GENERALITES SUR LES SOLUTIONS AQUEUSES

« GENERALITES SUR LES SOLUTIONS AQUEUSES: EXERCICE 1: C1.5 p.

18 : 1.

On prépare une solution d’acide chlorhydrique en faisant dissoudre V0 = 5,6 L de chlorure d’hydrogène (volume gazeux mesuré dans les C.N.T.P) dans V = 500 cm3 d’eau distillée. Calculer la concentration molaire C1 de la solution ainsi préparée. 2.

Quelle masse m de dichlorure de calcium CaCl2 faut-il dissoudre dans V = 500 cm3 d’eau distillée pour obtenir une solution de concentration molaire C2 = 0,1 mol.

L-1 ? 3.

On prélève V1 = 20 cm3 de la solution de dichlorure de calcium (obtenue à la question précédente) et on complète par de l’eau distillée de façon à obtenir V2 = 100 cm3 d’une nouvelle solution. a) Décrire le mode opératoire permettant de diluer la solution de dichlorure de calcium. b) Calculer la concentration molaire de cette nouvelle solution en ions calcium et ions chlorure. On donne : M(Ca) = 40 g.

mol-1 ; M(Cl) = 35,5 g.

mol-1. EXERCICE 1: C1.5 p.

18 : 1) C1 = avec n = 2) C2 = avec n’ = , d’où C1 = , d’où C2 = 3 . = 0,5 mol.

L-1 . ⇒ m = C2.M.V = 5,55 g. 3.a) On prélève 20 cm de la solution de dichlorure de calcium à l’aide d’une pipette jaugée de 20 cm3 qu’on verse dans une fiole jaugée de 100 cm3.

On complète ensuite avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge. b) Equation de dissociation : CaCl2 ⟶ Ca2+ + 2 Cl♦[Ca2+] = = ♦ [Cl-] = = = = , × = 0,02 mol.

L-1 × , × = 0,04 mol.

L-1 EXERCICE 2: C1.6 p.

18 On dissout une masse m de chlorure de sodium dans l’eau et on obtient V1 = 100 cm3 d’une solution A de concentration molaire C1 = 10-2 mol.

L-1.

On prélève le quart de cette solution qu’on place dans un bécher et on complète avec de l’eau distillée de façon à obtenir V2 = 200 cm3 d’une solution B de concentration C2.

On prélève V’2 = 10 cm3 de la solution B qu’on dilue 20 fois ; on obtient une solution C de concentration C3.

Calculer : 1.

La masse m de chlorure de sodium utilisé. 2.

La concentration molaire en ions Na+ et Cl- de la solution A. 3.

La concentration molaire C2 de la solution B. 4.

La concentration molaire C3 de la solution C. On donne : M(Na) = 23 g.

mol-1 ; M(Cl) = 35,5 g.

mol-1. EXERCICE 2 : C.6 p.18 1) C1 = ⇒ m = C1.M.V1 = 0,585 g . 2) Equation de dissociation : NaCl ⟶ Na+ + ClC1= [Na+] = [Cl-] = 0,1 mol.

L-1 3) C2.V2 = ⇒ C2 = = 1,25.10-2 mol.

L-1 4) C3.

V3 = C2.

V , avec V3 = 20.

V ⇒ C3 = ′ = = 0,25.10-4 mol.

L-1 EXERCICE 3: C1.

7 p.

18 : 1.

On mélange un volume V1 = 200 cm3 d’une solution de dichlorure de calcium CaCl2 de concentration C1 = 10-2 mol.

L-1 et un volume V2 = 300 cm3 d’une solution de chlorure de sodium NaCl de concentration molaire C2 = 10-1 mol.

L-1. Calculer la concentration molaire des ions Na+ , Cl- , Ca2+ contenus dans le mélange. 2.

Quel volume V d’une solution de chlorure de sodium de concentration molaire C2 = 10-1 mol.

L-1 faut-il verser dans V = 100 cm3 d’une solution de dichlorure de calcium de concentration C1 = 10-2 mol.

L-1 pour que la concentration des ions Cl- dans le mélange soit de 5.10-2 mol.

L-1. EXERCICE 3 : C.

7 p.18 1) Equations de dissociation : CaCl2 ⟶ Ca2+ + 2 Cl- et NaCl ⟶ Na+ + Cl♦[Na+] = = 0,06 mol.

L-1 ; ♦[Ca2+] = = 4.10-3 mol.

L-1 ; ♦[Cl-] = = 0,068 mol.

L-1 (les ions Cl- sont apportés par les 2 solutions) ′ 2) [Cl-] = ′ ′ ′ ⇒ V′ = ′ ( ) = 60 cm3 PRODUIT IONIQUE DE L’EAU EXERCICE 1: C2.

4 : 1.

On dissout 4,8 g de dichlorure de magnésium MgCl2 dans l’eau et on obtient une solution S1 de volume V = 2 L. 1.1.

Calculer la concentration molaire de la solution S1. 1.2.

Calculer les concentrations molaires des ions magnésium et chlorure de la solution S1. 1.3.

Vérifier que la solution est neutre. 1.4.

On ajoute 500 cm3 d’eau à la solution S1 et on obtient une solution S’1.

Que deviennent les concentrations molaires des ions magnésium et chlorure dans la solution S’1 ? 2.

On considère une solution S2 de chlorure de sodium de concentration molaire C2 = 0,03 mol.

L-1.

On mélange 400 cm3 de la solution S1 avec 600 cm3 de la solution S2. 2.1.

Calculer les concentrations molaires des différents ions présents dans le mélange obtenu. 2.2.

Que vaut le pH du mélange à 25 °C ? On donne : Mg : 24,3 g.

mol-1 ; Cl : 35,5 g.

mol-1. EXERCICE 1: C2.

4 : 1. 1.1) C1 = . = , ,! × = 2,5.10-2 mol.

L-1 1.2) ♦[Mg2+] = C1 = 2,5.10-2 mol.

L-1 ; ♦[Cl-] = 2C1 = 5.10-2 mol.

L-1 ; 1.3) REN : 2[Mg2+] + [H3O+] = [OH-] + [Cl-] ; or [Cl-] = 2[Mg2+], d’où [H3O+] = [OH-].

La solution est donc neutre. 2. 2.1) Equations de dissociation : MgCl2 ⟶ Mg2+ + 2 Cl- et NaCl ⟶ Na+ + ClLes ions en solution sont : Mg2+, Cl- et Na+ ♦[Na+] = = 1,8.10-2 mol.

L-1 ; ♦[Mg2+] = = 10-2 mol.

L-1 ; ♦[Cl-] = = 3,8.10-2 mol.

L-1. 2.2) pH = 7 car on a un mélange de é sels neutres. ACIDES FORTS ET BASES FORTES EXERCICE 1: C3.

2 p.

25 : On mélange 100 mL d’acide chlorhydrique à 10-2 mol.

L-1 et 100 mL d’acide bromhydrique HBr de concentration inconnue C.

Le pH de la solution obtenue est égal à 1,8.

Les acides HCl et HBr sont des acides forts. 1.

Quelles sont les concentrations des ions H3O+, Cl-, Br- et OH- dans le mélange ? 2.

Quelle est la concentration C de la solution bromhydrique initiale ? EXERCICE 1: C3.

2 : 1) ♦[H3O+] = 10-pH = 1,58.10-2 mol.

L-1 ♦[OH-] = ♦[Cl-] = "# $ %& = 6,3.10-13 mol.

L-1 = 5.10-3 mol.

L-1 ; ♦REN : [Br-] = [H3O+] - [OH-] - [Cl-] = 1,08.10-2 mol.

L-1. 2) [Br-] = ⇒ C = 2,16.10-2 mol.

L-1. EXERCICE 2: C3.

3 : DS Une solution SA d’acide nitrique a un pH = 5,9.

L’acide nitrique est un acide fort. 1.a) Calculer les concentrations molaires des espèces chimiques présentes dans la solution SA. b) On prélève 10 cm3 de la solution SA et on ajoute 90 cm3 d’eau pure.

Quelle est la nouvelle valeur du pH ? 2.

On prépare une solution SB en dissolvant une masse m d’hydroxyde de calcium Ca(OH)2 dans 500 cm3 d’eau pure. a) La concentration molaire de la solution SB étant CB = 4.10-6 mol.

L-1, calculer la masse m d’hydroxyde de calcium utilisé. b) Quels volume VA de SA et VB de SB doit-on mélanger pour avoir une solution de volume total V = 120 cm3 et de pH = 7 ? EXERCICE 2: C3.

3 : 1.a) ♦[H3O+] = 10-pH = 1,26.10-6 mol.

L-1 "# $ %& ♦[OH-] = = 7,94.10-9 mol.

L-1 ♦REN : [NO! ] = [H3O+] - [OH-] = 1,26.10-6 mol.

L-1 ; b) ♦[NO! ] = 1,26.10-7 mol.

L-1 = 10-6,9 mol.

L-1 ; "# %$ ♦REN : [H3O+] = [OH-] + [NO! ] ⇔ [H3O+] = + 10-6,9 ⇔ [H3O+]² = Ke + 10-6,9[H3O+] ⇔ [H3O+]² - 10-6,9[H3O+] – 10-14 = 0 car on ne peut pas négliger [OH-] devant [H3O+]. Le calcul donne [H3O+] = 1,81.10-7 mol.

L-1. ♦pH = -log[H3O+] = 6,74. 2.a) m = CB.MV = 1,48.10-4 g b) 2 CBVB = CAVA = CA (V – VB) ⇒ VB = 16,33 mL et VA = 103, 67 mL. EXERCICE 3: C3.4 p.

25 : On dissout 11,2 cm3 de chlorure d’hydrogène pris dans les conditions normales dans 500 mL d’eau pire.

Le pH de la solution S obtenue est égal à 3.

Le volume molaire dans les conditions normales est 22,4 L. 1.

Calculer les concentrations molaires des différentes espèces chimiques présentes dans la solution S. Montrer que la réaction entre le chlorure d’hydrogène et l’eau est totale. 2.

Quel volume de chlorure d’hydrogène faut-il dissoudre dans la solution S pour que son pH devienne égal à 2 ? La solution de pH = 2 est notée S1. 3.

Avec quel volume d’eau faut-il diluer cette solution S1 pour que le pH soit égal à 4 ? 4.

Décrire deux expériences montrant la nature des ions H3O+ et Cl- présents dans la solution. EXERCICE 3: C3.

4 : 1) nHCl = ) = , , = 5.10-4 mol ; C = = ♦[H3O+] = 10-pH = 10-3.... »