SERIE 6 : GENERALITES SUR LES SOLUTIONS AQUEUSES

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SERIE 6 : GENERALITES SUR LES SOLUTIONS AQUEUSES

EXERCICE 1 : ELECTRONEUTRALITE D’UNE SOLUTION

1. On désire préparer un litre de solution mère de nitrate de fer III (Fe(NO3)3) de concentration Co=0,1mol.L^-

1. Quelle masse de ce produit doit-on peser?

2. A partir de cette solution, on désire préparer un volume V=250mL d'une solution fille de concentration C=2.10^-3mol.L^-1. Quel volume de la solution mère doit-on prélever?

3. Calculer les concentrations des ions présents dans la solution fille.

4. Vérifier la neutralité électrique de la solution.

On donne les masse molaire atomiques: M(Fe)=55,8 g.mol^-1; M(N)=14 g.mol^-1; M(O)=16 g.mol^-1. EXERCICE 2 : PREPARATION D’UNE SOLUTION AQUEUSE DE SULFATE CUIVRIQUE

Un technicien de laboratoire veut préparer 500 mL d'une solution de sulfate de cuivre (II) de concentration C = 0,10 mol / L.

Le laboratoire dispose de sulfate de cuivre (II) hydraté (solide de formule CuSO4, 5H2O).

Décrire le protocole que doit suivre le technicien et faire les calculs nécessaires.

Données : MCu = 63,5 g / mol ; MS = 32 g / mol ; MO = 16 g / mol ; MH = 1 g / mol.

EXERCICE 3 : PREPARATION D’UNE SOLUTION AQUEUSE DE SULFATE DE SODIUM Le sulfate de sodium du commerce est un solide ionique hydraté de formule Na2SO4 ,10H2O.

1) Quelle masse de ce composé faut-il placer dans une fiole jaugée de 250 mL pour que la solution aqueuse obtenue après la dilution ait une concentration C = 0,20 mol.L^-1 ?

2) Quelles sont alors les concentrations des ions Na⁺ et SO42- qu'elle contient, sachant que la dissolution du sulfate de sodium s'accompagne d'une dispersion totale de ces ions ?

3) La solution de sulfate de sodium est-elle électriquement neutre ?

4) Quelle masse de chlorure de sodium pur faudrait-il peser pour obtenir 100 mL d'une solution aqueuse de même concentration en ion Na+ ?

EXERCICE 4 : MELANGE DE SOLUTIONS IONIQUES

Une solution A, de volume VA= 0,5 L contient 0,12 mol de nitrate de sodium.

Une solution B, de volume VB= 1,5 L a été obtenue par dissolution dans l’eau de 12,3g de nitrate de calcium, solide ionique de formule Ca(NO3)2.

1-) On prélève à la pipette 10 cm³ de la solution A ; calculer le nombre de moles de chacun de ions présents dans cette prise d’essai.

2-) On mélange dans une fiole jaugée, 10 cm³ de la solution A, 20 cm³ de la solution B et on complète avec de l’eau jusqu’à ce que le volume total soit de 100cm³.

Calculer la concentration molaire de chacun des ions dans cette dernière solution.

M (Na) = 23 g/mol.

EXERCICE 5 : DILUTION D’UNE SOLUTION COMMERCIALE

A partir d'une solution commerciale d'acide nitrique de densité d = 1,33 et de pourcentage en acide nitrique : 52, 5 %, on veut préparer, par dilution, V2 = 1 litre d'acide nitrique de concentration c2 = 0,1 mol / L.

a- Calculer la concentration de la solution "mère".

b- Décrire la façon de préparer la solution diluée.

Données : MH = 1 g / mol MN = 14 g / mol MO = 16 g / mol

La masse volumique de l'eau est meau = 1000 g / L dans les conditions de l'expérience.

EXERCICE 6 : DILUTIONS SUCCESSIVES D’UNE SOLUTION

Une solution S1 possède une concentration C1 = 0,10 mol.L-1. On prélève 50 mL de S1 auxquels on ajoute 450 mL d'eau distillée. On obtient une solution S2 de concentration C2.

On dilue 25 fois la solution S2. On obtient une solution S3 de concentration C3. Calculer les concentrations C2 et C3 des solutions diluées.

EXERCICE 7 : PREPARATION DE SOLUTIONS CONTENANT LE SODIUM

1-) On dissout 7,1 g de sulfate de sodium dans l’eau et on obtient une solution de volume 500cm³.

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b-) Calculer la concentration de chacune des espèces chimiques présentes dans la solution.

2-) On obtient une solution de volume 500 cm³ en dissolvant dans l’eau 7,1 g de sulfate de sodium et 5,85g de chlorure de sodium.

Calculer la concentration de chacune des espèces en solution.

3-) On dispose de 500 cm³ d’une solution contenant 5,85g de chlorure de sodium par litre. On y ajoute un litre d’eau pure. Calculer la concentration des ions Na⁺ et Cl^- dans la nouvelle solution.

EXERCICE 8 : MELANGE DE SOLUTIONS CONTENANT L’ ION CHLORURE

On mélange un volume V1 = 70 mL d’une solution aqueuse d’hydroxyde ( HO^-) de sodium (Na⁺), de

concentration c1 = 1,00.10^-3 mol.L^-1, avec un volume V2 = 170 mL d’une solution aqueuse S2 de chlorure(Cl^-) de sodium de concentration c2 = 1,3.10^-3 mol.L^-1.

Il n'y a aucune réaction chimique et on obtient une solution S

Calculer les quantités de matière de chaque ion dans la solution S, n(Na⁺) , n(HO^-), n(Cl^-) ; puis leurs concentrations.

EXERCICE 9 : MELANGE DE SOLUTIONS IONIQUES

Une solution A, de volume VA= 0,5 L contient 0,12 mol de nitrate de sodium.

Une solution B, de volume VB= 1,5 L a été obtenue par dissolution dans l’eau de 12,3g de nitrate de calcium, solide ionique de formule Ca(NO3)2.

1-) On prélève à la pipette 10 cm³ de la solution A ; calculer le nombre de moles de chacun de ions présents dans cette prise d’essai.

2-) On mélange dans une fiole jaugée, 10 cm³ de la solution A, 20 cm³ de la solution B et on complète avec de l’eau jusqu’à ce que le volume total soit de 100cm³.

Calculer la concentration molaire de chacun des ions dans cette dernière solution.

M (Na) = 23 g/mol.

EXERCICE 10 : SOLUBILITE – DISSOLUTION ET TEMPERATURE

Le carbonate de lithium Li2CO3 a une solubilité de 14,3 g. l^-1 à 10°C. On en introduit 5 g dans 200 cm³ d’eau, on agite pour favoriser la dissolution.

1°) Quelles sont les concentrations dans la solution obtenue ? Le mélange est – il homogène ? 2°) On ajoute 100 cm³ d’eau. Qu’observe – t – on ? Calculer les nouvelles concentrations.

3°) On ajoute 100 cm³ d’eau. Quelles sont les concentrations finales ?

4°) On chauffe la solution obtenue et l’on voit réapparaitre le précipité. Quel est l’effet thermique de dissolution du carbonate de lithium ?

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SERIE 7 : SOLUTIONS AQUEUSE ACIDES

EXERCICE 1 : ACTION DE L’ACIDE CHLORHYDRIQUE SUR LES METAUX

1-) On dissout 11.2l de chlorure d’hydrogène volume mesuré dans les CNTP dans 500 cm³ d’eau.

a-) Calculer la concentration molaire C de la solution. Conclure.

b-) Calculer la concentration massique.

2-) Dans 10 ml de cette solution d’acide chlorhydrique on plonge une lame de zinc.

a-) Calculer le volume de dihydrogène dégagé.

b-) Calculer la diminution de masse de la lame de zinc.

3-) Dans 200 ml de cette solution d’acide chlorhydrique, on laisse tomber 11.2g de fer pur. Calculer le volume de

dihydrogène dégagé. Calculer les concentrations molaires des différentes espèces ioniques présentes dans la solution à la fin de la réaction.

4-) On laisse tomber 11.2g de fer impur dans un excès d’acide sulfurique.

A la fin de la réaction, on recueille 3l de dihydrogène. Trouver le degré d’impureté.

5-) Une masse de 20g d’un mélange de fer et de cuivre est attaquée par un excès d’acide chlorhydrique. Il y a dégagement de 2,24l de dihydrogène. Déterminer la composition centésimale massique du mélange.

EXERCICE 2 : DILUTION ET CALCUL DE pH Une solution d’acide chlorhydrique a un pH = 2,4.

1) Dans un volume V1 = 10 cm³ de cette solution chlorhydrique, on ajoute un volume V2 = 5 cm³ d'eau pure. Quel est le pH final ?

2) Quel volume d’eau V faudrait-il verser dans un volume V1 = 10 cm³ de la solution initiale pour que le pH augmente de 1 unité ?

EXERCICE 3 : DILUTION D’UNE SOLUTION COMMERCIALE ‘ACIDE CHLORHYDRIQUE

Une solution d’acide chlorhydrique a une densité d =1.27. Elle renferme en masse 25% d’acide pur.

1-) Calculer la concentration molaire C de la solution.

2-) On prélève 10ml de la solution qu’on dilue à 2l. Faire l’inventaire du matériel nécessaire, décrire le protocole. Calculer les concentrations molaires des différentes espèces ioniques en solution.

Trouver la densité d’ de la nouvelle solution.

EXERCICE 4 : pH D’UNE SOLUTION DE CONCENTRATION CONNUE

On dispose de quatre solutions d’acide chlorhydrique A, B, C, D, de concentrations connues.

CA = 10^-2 mol.l^-1 ; CB = 3.10^-4 mol.l^-1 ; CC = 0,5 g. l^-1 ; CD = 0,365 g. l^-1 ; Quel est leur pH ? EXERCICE 5 : PREPARATION D’UNE SOLUTION D’ACIDE CHLORHYDRIQUE

On dissout un volume V = 336 mL de chlorure d'hydrogène, pris à la pression de 1 bar et à la température de 25°C, dans V = 50 mL d'eau pure. On assimile le gaz à un gaz parfait. La dissolution n'entraîne pas de changement de volume.

1) Ecrire l'équation de la réaction de dissolution.

2) Déterminer la quantité de matière de HCl dissoute.

3) En déduire le pH de la solution.

EXERCICE 6 : ACIDE SULFURIQUE

L’acide sulfurique H2SO4 peut être considéré, lorsque sa concentration est faible comme un diacide fort libérant en solution aqueuse des ions hydronium H3O⁺ et sulfate SO2^-4.

1) Ecrire l'équation de la réaction de dissociation de H2SO4 dans l'eau pure.

2) On veut préparer 10 L d'une solution A de H2SO4 de pH égal à 3,2. Pour cela, on part d'une solution commerciale de H2SO4 de densité (par rapport à l'eau) d = 1,815 et contenant 90 % d'acide pur H2SO4 (pourcentage en masse). Quel volume de cette solution commerciale doit-on utiliser ?

3) On mélange 200 mL de cette solution A avec 550 mL d'une solution d'acide chlorhydrique à 3.10^-3 mol.L^-1. Déterminer les quantités de matière des différentes espèces en solution ainsi que le pH de la solution finale.

Jaune d’alizarine jaune 6,0 vert 7,6 bleu EXERCICE 7 : pH D’UN MELANGE DE SOLUTIONS

On mélange 50 cm³ d’une solution d’acide Chlorhydrique pH = 2 et 100 cm³ d’une solution d’acide Chlorhydrique pH = 3. Quelle est la concentration de la solution obtenue ?

Calculer les concentrations [Cl^-] et [H3O⁺]. Quel est le pH de la solution.

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SERIE 8 : SOLUTIONS AQUEUSE BASIQUES

EXERCICE 1: MELANGES DE SOLUTIONS BASIQUES

1-) On dissout 0,74g d’hydroxyde de calcium dans un volume d’eau V= 2l pour obtenir une solution S1. Calculer les concentrations molaires des ions présents dans la solution obtenue.

2-) On dissout une masse m1=0,08g de soude et une masse m2=0.06g de potasse dans V=300ml d’eau pour obtenir une solution S2.

Calculer les concentrations molaires des ions présents dans la solution.

3-) On prélève 300ml de la solution S1 qu’on mélange avec 200 ml de la solution S2. Calculer les concentrations des ions présents dans la nouvelle solution.

EXERCICE 2 : ACTION DU SOUDE SUR UN ION METALLIQUE

On mélange un volume V1 de solution de soude de concentration C1=0.1mol/l et un volume V2=100ml de solution de sulfate de cuivre (II) de concentration C2=0.02mol/l

1-) Qu’observe t-on ?

Ecrire l’équation-bilan de la réaction.

2-) Quelle doit être la valeur minimale de V1 pour qu’il reste plus d’ions cuivre (II) dispersés dans la solution ? 3-) Quelle masse de solide peut-on espérer obtenir après filtration et séchage de la solution finale.

EXERCICE 3 : PREPARATION DE SOLUTION - CALCUL DE CONCENTRATION EN ION H3O⁺ ET OH^- Sur l'étiquette d'une bouteille commerciale d’ammoniac, on peut lire :

NH3 {

𝑀𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑖𝑟𝑒 ∶ 17 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑃𝑜𝑢𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑎𝑔𝑒 𝑚𝑎𝑑𝑑𝑖𝑞𝑢𝑒 𝑃 ∶ 33%

𝑀𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑖𝑞𝑢𝑒 ∶ 450 𝑘𝑔/𝑚³

1) Quel volume V faut-il prélever pour préparer 500 mL d'une solution S de concentration C=0,10 mol.L^-1? 2) Décrire le mode opératoire pour préparer les 500 mL de S. (quelques schémas clairs et annotés sont suffisants).

3) La solution a un pH = 11,1 à 25°C. Calculer les concentrations et les quantités de matière des ions H30⁺ et OH^- présents dans S.

EXERCICE 4 : DOSAGE D’UNE SOLUTION D’ACIDE CHLORHYDRIQUE PAR LA SOUDE

Dans un bécher contenant un volume VA = 100 mL d'acide chlorhydrique, on verse, à l'aide d'une burette, une solution d'hydroxyde de sodium de concentration CB = 0,1 mol.L^-1. Le tableau ci-dessous indique pour

différentes valeurs du volume VB en mL de la solution de base versée, les valeurs correspondantes du pH.

VB (mL) 0 1,5 3 5 7 7,5 8 8,5 8,7 9 9,3 9,5 10 10,5 11 13 pH 2,1 2,2 2,3 2,4 2,7 2,8 3,0 3,4 3,7 7,0 10,0 10,4 10,8 11,0 11,2 11,4 1) Construire le graphique pH = f (VB) sur papier millimétré, en indiquant l'échelle.

2) Déterminer la concentration CA, en mol.L-1, de la solution d'acide chlorhydrique utilisée.

3) Ecrire l'équation-bilan de la réaction entre l'ion hydroxyde et l’acide chlorhydrique.

4) Parmi les trois indicateurs colorés cités ci-dessous quels sont ceux qui pourraient servir au dosage de l'acide

? Comment serait repéré le volume équivalent ?

Indicateurs Valeurs du pH

Hélianthine rouge 3,1 orange 4,4 jaune Bleu de bromothymol jaune 6,0 vert 7,6 bleu Phénolphtaléine incolore 8,0 brun 10,0 violet EXERCICE 5 : DOSAGE DE L’ACIDE SULFAMIQUE NH2-SO3H PAR LA SOUDE

Un détartrant pour cafetière contient de l'acide sulfamique de formule brute NH2-SO3H, monoacide que l'on pourra noter HA.

On se propose de déterminer le degré de pureté en acide sulfamique du détartrant. Pour cela, on introduit dans un bêcher contenant de l'eau distillée, m = 0,26 g de détartrant et on suit au pH-mètre l'évolution du pH lors de l'addition d'une solution d'hydroxyde de sodium (soude) de concentration CB = 0,2 mol.L^-1

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volume de soude versé.

1) La solution de soude, utilisée pour le dosage, a été préparée à partir d'une solution commerciale de concentration

CB = 1,0 mol.L-1.

Décrire les différentes opérations à réaliser pour préparer 500 mL de solution de concentration CB = 0,2 mol.L^-1. On dispose du matériel suivant :

- pipettes jaugées diverses (5 mL, 10 mL, 20 mL) - fioles jaugées diverses (50 mL, 100 mL, 500 mL) - béchers divers (50 mL, 100 mL, 250 mL)

- burettes (25 mL).

2) Faire un schéma annoté du dispositif de dosage.

3) Ecrire l'équation de la réaction de dosage, sachant que l'acide sulfamique se comporte comme un monoacide que l'on notera HA.

3.a- Définir l'équivalence de la réaction.

3.b- Déterminer, à partir de la courbe, les coordonnées du point d'équivalence.

3.c- Déduire du résultat précédent et de l'allure de la courbe le caractère fort ou faible de l'acide sulfamique.

5) On donne les zones de virage de quelques indicateurs : Hélianthine 3,3 - 4,4

Bleu de bromothymol 6,0 - 7,6 phénolphtaléine 8,0 - 10,0

Lequel faudrait-il choisir si on effectuait le dosage sans pH-mètre ?

6) Déterminer la quantité d'acide sulfamique contenu dans l'échantillon et la masse correspondante. En déduire, exprimé en pourcentage, le degré de pureté en acide sulfamique du détartrant étudié.