClO4).
b) Dans le deuxième, on verse un peu de solution de chlorure de potassium (KCl).
c) Dans le troisième, on met un peu de solution de nitrate d'ammonium (NH4NO3).
Prévoir ce qui va se passer dans ces 3 béchers et expliquer les réponses.
Exercice 57
A un litre d'une solution contenant 10-4 mole de Ag+ et 10-4 mole de Pb2+, on ajoute goutte à goutte une solution 10-3 mole/L contenant des ions PO43-
. Quels volumes de cette solution peut-on en ajouter pour avoir :
a) un précipité de Ag3PO4? b) un précipité de Pb3(PO4)2 ?
Données: Ks (Ag3PO4) = 10-19, Ks (Pb3(PO4)2) : = 10-42. Exercice 58
Les ions magnésium Mg2+ forment un complexe soluble [MgY]2– avec l’ion éthylènediaminetétraacétate noté Y4- de constante de formation β = 108,8. Le produit de solubilité Ks de l’hydroxyde de magnésium Mg(OH)2(s) est pris égal à Ks = 10-10,6. On introduit 1,0:10-2 mole d’hydroxyde de magnésium solide dans 100 mL d’eau. On ajoute ensuite progressivement une solution très concentrée de Na4Y, sel entièrement dissocié en ions. On observe la solubilisation totale du précipité. Dans cet exercice, on ne prend pas en compte les propriétés acido-basiques de l’ion Y4-.
1. Donner l’équation-bilan de la réaction de dissolution de ce précipité. Calculer la constante d’équilibre associée à cette réaction.
2. Quelle quantité minimum en ions éthylènediaminetétraacétate a-t-on introduit pour observer la disparition du solide ?
Exercice 59
On souhaite préparer les ions cobalt(II) Co2+ et magnésium Mg2+ en réalisant une précipitation sélective des hydroxydes métalliques.
1. Lorsqu’on dissout dans l’eau de l’hydroxyde de magnésium (II) Mg(OH)2(s) jusqu’à saturation, la solution possède un pH égal à 10,5. Montrer que le produit de solubilité de l’hydroxyde de magnésium (II) est égal à Ks2 = 10-10,8. On dispose d’une solution contenant initialement des ions cobalt (II) Co2+ à la concentration C0 = 10-2 mole/L et des ions magnésium (II) Mg2+ à la même concentration C0. On souhaite précipiter plus de 99 % du cobalt sans précipiter plus de 1 % du magnésium.
10 2. Calculer la concentration en ions cobalt (II) restant en solution si 99 % du cobalt précipite sous
forme d’hydroxyde de cobalt Co(OH)2(s). En déduire la concentration en ions hydroxyde HO– et le pH de la solution pour que 99 % du cobalt précipite.
3. Calculer la concentration en ions magnésium (II) restant en solution si 1% du magnésium précipite sous forme d’hydroxyde de magnésium Mg(OH)2(s). En déduire la concentration en ions hydroxyde HO– et le pH de la solution pour que 1% du magnésium précipite.
4. Montrer qu’il existe une zone de pH que l’on précisera, où il est possible de précipiter plus de 99% du cobalt sans précipiter plus de 1% du magnésium.
Données à T = 298 K : Ks1(Co(OH)2(s)) = 10-14,8 (produit de solubilité de l’hydroxyde de cobalt (II)), Ke = 10-14 (produit ionique de l’eau).
Exercice 60
Écrire pour chaque couple acido-basique la réaction d’échange d’un proton puis la constante d’acidité correspondante :
a) CH3CO2H/CH3CO2-
b) H2O/OH- c) OH-/O2-
d) Cr O2 72 / CrO2-4 e) Fe+3/Fe(OH)3 (s) f) Fe+3/Fe2O3 (s) g)Zn2/ ZnO22 Exercice 61
Une solution aqueuse contient 0,5 M d’acide chlorhydrique HCl. On sait que HCl est un acide fort t qu’il se dissocie totalement selon la réaction suivante :
HCl + H2O H3O+ (aq) + Cl- (aq)
On néglige, comme souvent est le cas, la concentration de H3O+ provenant de l’autoprotolyse de l’eau. Calculer le pH de la solution ?
Exercice 62
Une solution aqueuse contient 1,0 M de HF. Sachant que HF a une constante d’acidité Ka = 7,2 10-4 Déterminer la valeur du pH de la solution.
Exercice 63
1. On prépare une solution (1) en dissolvant 5 millimoles d’un acide fort dans 50 mL d’eau pure.
Déterminer le pH de la solution.
2. On prépare une solution (2) en dissolvant 5 millimoles d’une base forte dans 50 mL d’eau pure.
Déterminer le pH de la solution.
3. On mélange les solutions (1) et (2). Déterminer le pH du mélange.
Exercice 64
Calculer les pH de solutions HCl 10-2 M et de CH3COOH 10-2 M. à l’équilibre.
Données : pKa (HCl/Cl-) = -7 à 25 oC.
pKa (CH3CO2H/CH3CO2-) = 4,8 à 25 oC.
11 Exercice 65
La conductivité équivalente Ωc d’une solution d’ammoniaque 10-2 N (NH4OH) est de 9,6 Ω-1 cm2 eq-1, pour NH4Cl la conductivité est de Ω0 = 129,8 Ω-1 cm2 eq-1. Les conductivités ioniques de OH- et Cl- sont respectivement 174 et 65,6 Ω-1 cm2 eq-1.
a) Calculer la constante de dissociation (ou de basicité) d’une solution NH4OH 10-2 N.
b) Calculer le pH de la solution NH4OH 10-2 N.
c) Calculer le pH d’une solution d’acétate d’ammonium 10-2 N.
Exercice 66
Soient les couples H2CO3/HCO3-et HCO3-/CO32-.
a) Écrire les équilibres liant les espèces de ces deux couples.
b) Exprimer Ka1 et Ka2, on donne : pKa1 = 6,4 et pKa2 = 10,3.
c) L’ion HCO3- est un ampholyte. Vérifier cette affirmation.
d) L’ion HCO3-
apparaît dans une réaction faisant intervenir H2CO3 et CO32-
comme produits.
Quelle est l’expression de la constante d’équilibre ? Quelle est sa valeur ?
e) Préciser sur un axe gradué en pH les domaines de prédominance des différentes espèces.
Exercice 67
On dispose de quatre flacons scellés à l’abri de l’air contenant respectivement : a) une solution d’hypochlorite de sodium à 0,1 mol.L–1 ;
b) une solution de soude à 10–3 mol.L–1 ;
c) une solution d’hydrogénophosphate de sodium à 0,1 mol.L–1 ; d) une solution de quinine à 10–3 mol.L–1.
Flacon 1 2 3 4
pH 9,80 10,25 9,52 11,00
Les flacons ne portent pour toute indication que le pH de la solution qu’ils contiennent. Quelles sont les solutions qui remplissent les flacons 1, 2, 3 et 4 sachant que :
Données : pKa (HClO/ClO–) = 7,5; pKa (H2PO4–/HPO42–) = 7,2; pKa (HPO42–/PO43–) = 12,4; la quinine est une dibase de pKa respectifs 8,04 et 4,13.
Exercice 68
Déterminer le pH d’une solution aqueuse d’ammoniac avec une concentration C = 1,0 10-2 mole/L et de pKa = 9,2.
Exercice 69
Déterminer le pH d’un mélange tampon composé de CH3COOH de concentration (C1) et de CH3COONa de concentration (C2). On donne : C1 = C2 = 10-1 mole/L, pKa = 4,8.
On rajoute dans 1 L de ce mélange tampon n1 moles de HCl (acide fort, avec n1 = 10-2 mole). Quel est le nouveau pH ? On suppose que le volume reste égal à 1L après rajout de HCl.
Exercice 70
On dispose de 125 mL d’une solution NH3 0,200 mole/L. On désire préparer une solution tampon de pH = 9,03à 25 oC.
1. Quelles sont les deux propriétés chimiques caractéristiques des solutions tampon ?
2. A l’aide de quelle équation peut-on calculer le pH d’une solution tampon ? Donner la formule et préciser les conditions d’applicabilité de la formule.
12 3. Pour préparer une solution tampon, on dispose de NH4Cl solide. Utiliser l’équation précédente
pour calculer la quantité en grammes de chlorure d’ammonium que l’on devra dissoudre dans la solution d’ammoniaque. On suppose que le volume reste constant.
Exercice 71
Étude du couple CH3COOH/CH3COO- On donne:
pKa (CH3COOH/CH3COO-) = 4,8 Densité de l’acide acétique : d = 1,05
Masse molaire de l’acide acétique : M = 60,05 g/mole
1) Tracer le diagramme de prédominance de l’acide acétique et de l’ion acétate en solution aqueuse en fonction du pH.
2) On constitue une solution aqueuse (S1) de la manière suivante : dans une fiole jaugée de volume V0 = 500 mL est introduit un volume V1 = 10,0 mL d’acide acétique glacial (pur). On complète au trait de jauge avec de l’eau distillée en agitant régulièrement. On obtient une solution limpide. Une analyse rapide à l’aide du papier pH montre que le pH de la solution ainsi constituée est compris entre 2 et 3.
a) Déterminer la concentration apportée en acide acétique dans la solution (S1).
b) Écrire l’équation chimique de mise en solution aqueuse de l’acide acétique.
c) En observant le diagramme de prédominance, que peut-on déduire du résultat fourni par le papier pH.
d) En déduire, par le calcul le plus simple possible, la concentration de toutes les espèces en solution et donner la valeur du pH de la solution (S1) avec une seule décimale.
3) A la solution précédente est ajouté un volume Vb = 100 mL d’une solution de soude de concentration Cb = 1,00 mole /L. Après agitation, on obtient une solution (S2).
a) Quelle est la nouvelle concentration apportée d’acide acétique dans la solution?
b) Quelle est la concentration apportée d’hydroxyde de sodium?
c) Écrire l’équation chimique de la réaction acido-basique entre la soude et l’acide acétique.
d) Calculer sa constante d’équilibre, conclure. Faire un bilan de concentrations en ne considérant que cette réaction.
e) Quelles sont les espèces majoritaires et minoritaires dans cette solution? Justifier la réponse qualitativement puis numériquement.
f) La solution (S2) est qualifiée de solution tampon. Quelles sont les propriétés d’une telle solution ?
Exercice 72
1. Dans quel (s) ion (s) le métal est-il au nombre d’oxydation +3 :
4
2+ -
2 6 2 2 4
a) VO b) AlO c) Fe(CN) d) CrCl (H O) 2. Dans quelle (s) transformation (s) l’élément chlore est-il oxydé ?
-
2 2 2
- - - -
3
a) Cl ClO b) Cl + I 2ICl c) ClO ClO d) OCl Cl
Exercice 73
Le nombre d’oxydation de l’élément chlore peut varier de -1 à +7, dans quel(s) ion(s) l’élément chlore ne pet-il donner lieu à une réaction de dismutation ?
13
- - - -
2 2 3
a) Cl b) ClO c) Cl d) ClO e) ClO Exercice 74
Donner le nombre d’oxydation du chlore dans ClO-4 du soufre dans HSO4 et dansSO2, du manganèse dansMnO4, de l’aluminium dans Al O2 3
Exercice 75
Pour chaque couple ox/red suivant, établir les demi-réactions :
-
3 2 2 2 2 2 2 2 2 2 4
- 2+ 2+ -
3 2 4 2 2
a) BrO / Br b) O / H O c) H O / H O d) CO / H C O e) NO / NO f) Hg / Hg g) HSO / SO h) S s / H S aq i) Zn(OH
2- - 2+
4 4 3 4
3+ 2+ 2-
2 2 6 4
) / Zn (s) j) Al(OH) / Al (s) k) Fe O (s) / Fe l) Hg Cl (s) / Hg (l) m) Fe(CN) / Fe n) CuCl / CuCl (s) Exercice 76
Équilibrer les réactions d’oxydoréduction, en précisant pour chaque équation bilan le nombre d’électrons échangés.
2 2+ 3+ 3+
2 7
2 2+ - 3+
2 4 3 2
2+ 4+
2 4
- + 2+
3 4
a) Cr O + Fe Fe + Cr
b) CuI + Ce(SO ) Cu + ICI + Ce c) Ag CrO + Sn Sn + Ag d) NO + Zn NH + Zn
Exercice 77
- - - - 2
4 4 2 4 2 3 4
-
3 2 2 2 2 2 2
Écrire les demi-reactions redox et les equations de Nernst des couples suivants:
ClO /Cl , HSO / SO (g), MnO / Mn , Al O (s) / Al(s), PbSO (s) / Pb(s), AgBr (s)/Ag (s), BrO / Br (aq), O (g) / H O , Hg Cl
(s) / Hg(l), HClO/Cl (g)2
Exercice 78
1. A partir de la relation de Nernst, calculer le potentiel d’une électrode inattaquable en platine (Pt), plongeant dans les solutions suivantes :
- 2+ -4 +
a) MnO 4 = 0,2 mole/L; Mn = 2,0 . 10 mole/L; H 0,10 mole/L
2 -4 3+ -3 +
2 7
b) Cr O = 1,0 . 10 mole / L; Cr = 1,0 . 10 mole/L; H = 0,10 mole/L.
2. Calculer le potentiel d’une électrode d’argent placée dans les solutions suivantes :
-3
-3
3 2 3
a) Ag = 1,0 . 10 mole/L
b) Ag(NH ) = 1,0 . 10 mol/L; NH = 1,0 mole/L.
Données :
Couples MnO-4 / Mn2+ Cr O 2 72 / Cr3+ Ag / Ag
E0 (V) 1,51 1,33 0,80
14
7,23
2 3 2
Cons tan te globale de formation: β Ag(NH ) = 10
Exercice 79
Une lame de platine plonge dans une solution équimolaire à10-2 mol/L en ions Fe2+ et Fe3+, dont le pH est amené à 5.
Calculer son potentiel de Nernst.
Données : E0 (Fe3+/ Fe2+) = 0,77 V ; pKs1 ( Fe(OH)3 (s)) = 37,2 ; pKs2 (( Fe(OH)2 (s)) = 14,7.
Exercice 80
On plonge un fil de platine dans une solution contenant les ions Fe2+ et Fe3+, telle que [Fe2+] = [Fe3+] = 10 -4 mole/L.
a) Quel est le potentiel pris par le fil ?
b) On impose à l’électrode précédente un potentiel égal à 0,73 V et on attend que l’équilibre soit établi. Quelles sont les concentrations finales en ions Fe2+ et Fe 3+.
c) Même question si E = 0,63 V.
d) À quel potentiel faut-il porter l’électrode pour que [Fe3+] soit égale à 10-6 mole/L ? Données : E0 (Fe3+/ Fe2+) = 0,68 V dans H2SO4 à 1,0 mole/L.
Exercice 81
Une pile met en jeux deux couplesHg2(aq) / Hg22 et NO / HNO-3 2. Dans les conditions standard (toutes les concentrations étant égales à 1,0 mole/L) la f.e.m. standard de la pile est égale à e0 = 0,02 V.
a) Écrire les deux demi-équations relatives aux deux couples.
b) En déduire la réaction spontanée se produisant dans la pile sachant que les ions Hg22 sont oxydés en ionsHg2.
c) Donner une écriture schématique de la pile e utilisant deux électrodes de platine. Où se trouvent respectivement l’anode et la cathode ?
d) quelle est la valeur de E0 (Hg2(aq) / Hg22), sachant que E0 (NO / HNO-3 2) = 0,94 V.
Exercice 82
O réalise une pile Daniell en utilisant deux solutions de 100 mL en ions Zn2+ et C2+ aux concentrations respectives c1 = 0,100 mole/L et c2 = 0,01 mole/L.
a) Déterminer pour cette pile sa f.e.m., la réaction spontanée se produisant lorsque la pile débite.
Par ajout de soude solide, le pH de la solution de cuivre II est amené à 12.
b) Calculer la concentration en ions Cu2+ restant.
c) Déterminer E Cu, comparer avec E Zn. Quelle est la nouvelle f.e.m. de la pile.
d) Quelle est la réaction spontanée qui se produit lorsque la pile débite ?
Données : E0 (Cu2+/ Cu) = 0,337 V ; E0 (Zn2+/ Zn) = 0,763 V ; pKs(Cu(OH)2 (s)) = 19,2.
