Filière Sciences de la Matière Chimie Recueil des examens Chimie des Solutions Semestre 2 SMP/SMC

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UNIVERSITE CADI AYYAD Faculté Polydisciplinaire

Safi

Département de Chimie

Filière Sciences de la Matière Chimie

Recueil des examens Chimie des Solutions

Semestre 2 SMP/SMC

Préparé par :

Moulay Rachid LAAMARI Février 2018

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Examen session normal 2014-2015 Examen session de rattrapage 2014-2015 Examen session normal 2015-2016 Examen session de rattrapage 2015-2016 Examen session normal 2016-2017 Examen session de rattrapage 2016-2017 Examen session normal 2017-2018 Examen session de rattrapage 2017-2018

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UNIVERSITE CADI AYYAD A.U. : 2015-2016

Faculté Poly disciplinaire Durée : 1h30

SAFI. 05-06-2015

Filière Sciences de la Matière Chimie SMPC//S2

Chimie des Solutions Session rattrapage Exercice .1.

1. On dispose d’une solution A contenant 3Moles par litre d’acide cyanhydrique HCN. Quel volume de la solution A, faut-il prendre pour préparer un litre de solution B de normalité 0,15 et quel volume d’eau faut-il lui ajouter ?

2. On veut préparer 100 mL de solution C déci-molaire. Quel volume de B faut-il utilisé et quel volume d’eau faut-il ajouter ?

Le couple HCN/CN- possède un pKa de 9,3.

1. Calculer le pH de la solution B en démontrant la formule utilisé et en justifiant les approximations.

On se propose d’effectuer le dosage de la solution C par une solution de soude 0.2N. Quel volume de soude doit-on ajouter à 20 mL de solution C pour obtenir le point d’équivalence ? Quel sera le pH au point d’équivalence ?

Exercice .2.

Le produit de solubilité de l’hydroxyde de zinc a pour valeur 1,80.10^-14 à 20 °C.

1. Calculer sa solubilité dans l’eau à cette température.

2. Soit une solution aqueuse de chlorure de zinc de concentration 1,00.10^-3 mol/L. On ajoute de l’hydroxyde de sodium dans cette solution. Pour quelle valeur du pH apparaît le précipité d’hydroxyde de zinc ?

3. Sachant que le pH de la solution égal à 11, quelle est la concentration des ions Zn²⁺ restés en solution ? Conclure.

Exercice .3.

On plonge une lame de cuivre dans 500 ml d’une solution de nitrate d’argent AgNO3

5.10^-2 M.

1. Ecrire les demi-équations ainsi que l’équation bilan de la réaction mises en jeu.

2. Après un certain temps la lame a perdu une masse m = 635mg. Calculer la concentration des ions présents en solution.

Données : E° = + 0,34V; M(Cu) = 63,5 g/mol

3. On veut réaliser une pile à l’aide des couples redox Ag⁺/Ag et Cu²⁺/Cu. schématisez cette pile et écrire les réactions mises en jeu.

4. Calculer la f.é.m. de cette pile. On donne : [Ag+]=10^-3M ; [Cu²⁺]=0.02M.

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Faculté Poly disciplinaire Durée : 1h30

SAFI. 05-06-2015

Filière Sciences de la Matière Chimie SMC//S6

Chimie des Solutions Session de rattrapage

Solution Exercice .1.

1. On dispose d’une solution A contenant 3Moles par litre d’acide cyanhydrique HCN. Quel volume de la solution A, faut-il prendre pour préparer un litre de solution B de normalité 0.15 et quel volume d’eau faut-il lui ajouter ?

D’après la loi de dilution on peut écrire :

𝐶_𝐴𝑉_𝐴 = 𝐶_𝐵𝑉_𝐵 𝑉_𝐴 = 𝐶_𝐵𝑉_𝐵

𝐶_𝐴 𝑉_𝐴 = 0,15 × 1

3 𝐕_𝐀 = 𝟎, 𝟎𝟓 𝐋 On sait que :

𝑉_𝐴+ 𝑉_𝐻₂_𝑂 = 1 𝑉_𝐻₂_𝑂 = 1 − 𝑉_𝐴 𝑉_𝐻₂_𝑂 = 1 − 0,05

𝑽_𝑯_𝟐_𝑶 = 𝟎, 𝟗𝟓 𝑳

2. On veut préparer 100 mL de solution C décimolaire. Quel volume de B faut-il utilisé et quel volume d’eau faut-il ajouter ?

On procède de la même manière :

𝐶_𝐶𝑉_𝑐 = 𝐶_𝐵𝑉_𝐵 𝑉_𝐵= 𝐶_𝐶𝑉_𝑐

𝐶_𝐵

𝑉_𝐵 =0,1 × 100 × 10⁻³ 0,15 𝐕_𝐀= 𝟔𝟔, 𝟔𝟔 𝐦𝐋 On sait que :

𝑉_𝐵+ 𝑉_𝐻₂_𝑂 = 100 𝑉_𝐻₂_𝑂 = 100 − 66.66

(5)

𝑽_𝑯_𝟐_𝑶 = 𝟑𝟑, 𝟑𝟑 𝒎𝑳 Le couple HCN/CN- possède un pKa de 9,3.

2. Calculer le pH de la solution B en démontrant la formule utilisé et en justifiant les approximations.

HCN + H2O  H3O⁺ + CN^-

𝐾_𝑎 =[𝐻₃𝑂⁺][𝐶𝑁⁻] [𝐻𝐶𝑁]

NE [𝐻₃𝑂⁺] = [𝐶𝑁⁻] 𝐾_𝑎

𝐶 = 10^−9,3

0,15 3,34 × 10⁻⁹ < 10⁻² 𝑀⁻¹

Donc l’acide est peu dissocié et par suite on peut négliger la concentration de [CN^-] devant [HCN].

CM 𝐶 = [𝐻𝐶𝑁]

𝐾_𝑎= [𝐻₃𝑂⁺]²

[𝐻𝐶𝑁] =[𝐻₃𝑂⁺]² 𝐶 𝑝𝐻 =1

2(𝑝𝐾_𝑎− log 𝐶) 𝑝𝐻 = 1

2(9,3 − log 0,15) 𝐩𝐇 = 𝟓, 𝟎𝟔

On se propose d’effectuer le dosage de la solution C par une solution de soude 0,2N. Quel volume de soude doit-on ajouter à 20 mL de solution C pour obtenir le point d’équivalence ? Quel sera le pH au point d’équivalence ?

Au point d’équivalence on aura:

𝐶_𝑎𝑉_𝑎 = 𝐶_𝑏𝑉_𝑏 𝑉_𝑏 = 𝐶_𝑎𝑉_𝑎

𝐶_𝑏

𝑉_𝑏= 0,1 × 20 × 10⁻³ 0,2 𝑽_𝒃 = 𝟏𝟎 𝒎𝑳

Après la neutralization totale de l’acide faible HCN en CN^-. Alors la solution est basique:

CN^-+ H2O  OH^- + HCN 𝐶_𝐶𝑁⁻ = 𝐶_𝑎𝑉_𝑎

𝑉_𝑎+ 𝑉_𝑏 𝐶_𝐶𝑁⁻ =0,1 × 20 × 10⁻³

30 × 10⁻³ 𝑪_𝑪𝑵⁻ = 𝟔, 𝟔𝟔 × 𝟏𝟎^−𝟑 𝑴

(6)

𝐾_𝑏 = 𝐾_𝑒 𝐾_𝑎 𝐾_𝑏 = 2 × 10⁻⁵ On calcule le rapport :

K_b

C_CN⁻ = 2 × 10⁻⁵

6,66 × 10⁻³= 3 × 10⁻³ < 10⁻² M⁻¹ Donc l’expression du pH est :

pH = 14 −1

2pK_b+1 2logC pH = 14 − 2,35 − 1,008

𝒑𝑯 = 𝟏𝟎, 𝟔𝟒 Exercice .2.

Le produit de solubilité de l’hydroxyde de zinc a pour valeur 1,80.10^-14 à 20 °C.

3. Calculer sa solubilité dans l’eau à cette température.

Zn(OH)2(s)  Zn²⁺ + 2OH^- 𝐾_𝑠 = 𝑆 × (2𝑆)² = 4𝑆³

𝑆 = (𝐾_𝑆 4)

13

𝑺 = 𝟏, 𝟔𝟓 × 𝟏𝟎^−𝟓 𝑴

4. Soit une solution aqueuse de chlorure de zinc de concentration 1,00.10^-3 mol/L. On ajoute de l’hydroxyde de sodium dans cette solution. Pour quelle valeur du pH apparaît le précipité d’hydroxyde de zinc ?

K_s = [Zn²⁺][OH⁻]²

[OH⁻] = √ K_s [Zn²⁺] [OH⁻] = 4,24 × 10⁻⁶ M

𝐩𝐇 = 𝟖, 𝟔𝟐

La précipitation d’hydroxyde de zinc apparait à partir du pH=8,62

3. Sachant que le pH de la solution égal à 11 quelle est la concentration des ions Zn²⁺ restés en solution ? Conclure.

On a le pH=11 alors la concentration des ions OH^- dans la solution est : [OH⁻] = 10^pH−14

[𝐎𝐇⁻] = 𝟏𝟎^−𝟑 𝐌 K_s = [Zn²⁺][OH⁻]²

(7)

[Zn²⁺] = K_s [OH⁻]² [Zn²⁺] =1,8 × 10⁻¹⁴

10⁻⁶ [𝐙𝐧^𝟐+] = 𝟏, 𝟖 × 𝟏𝟎^−𝟖 𝑴

On peut conclure qu’il y a precipitation totale des ions Zn²⁺ sous forme hydroxyde

Exercice .3.

On plonge une lame de cuivre dans 500 ml d’une solution de nitrate d’argent AgNO3

5.10^-2 M.

5. Ecrire les demi-équations ainsi que l’équation bilan de la réaction mises en jeu.

On a E°(Cu²⁺/Cu) < E°(Ag⁺/Ag) Alors on aura :

Oxydation du cuivre : Cu  Cu²⁺ + 2e^- Réduction de l’argent : Ag⁺ + e-  Ag ×2 Réaction globale : Cu + 2 Ag⁺  Cu²⁺ + 2 Ag

6. Après un certain temps la lame a perdu une masse m = 635mg. Calculer la concentration des ions présents en solution.

D’après la réaction chimique global on peut écrire :

𝑛(𝐶𝑢²⁺) = 𝑛(𝐶𝑢) = 𝑚(𝐶𝑢) 𝑀(𝐶𝑢) 𝑛(𝐶𝑢²⁺) =635 × 10⁻³

63,5 𝑛(𝐶𝑢²⁺) = 10⁻² 𝑚𝑜𝑙 Aussi :

[𝐶𝑢²⁺] =𝑛(𝐶𝑢²⁺) 𝑉 [𝐶𝑢²⁺] = 10⁻²

500 × 10⁻³ [𝐂𝐮^𝟐+] = 𝟎, 𝟎𝟐 𝐌 [Ag⁺] = [Ag⁺]₀− 2 × [𝐶𝑢²⁺]

[Ag⁺] = 0,05 − 2 × 0,02 [𝐀𝐠⁺] = 𝟎, 𝟎𝟏 𝑴

7. On veut réaliser une pile à l’aide des couples redox Ag⁺/Ag et Cu²⁺/Cu. schématisez cette pile et écrire les réactions mises en jeu.

(8)

- Anode : Oxydation du cuivre :

Cu  Cu²⁺ + 2e^- + Cathode : Réduction de l’argent :

Ag⁺ + e-  Ag ×2 Réaction globale :

Cu + 2 Ag⁺  Cu²⁺ + 2 Ag 8. Calculer la f.é.m. de cette pile.

𝑓𝑒𝑚 = 𝐸_𝑐 − 𝐸_𝑎

𝑓𝑒𝑚 = 𝐸_𝐴𝑔° +/𝐴𝑔− 𝐸_𝐶𝑢° 2+/𝐶𝑢 + 0,03𝑙𝑜𝑔[𝐴𝑔⁺]² [𝐶𝑢²⁺] 𝑓𝑒𝑚 = 0,8 − 034 + 0,03𝑙𝑜𝑔(0,001)²

0,02 𝑓𝑒𝑚 = 0,33 𝑉/𝐸𝑁𝐻 On donne :

[Ag+]=10^-3M ; [Cu²⁺]=0.02M. E°(Cu²⁺/Cu) = + 0,34V/ENH; E°(Ag⁺/Ag) =0,8 V/ENH ; M(Cu) = 63,5 g/mol

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Faculté Poly disciplinaire 09-05-2016

SAFI.

CHIMIE DES SOLUTIONS Examen de la Session Normale

Durée : 1h30 Exercice 1(6 pts)

1. Calculer le pH d’une solution contenant 10 ml de HCl 10^-5 mol /l et 990 ml d’eau.

2. On dissout 0,6 g d’acide acétique CH3COOH dans 100 ml d’eau. La solution obtenue a un pH de 2,87.

a. Calculer la constante d’acidité de cet acide.

b. Calculer le coefficient de dissociation α1.

3. On ajoute à cette solution 150 ml d’eau distillée. Calculer le pH ainsi que le coefficient de dissociation α2 de le nouvelle solution. Conclure.

Exercice 2 (5 pts)

On considère les solutions suivantes : - Solution A de HCl 0,1 mol/l

- Solution B de NaOH 0,25 mol/l

-Solution C d’ammoniac NH3 0,5 mol/l, pKa= 9,25

1- Calculer le volume nécessaire de la solution B pour neutraliser 50 ml de solution A, Donner la réaction mise en jeu et le pH de la solution après la réaction.

2- On prépare une solution en mélangeant deux volumes égaux de A et C. Calculer le pH de la solution obtenue. Conclure.

Une solution acidifiée de permanganate de potassium (K⁺, MnO4-) réagit avec une solution contenant des ions chlorure Cl^-. Il se forme du dichlore Cl2 gazeux.

1. Ecrire les demi-réactions mises en jeu, ainsi que la réaction globale.

2. Quelle est le volume de dichlore que l’on peut préparer en mélangeant 10 g de permanganate de potassium solide et 10 g de KCl dans 100 ml d’eau.

3. Déterminer les concentrations des espèces restantes en solution.

Données :Vm= 24 L.mol^-1; M(K)= 39,1 g.mol^-1; M(Mn)= 54,9 g.mol^-1; M(O)= 16 g.mol^-1; M(Cl)= 35,5 g.mol^-1.

1. Ecrire les formules des ions complexes ou composés suivants :

a. Ion hydroxopentaaquaaluminum III b. Octacyanotungstate(V) de potassium dihydraté c. Ion Tétrachlorocobaltate ( II ) d. Ion tetra chlorodiaquamanganate (II)

2. Désigner les composés suivants en utilisant les règles de nomenclature des complexes : K3[CrOF4] ; [Al(OH)(H2O)5]²⁺; [Fe(CN)5(CO)]^3-;[MnCl(CN)4(H2O)]^2-

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SAFI.

CHIMIE DES SOLUTIONS Examen de la Session Normale

Durée : 1h30 Solution Exercice 1(6 pts)

1. Calculer le pH d’une solution contenant 10 ml de HCl 10^-5 mol /l et 990 ml d’eau.

D’abord on calcule la nouvelle concentration du mélange : 𝐶^′=𝐶𝑉

𝑉_𝑡 𝐶^′= 10⁻⁵× 10 × 10⁻³

(10 + 990) × 10⁻³ = 10⁻⁷ 𝑀

On sait que HCl est un acide fort de concentration 10^-7 M inférieure à 10^-6.5. Donc on doit tenir compte des ions H3O⁺ qui viennent de la dissolution de H2O.

Par suite l’expression du pH sera :

𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻₃𝑂⁺] = −𝑙𝑜𝑔(C′ + √C^′2 + 4K_e

2 )

𝒑𝑯 = 𝟔, 𝟕𝟗

2. On dissout 0,6 g d’acide acétique CH3COOH dans 100 ml d’eau. La solution obtenue a un pH de 2,87.

a. Calculer la constante d’acidité de cet acide.

On calcule la concentration de l’acide acétique : C_CH₃_COOH =n(CH₃COOH)

V = m(CH₃COOH) M(CH₃COOH) × V C_CH₃_COOH = 0,6

60 × 100 × 10⁻³ 𝐂_𝐂𝐇_𝟑_{𝐂𝐎𝐎𝐇} = 𝟎, 𝟏 𝐌 CH3COOH + H2O  CH3COO^- + H3O⁺

𝐾_𝑎 =[CH₃COO⁻][𝐻₃𝑂⁺] [CH₃COOH]

On sait que:

𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻₃𝑂⁺] Donc:

[𝐻₃𝑂⁺] = 10^−𝑝𝐻

[𝐻₃𝑂⁺] = 10^−2,87 = 1,34 × 10⁻³𝑀 Aussi :

(11)

[𝐻₃𝑂⁺] = [CH₃COO⁻] Et :

𝐶 = [CH₃COOH] + [CH₃COO⁻] Donc

𝐾_𝑎= [CH₃COO⁻][𝐻₃𝑂⁺]

[CH₃COOH] = [𝐻₃𝑂⁺]² 𝐶 − [𝐻₃𝑂⁺] 𝐾_𝑎 = (1,34 × 10⁻³)²

0,1 − 1,34 × 10⁻³ 𝐊_𝐚 = 𝟏, 𝟖 × 𝟏𝟎^−𝟓 b. Calculer le coefficient de dissociation α1.

D’après le tableau d’avancement suivant :

CH3COOH + H2O  CH3COO^- + H3O⁺

t0 C 0 0

teq C(1-α) αC αC

On peut écrire que :

[𝐻₃𝑂⁺] = 𝛼𝐶 Donc

𝛼 =[𝐻₃𝑂⁺] 𝐶 𝛼 =1,34 × 10⁻³

0,1 𝛂 = 𝟏, 𝟑𝟒 × 𝟏𝟎^−𝟐

2. On ajoute à cette solution 150 ml d’eau distillée. Calculer le pH ainsi que le coefficient de dissociation α2 de la nouvelle solution. Conclure.

Après l’ajout de H2O la nouvelle concentration de l’acide faible CH3COOH est : 𝐶^′=𝐶𝑉

𝑉_𝑡

𝐶^′ =0,1 × 100 × 10⁻³ 250 × 10⁻³ 𝐂^′ = 𝟎, 𝟎𝟒 𝐌 On calcule le rapport :

K_a

C^′ =1,8 × 10⁻⁵

0,04 = 4,5 × 10⁻⁴ < 10⁻² M⁻¹ Donc expression du pH est:

(12)

𝑝𝐻 =1

2(𝑝𝐾_𝑎− log 𝐶′) Calcul de α :

𝐩𝐇 = 𝟑, 𝟎𝟕 [𝐻₃𝑂⁺] = 𝛼𝐶′

Donc

𝛼 =[𝐻₃𝑂⁺] 𝐶′

𝛼 =8,51 × 10⁻⁴ 0,04 𝛂_𝟐= 𝟎, 𝟎𝟐 On peut conclure que lorsque C diminue α augmente Exercice 2 (5 pts)

On considère les solutions suivantes : - Solution A de HCl 0,1 mol/l

- Solution B de NaOH 0,25 mol/l

-Solution C d’ammoniac NH3 0,5 mol/l, pKa= 9,25

1. Calculer le volume nécessaire de la solution B pour neutraliser 50 mL de A, Donner la réaction mise en jeu et le pH de la solution après la réaction.

𝑁_𝐴𝑉_𝐴 = 𝑁_𝐵𝑉_𝐵 𝐶_𝐴𝑉_𝐴 = 𝐶_𝐵𝑉_𝐵 𝑉_𝐵= 𝐶_𝐴𝑉_𝐴

𝐶_𝐵

𝑉_𝐵 =0,1 × 50 × 10⁻³ 0,25 𝑉_𝐵 = 20 𝑚𝐿 la réaction mise en jeu est :

H3O⁺ + OH^- 2H2O Comme l’acide te la base sont fort alors le milieu est neutre pH=7

1- On prépare une solution en mélangeant deux volumes égaux de A et C. Calculer le pH de la solution obtenue. Conclure.

On a :

𝑛_𝐴 = 𝐶_𝐴𝑉 = 0,1 × 𝑉

(13)

Et :

𝑛_𝑐 = 𝐶_𝑐𝑉 = 0,5 × 𝑉 > 𝑛_𝐴

Une partie de Nh3 est neutralisée par l’acide fort HCl. Alors la solution est un mélange de NH3

et son acide conjugué NH4+. C’est une solution tampon.

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾_𝑎+ 𝑙𝑜𝑔[𝑁𝐻₃] [𝑁𝐻₄⁺] 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾_𝑎+ 𝑙𝑜𝑔𝐶_𝑐𝑉 − 𝐶_𝐴𝑉

𝐶_𝐴𝑉 = 𝑝𝐾_𝑎+ 𝑙𝑜𝑔𝐶_𝑐− 𝐶_𝐴 𝐶_𝐴 𝑝𝐻 = 9,25 + 𝑙𝑜𝑔0,5 − 0,1

0,1 𝐩𝐇 = 𝟗, 𝟖𝟓 Exercice 3 (5 pts)

Une solution acidifiée de permanganate de potassium (K⁺, MnO4-) réagit avec une solution contenant des ions chlorure Cl^-. Il se forme du dichlore Cl2 gazeux.

1. Les demi-équations des couples MnO4-/Mn²⁺ et Cl2/Cl^- sont : [ MnO4-

(aq) + 8H⁺(aq) + 5e^- Mn²⁺(aq) + 4H2O ]×2 [ 2Cl^-  Cl2 + 2e- ]×5

Pour avoir le même nombre d'électrons échangés il faut multiplier les coefficients stœchiométriques de l'équation (1) par 2 et de l'équation (2) par 5.

2MnO4-

(aq) + 16H⁺(aq) + 10Cl^- 2Mn²⁺(aq) + 8H2O + 5 Cl2

1. Quelle est le volume de dichlore que l’on peut préparer en mélangeant 10 g de permanganate de potassium solide et 10 g de KCl dans 100 ml d’eau.

On a :

n(MnO₄⁻) = n(KMnO₄)

n(MnO₄⁻) = n(KMnO₄) =m(KMnO₄) M(KMnO₄) 𝐧(𝐌𝐧𝐎_𝟒⁻) = 𝟔, 𝟑 × 𝟏𝟎^−𝟐 𝐦𝐨𝐥 Aussi

𝑛(𝐾𝐶𝑙) = 𝑛(𝐶𝑙⁻) =𝑚(𝐾𝐶𝑙) 𝑀(𝐾𝐶𝑙) 𝑛(𝐶𝑙⁻) = 10

74,6= 13,4 × 10⁻²𝑚𝑜𝑙 𝑛(𝐶𝑙⁻) = 13,4 × 10⁻²𝑚𝑜𝑙 On détermine le réactif limitant :

On a :

(14)

n(MnO₄⁻)

2 = 3,15 × 10⁻² mol Et :

𝑛(𝐶𝑙⁻)

10 = 1,34 × 10⁻² 𝑚𝑜𝑙 <n(MnO₄⁻) 2 Le réactif limitant est Cl^-.

D’après l’équation globale on peut écrire : 𝑛(𝐶𝑙⁻)

10 = 𝑛(𝐶𝑙₂)

5 =𝑉(𝐶𝑙₂) 5 × 𝑉_𝑚 𝑉(𝐶𝑙₂) =𝑛(𝐶𝑙⁻)

2 × 𝑉_𝑚 𝐕(𝐂𝐥_𝟐) = 𝟏, 𝟔𝟎𝟖 𝐋 2. Déterminer les concentrations des espèces restantes en solution.

Les ions Cl- ont réagie totalement donc il reste dans la solution : K⁺ ; MnO4- et H3O⁺ en excès.

On calcule donc les concentrations de K⁺ et MnO4-

K⁺ vient de la dissociation de KMnO4 et KCl.

Donc :

𝑛(𝐾⁺) = 𝑛n(KMnO₄) + 𝑛(𝐾𝐶𝑙) 𝑛(𝐾⁺) = 13,4 × 10⁻²+ 6,3 × 10⁻²

𝑛(𝐾⁺) = 17,9 × 10⁻² 𝑚𝑜𝑙 Donc :

[𝐾⁺] =𝑛(𝐾⁺) 𝑉 [𝐾⁺] =17,9 × 10⁻²

100 × 10⁻³ [𝐾⁺] = 19,7 𝑀

Pour le calcul de la concentration de MnO4- : une partie de MnO4- est réagie avec Cl- pour donner Cl2 et une partie restante.

𝑛(MnO₄⁻)_{𝑟𝑒𝑠𝑡𝑒} = 𝑛(MnO₄⁻)₀− 𝑛(MnO₄⁻)_{𝑟é𝑎𝑔𝑖𝑒} Or :

𝑛(MnO₄⁻)_{𝑟é𝑎𝑔𝑖𝑒} =𝑛(𝐶𝑙⁻)

5 = 2,68 × 10⁻² 𝑚𝑜𝑙 𝑛(MnO₄⁻)_{𝑟𝑒𝑠𝑡𝑒} = 𝟔, 𝟑 × 𝟏𝟎^−𝟐− 2,68 × 10⁻²

𝑛(MnO₄⁻)_{𝑟𝑒𝑠𝑡𝑒} = 3,62 × 10⁻² 𝑚𝑜𝑙

(15)

[MnO₄⁻] =𝑛(MnO₄⁻)_{𝑟𝑒𝑠𝑡𝑒} 𝑉 [MnO₄⁻] =3,62 × 10⁻²

100 × 10⁻³ [𝐌𝐧𝐎_𝟒⁻] = 𝟎, 𝟑𝟔𝟐 𝑴

Exercice 4

3. Ecrire les formules des ions complexes ou composés suivants : Ion hydroxopentaaquaaluminum III [Al(OH)(H2O)5]²⁺

Octacyanotungstate (V) de potassium dihydraté K3[W(CN)8], 2H2O Ion Tétrachlorocobaltate ( II ) [CoCl4]^2-

Ion tetrachlorodiaquamanganate (II) [MnCl4(H2O)2]^2-

4. Désigner les composés suivants en utilisant les règles de nomenclature de complexes :

K3[CrOF4] Tetrafluorooxochromatate (II) de potassium

[Al(OH)(H2O)5]²⁺ Ion hydroxopentaquaaluminium (III) [Fe(CN)5(CO)]^3- Ion pentacyanocarbonyleferrate (II) [MnCl(CN)4(H2O)]^2- Ion chlorotetracyanoaquamanganate (III)

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SAFI. Durée : 1h30

Module: chimie des solutions Session Normale Exercice 1

On souhaite préparer deux solutions S1 et S2 de soude caustique et d’acide acétique respectivement.

Solution S1 : on dissout 1.27 mg de soude dans un volume V1

Solution S2 : on dissout 6 mg d’acide acétique dans un volume V2. 1. Exprimer le pH de la solution S1 en fonction du volume V1. 2. Exprimer le pH de la solution S2 en fonction du volume V2.

3. On mélange deux volumes égaux de S1 et S2. Déterminer le pH de la solution résultante.

4. On veut constituer une solution tampon de pH=4,9 et de volume V=500 ml. Calculer la masse de CH3COOH et CH3COONa à dissoudre dans l’eau sachant que la somme des concentrations de l’acide et de sa base conjuguée est égale à 5 10^-2 M.

On donne :

M(NaOH) = 40 g/mol ; M(CH3COOH) = 60 g/mol ; M(CH3COONa)= 82 g/mol ; pKa=4,8.

Exercice 2

100 ml d’eau contiennent 100 mg d’ions strontium Sr²⁺. Quelle masse de chromate de potassium solide K2CrO4 doit-on ajouter à cette solution pour précipiter 99% du strontium contenu dans cette solution? la seule réaction s’effectuant est la précipitation du chromate de strontium SrCrO4 dont le produit de solubilité est 3.10^-5.

Données : M(K2CrO4) = 194,2 g/mol ; MSr=87,6 g/mol.

Exercice 3 :

On considère les couples redox suivant : Zn^2+/Zn et Fe²⁺/Fe. Afin de réaliser une pile en utilisant les deux couples on a préparé deux solutions de sulfate ferreux (FeSO4, 0,02 M) et de sulfate de zinc (ZnSO4, 0,01M)

1. Donner le symbole ainsi que le schéma détaillé de cette pile.

2. Calculer le potentiel de chacune des électrodes. En déduire la f.é.m.

3. Après un certain temps de fonctionnement la f.é.m. de la pile devient 0.1 V. Déterminer les nouvelles concentrations de Fe²⁺ et Zn²⁺. en déduire la masse du fer déposée.

Données : E°(Zn²⁺/Zn)=-0.76 V ; E°(Fe²⁺/Fe)=-0.42 V. M(Fe)= 56 g/mol. V=100 mL

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SAFI. Durée : 1h30

Chimie des solutions Session Normale

Solution Exercice 1

1. Exprimer le pH de la solution S1 en fonction du volume V1

La soude est une base forte donc on aura une dissolution totale : NaOH→ Na⁺ + OH^- 𝐶(𝑁𝑎𝑂𝐻) =𝑛(𝑁𝑎𝑂𝐻)

𝑉₁ = 𝑚(𝑁𝑎𝑂𝐻)

𝑀(𝑁𝑎𝑂𝐻) × 𝑉₁ = 1.27 × 10⁻³ 40 × 1

𝑉₁

➢ Si 𝐶(𝑁𝑎𝑂𝐻) ≥ 10^−6.5  ^1.27×10₄₀ ⁻³×_𝑉¹

1> 10^−6.5  𝑉₁ < _40×3,16×10^1.27×10⁻³₋₇  𝑉₁ <

100,47 𝐿

𝑝𝐻 = 14 + log (3.175 × 10⁻⁵ 𝑉₁ )

➢ Si 𝑉₁< 100,47 𝐿  𝑝𝐻 = 14 + 𝑙𝑜𝑔 (

3.175×10−5

V1 +√(^{3.175×10−5}

V1 )²+4K_e

2 )

1. Exprimer le pH de la solution S2 en fonction du volume V2

L’acide acétique est un acide faible donc on aura une dissociation partielle : CH3COOH + H2O  CH3COO^- + H3O⁺

On distingue aussi deux cas :

• Si ^K^a

C ≤ 10⁻²𝑀⁻¹  _{𝑚(𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻)}^K^a

𝑀(𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻)×𝑉2

≤ 10⁻²𝑀⁻¹  𝑉₂ ≤ 63 𝑚𝐿 𝑝𝐻 =1

2(𝑝𝐾_𝑎− 𝑙𝑜𝑔10⁻⁴ 𝑉₂ )

➢ Si 𝑉₂ > 63 𝑚𝐿

pH = −log (

−K_a+ √K_a²+ 4K_a×10⁻⁴ V₂ 2

)

2. On mélange deux volumes égaux de S1 et S2. Déterminer le pH de la solution résultante.

On a :

(18)

𝑛(𝑁𝑎𝑂𝐻) = 𝑚(𝑁𝑎𝑂𝐻)

𝑀(𝑁𝑎𝑂𝐻)= 1,27 × 10⁻³

40 = 3,715 × 10⁻⁵ 𝑚𝑜𝑙 𝑛(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻) =𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻)

𝑀(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻) =6 × 10⁻³

60 = 10⁻⁴ 𝑚𝑜𝑙

Si on suppose que 𝑉₁ = 𝑉₂ la solution résultante est un mélange de l’acide faible CH3COOH et sa base conjuguée CH3COO^-  solution tampon

Alors :

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾_𝑎+ log ([𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂⁻] [𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻])

𝑝𝐻 = 4,8 + log(

3,715 × 10⁻⁵ 𝑉_𝑇

10⁻⁴− 3,715 × 10⁻⁵ 𝑉_𝑇

)

𝐩𝐇 = 𝟒, 𝟓𝟕

3. Calculer la masse de CH3COOH et CH3COONa à dissoudre : On a :

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾_𝑎+ log ([𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂⁻]

[𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻]) = 𝑝𝐾_𝑎+ log (

𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎) 𝑀(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎) × 𝑉

𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻) 𝑀(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻) × 𝑉

)

4,9 = 4,8 + log (

𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎) 𝑚(𝐶𝐻82₃𝐶𝑂𝑂𝐻)

60

)

𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎)

𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻) = 1.72

𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎) = 1,72 × 𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻) En de plus on a :

𝐶(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎) + 𝐶(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻) = 5 × 10⁻² 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎)

𝑀(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎) × 𝑉+ 𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻)

𝑀(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻) × 𝑉 = 5 × 10⁻² 𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎)

82 +𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻)

60 = 2,5 × 10⁻² 60 × 𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎)

82 × 60 +82𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻)

60 × 82 = 2,5 × 10⁻² 60 × 𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎) + 82𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻) = 123 Afin de résoudre le problème on doit résoudre le système suivant :

{60 × 𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎) + 82𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻) = 123 𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎) = 1,72 × 𝑚(𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻)

(19)

on trouve

m(CH₃COOH) = 0.664 g et m(CH₃COONa) = 1.14 g Exercice 2

100 ml d’eau contiennent 100 mg d’ions strontium Sr²⁺. Quelle masse de chromate de potassium solide K2CrO4 doit-on ajouter à cette solution pour précipiter 99% du strontium contenu dans cette solution ? La seule réaction s’effectuant est la précipitation du chromate de strontium SrCrO4 dont le produit de solubilité est 3.10^-5.

Données : M(K2CrO4) = 194,2 g/mol ; MSr=87,6 g/mol.

Après l’ajout de K2CrO4 on aura :

K2CrO4 → 2K⁺ + CrO42-

Les ions CrO42- vont réagir avec Sr²⁺ pour former le précipité SrCrO4 (s) selon la réaction : Sr²⁺ + CrO42- ↔ SrCrO4 (s)

La concentration restante Sr²⁺ est :

[Sr²⁺] =n(Sr²⁺)

V = m(Sr²⁺) M(Sr²⁺) × V [Sr²⁺] =0,01 × 100 × 10⁻³

87,6 × 100 × 10⁻³ [𝐒𝐫^𝟐+] = 𝟏, 𝟏𝟒 × 𝟏𝟎^−𝟒 𝐌 A l’équilibre on peut écrire que :

𝐾_𝑠 = [Sr²⁺] × [CrO₄⁻] Donc

[CrO₄⁻] = 𝐾_𝑠 [Sr²⁺]

[CrO₄⁻] = 3 × 10⁻⁵ 1,14 × 10⁻⁴ [𝐂𝐫𝐎_𝟒⁻] = 𝟎, 𝟐𝟔𝟑 𝑴

On peut écrire aussi que :

[CrO₄⁻] = 𝑚(𝐾₂𝐶𝑟𝑂₄) 𝑀(𝐾₂𝐶𝑟𝑂₄) × 𝑉 Alors :

𝑚(𝐾₂𝐶𝑟𝑂₄) = 𝑀(𝐾₂𝐶𝑟𝑂₄) × 𝑉 × [CrO₄⁻] 𝑚(𝐾₂𝐶𝑟𝑂₄) = 194,2 × 100 × 10⁻³× 0,263

(20)

𝒎(𝑲_𝟐𝑪𝒓𝑶_𝟒) = 𝟓, 𝟏𝟏 𝒈

Pour précipiter 99 % du strontium contenu dans cette solution il faut ajouter 5,11 g de chromate de potassium solide.

Exercice 3 :

On considère les couples redox suivant : Zn^2+/Zn et Fe²⁺/Fe. Afin de réaliser une pile en utilisant les deux couples on a préparé deux solutions de sulfate ferreux (FeSO4, 0,02 M) et de sulfate de zinc (ZnSO4, 0,01M)

1. Donner le symbole ainsi que le schéma détaillé de cette pile.

On a :

E° (Zn²⁺/Zn) < E° (Fe²⁺/Fe) Donc :

- Zn / Zn²⁺ // Fe²⁺/ Fe +

2. Calculer le potentiel de chacune des électrodes. En déduire la f.é.m.

Cathode +:

Fe²⁺ + 2e-  Fe 𝐸_𝐹𝑒²⁺_/𝐹𝑒 = 𝐸°_𝐹𝑒²⁺_/𝐹𝑒+𝑅𝑇

2𝐹𝐿𝑛[𝐹𝑒²⁺] = 𝐸°_𝐹𝑒²⁺_/𝐹𝑒+ 0,03𝑙𝑜𝑔[𝐹𝑒²⁺] 𝐸_𝐹𝑒²⁺_/𝐹𝑒 = −0,42 + 0,03𝑙𝑜𝑔0,05

𝐸_𝐹𝑒²⁺_/𝐹𝑒 = −0,46 𝑉/𝐸𝑁𝐻 Anode - :

Zn  Zn²⁺+ 2e- 𝐸_𝑍𝑛²⁺_/𝑍𝑛 = 𝐸°_𝑍𝑛²⁺_/𝑍𝑛+𝑅𝑇

2𝐹𝐿𝑛[𝑍𝑛²⁺] = 𝐸°_𝑍𝑛²⁺_/𝑍𝑛+ 0,03𝑙𝑜𝑔[𝑍𝑛²⁺] 𝐸_𝑍𝑛²⁺_/𝑍𝑛 = −0,76 + 0,03𝑙𝑜𝑔0,01

(21)

𝐸_𝑍𝑛²⁺_/𝑍𝑛 = −0,82 𝑉/𝐸𝑁𝐻 Alors :

𝑓𝑒𝑚 = 𝐸_𝑐 − 𝐸_𝑎 = 𝐸_𝐹𝑒²⁺_/𝐹𝑒 − 𝐸_𝑍𝑛²⁺_/𝑍𝑛 𝑓𝑒𝑚 = −0,46 + 0,82

𝐟𝐞𝐦 = 𝟎, 𝟑𝟔 𝐕/𝐄𝐍𝐇

3. Après un certain temps de fonctionnement la f.é.m. de la pile devient 0.1 V. Déterminer les nouvelles concentrations de Fe²⁺ et Zn²⁺. en déduire la masse du fer déposée.

La réaction globale du fonctionnement de la pile est :

Fe²⁺ + Zn  Fe + Zn²⁺

t0 0,02 0,01

t 0,02-x 0,01+x

L’expression de la force électromotrice en fonction des concentrations : 𝑓𝑒𝑚 = 𝐸_𝑐 − 𝐸_𝑎 = 𝐸_𝐹𝑒²⁺_/𝐹𝑒 − 𝐸_𝑍𝑛²⁺_/𝑍𝑛 𝑓𝑒𝑚 = 𝐸°_𝐹𝑒²⁺_/𝐹𝑒 − 𝐸°_𝑍𝑛²⁺_/𝑍𝑛+ 0,03𝑙𝑜𝑔[𝐹𝑒²⁺]

[𝑍𝑛²⁺] 𝑓𝑒𝑚 = −0,42 + 0,76 + 0,03𝑙𝑜𝑔0,02 − 𝑥

0,01 + 𝑥

0,1 − 0,34 = 0,03𝑙𝑜𝑔0,02 − 𝑥 0,01 + 𝑥 𝑙𝑜𝑔0,02 − 𝑥

0,01 + 𝑥= −8 0,02 − 𝑥

0,01 + 𝑥 = 10⁻⁸

Valeur du rapport est très faible indiquant presque la réduction totale de Fe²⁺. [𝐹𝑒²⁺] ≈ 0 𝑀

[𝑍𝑛²⁺] = 0,03 𝑀 La masse du fer déposée :

𝑛(𝐹𝑒) = 𝑛(𝐹𝑒²⁺) 𝑚(𝐹𝑒)

𝑀(𝐹𝑒)= [𝐹𝑒²⁺] × 𝑉 𝑚(𝐹𝑒) = [𝐹𝑒²⁺] × 𝑉 × 𝑀(𝐹𝑒) 𝑚(𝐹𝑒) = 0,02 × 100 × 10⁻³× 56

𝐦(𝐅𝐞) = 𝟏𝟏𝟐 𝐦𝐠

(22)

SAFI. Durée : 1h30

Module: chimie des solutions Session de rattrapage Exercice 1

On dispose des solutions suivantes :

S1 : Solution d’acide nitreux (HNO2) de concentration C1, de volume V1=50 ml et pKa1= 3,35.

S2 : Solution d’acide méthanoïque (H2CO2H) de concentration C2, de volume V2=100 ml et pKa2=3,75.

1. Donner la condition pour laquelle les deux solutions auront le même pH.(On suppose que les deux acides sont peu dissociés).

2. On donne C1=0,001M Calculer le pH de solutions S1.

3. Sachant que les solutions S1 et S2 ont le même pH, calculer C2. Est-ce que la condition de la question 1 est vérifiée ? pourquoi ?

4. Calculer le pH des mélanges :

• la solution S1 avec 10 ml de soude de concentration 0,002 M.

• la solution S2 avec 10 ml de soude de concentration 0,02 M.

Exercice 2

On mélange, dans 1 litre de solution, 0.1 mol de sulfate de cuivre et 0.4 mol d’ammoniac. Il se forme le complexe Cu(NH3)42+ dont KD = 2.5 10^-13.

1. Nommer ce complexe et écrire la réaction de sa formation.

2. Déterminer la concentration des diverses espèces en solution. On négligera la réaction de l’ammoniac avec l’eau.

3. Pour quel pH, par ajout d’acide nitrique HNO3, le complexe sera-t-il détruit à 50% ? pKA (NH4+/NH3) = 9.2.

Exercice 3

Le produit de solubilité du chlorure d'argent est de 1,8 × 10^-10 à 25 °C.

Calculer sa solubilité : 1. dans l'eau pure

2. dans une solution de nitrate d'argent à 0,2 mol.L^-1 3. dans une solution d'acide chlorhydrique à 0,5 mol.L^-1