Solutions électrolytiques et concentration, Exercices.

Chim. N° 02

Solutions

électrolytiques.

Exercices

Cours

 

 

Programme 2011 : Chim. N° 05 Dissolution de composés ioniques et moléculaires.

Programme 2011 : Physique et Chimie

Programme 2020 : Physique et chimie


 

QCM :
Dissolution et solvatation (tableau)

Solutions électrolytiques (Questy)

Quantité de matière et concentration (tableau)

Quantité de matière et concentration (Questy)

1)- Exercices 3 page 56.

2)- Exercice 6 page 56.

3)- Exercice 10 page 57.

4)- Exercice 17 page 57.

5)- Exercice 19 page 58.

Pour aller plus loin : 

Mots clés :

dissolution ; solide ionique, molécules polaires ; solvatation des ions ;

solution électrolytique ; courant électrique dans les solutions ; ...

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1)- Exercices 3 page 56.

  Trouver des formules :

1. Compléter le tableau ci-dessous en ajoutant soit la formule statistique du solide ionique comportant ces ions,

soit la formule de l’anion et du cation qui le composent (prévoir la place ajouter le nom)

Cations

 

 

anions

K +

ion potassium

Fe 2+

ion fer II

Cu 2+

ion cuivre II

 

Fe 3+

ion fer III

Cl –

ion chlorure

 

 

 

AlCl3

 

 

 

 

Chlorure

d'aluminium III

 

SO4 2 –

ion sulfate

 

 

 

Al2(SO4)3

 

 

 

 

Sulfate

d'aluminium III

 

PO4 3 –

ion phosphate

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

NO3  –

ion nitrate

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2. Donner le nom des ions et des composés ioniques figurant dans le tableau2.

Correction :

anions 

Cations

K +

ion potassium

Fe 2+

ion fer II

Cu 2+

ion cuivre II

Al 3+

ion aluminium III

Fe 3+

ion fer III

Cl –

ion chlorure

KCl

FeCl2

CuCl2

AlCl3

FeCl3

Chlorure 

de potassium

Chlorure 

de fer II

Chlorure  

de cuivre II

Chlorure  

d'aluminium III

Chlorure  

de  fer III

SO4 2 –

ion sulfate

K2SO4

FeSO4

CuSO4

Al2(SO4)3

Fe2(SO4)3

Sulfate 

de potassium

Sulfate 

de fer II

Sulfate 

de cuivre II

Sulfate 

d'aluminium III

Sulfate 

de fer III

PO4 3 –

ion phosphate

K3PO4

Fe2(PO4)3

Cu3(PO4)2

Al PO4

Fe PO4

Phosphate 

de potassium

Phosphate 

de fer II

Phosphate 

de cuivre II

Phosphate 

d'aluminium III

Phosphate 

de fer III

NO3  –

ion nitrate

KNO3

Fe(NO3)2

Cu(NO3)2

Al(NO3)3

Fe(NO3)3

Nitrate 

de potassium

Nitrate 

de fer II

Nitrate 

de cuivre II

Nitrate 

d'aluminium III

Nitrate 

de fer III

2)- Exercice 6 page 56.

  étudier la dissolution d’un solide ionique

Le chlorure de calcium, CaCl2, et le sulfate de potassium, K2SO4, sont des solides ioniques.

  1. Préciser le nom et la formule des ions constituant ces cristaux.

  2. Les solutions obtenues en dissolvant chacun de ces solides dans l’eau sont-elles électrolytiques ?

  3. écrire les équations de réaction associées aux dissolutions correspondantes.

  4. Quelles sont les espèces chimiques présentes dans chacune des solutions supposées non saturées ?

  5. Pourquoi dit-on que les ions présents dans la solution sont solvatés ?

 

 Correction : 

1. Nom et formule des ions : 

Pour le chlorure de calcium : l'ion calcium Ca2+ et l'ion chlorure Cl –

Pour le sulfate de potassium : l'ion potassium K+  et l'ion sulfate  SO42–

2. Les solutions sont des électrolytes, elles contiennent des ions mobiles.

3. Équation de dissolution :

Réaction de dissolution

eau

 

CaCl2

→

Ca2+ (aq)  +  2 Cl – (aq) 

Réaction de dissolution

eau

 

K2SO4 

→

2 K+ (aq)  +  SO42- (aq) 

4. Espèces chimiques présentes dans chaque solution :

- La solution de chlorure de calcium contient les ions chlorure et les ions calcium solvatés et des molécules d’eau.

- La solution de sulfate de potassium contient les ions sulfate et les ions potassium solvatés et des molécules d’eau.

5. Les ions sont solvatés :

- Lors de la dissolution, il apparaît des liaisons ‘’intermoléculaires’’ entre les ions et les molécules d’eau.

-  Les ions s’entourent de molécules d’eau car ils portent une charge électrique et que l’eau est un solvant polaire.

-  C’est un dipôle électrique.

-  Les ions sont hydratés.

3)- Exercice 10 page 57.

Préparer une solution à partir d’un solide :

On prépare un volume V = 100,0 mL de solution de sulfate de sodium :

{2 Na+ (aq)  +  SO42- (aq) } 

de concentration molaire en soluté apporté C = 5,00 x 10 – 2  mol /L.

1. Quelle masse de sulfate de sodium solide faut-il prélever ?

Décrire soigneusement le mode opératoire de la préparation.

2. Quelles sont les concentrations molaires volumiques effectives des ions présents dans cette solution.

Correction :

1. Masse de sulfate de sodium :  

Relations : n = C . V et m = n . M

- m = C . V. M

- m = 5,00 × 10 – 2 × 100 × 10 – 3 × (2 × 23,0 + 32,1 + 4 × 16,0)

- m ≈ 7,11 × 10 – 1 g

- Mode opératoire : voir feuille méthode.

  1. Concentrations molaires effectives :

Réaction de dissolution

EAU

 

Na2SO4 

  →

  2 Na+ (aq) 

  +  SO42- (aq) 

n

 

2 n

n

C = 5,00 x 10 – 2  mol /L

 

2 C = 1,00 x 10 – 1 mol /L

C = 5,00 x 10 – 2 mol /L

 

4)- Exercice 17 page 57.

 

Sel de Mohr :

Le sel de mohr est un solide de formule FeSO4, (NH4)2 SO4, 6 H2O.

On souhaite préparer une solution S0 de sel de Mohr de volume V0 = 200,0 mL de concentration molaire apportée C0 = 1,50 × 10 – 2 mol / L.

On dilue ensuite cette solution pour obtenir un volume V1 = 100,0 mL de solution S1 dans laquelle la concentration massique des ions fer II est égale à tm1 = 0,209 g / L.

  1. Calculer la masse molaire du sel de Mohr.

  2. écrire l’équation de la dissolution dans l’eau et préciser le nom des ions.

  3. Indiquer les tests chimiques permettant de mettre en évidence, dans cette solution, le cation métallique et l’anion.

  4. Décrire soigneusement la préparation de la solution S0.

  5. Quelles sont les concentrations molaires effectives de tous les ions présents dans la solution S 0.

  6. Quelle est la concentration massique des ions fer II dans la solution S0 ? Indiquer succinctement le mode opératoire pour obtenir la solution S1.

Correction :

  1. Masse molaire du sel de Mohr :

- M = M (Fe) + 2 M (SO4) + 2 M (NH4) + 6 M (H2O)

- M = 55,8 + 2 × (32,1 + 4 × 16,0) + 2 × (14,0 + 4 × 1,01) + 6 × (2 × 1,01 + 16,0)

- M ≈ 392 g / mol 

  1. Équation de dissolution dans l’eau :

Fe SO4, (NH4)2 SO4, 6 H2O

eau

Fe2+ (aq)  + 2 SO42- (aq) + 2 NH4+

→

  1. Tests :

- Cation métallique : Fe2+ (aq)   

-  En présence d’ions hydroxyde, les ions fer II donnent un précipité vert pâle

-  (la couleur du précipité évolue au cours du temps, il devient vert foncé,

-  puis noir avec apparition d’une teinte rouille)

-  L’anion : SO42– :

-  En présence d’ions baryum, les ions sulfate donnent

-  un précipité blanc de sulfate de baryum

  1. Préparation de la solution S0 : fiche technique N° 3 page 300.

- Masse de sel de Mohr nécessaire :

Relations : n = C0 . V0 et m = n . M

- m = C0 . V0. M

- m = 1,50 × 10 – 2 × 200,0 x 10 – 3 × (392)

- m ≈ 1,18  g

  1. Concentration molaire des ions en solution : d’après l’équation de dissolution :

Ion

Fe2+ (aq)

SO42–

NH4+

Concentration

C

2 C

2 C

En mol / L

1,50 x 10 – 2

3,00 x 10 – 2

3,00 x 10 – 2

  1. Concentration massique des ions fer II :

- Solution S0 : titre massique des ions fer II : On connaît la concentration en ion fer II

- Relation : 

-  tm  = C . M 

-  tm  = 1,50 x 10 – 2 × 55,8

- tm  ≈  0,279  g / L

- Solution S1 : titre massique des ions fer II : tm1  =  0,209  g / L

- On a effectué une dilution : il faut trouver le volume de solution S0 nécessaire.

Au cours de la dilution, il y a conservation de la quantité de matière de soluté.

S0

{

tm0  = 0,279 g / L

Dilution

S1

{

tm1  = 0,209 g / L

C0 = 1,50 × 10 - 2 mol / L

→

C1 = 3,75 × 10 - 3 mol / L

V0 = ?

V1 = 100 mL

n0  = C0 . V0

n1  = C1 . V1

- Mode opératoire : 

-  On remplace la pipette jaugée de 10 mL par une pipette jaugée de 25 mL.

-  Matériel et solutions : 

-  Bécher, pipette jaugée de 25 mL munie de sa propipette, fiole jaugée de 100 mL, 

-  Solution S1 de sel de Mohr, eau distillée.

5)- Exercice 19 page 58.

 

Solution commerciale

L’étiquette d’une solution d’acide sulfurique indique :

La densité : d = 1,83

Le pourcentage massique : P = 98 %

1.  Examiner le pictogramme de cette étique et en déduire

les précautions à prendre lors de l’utilisation de ce produit.

2.  Déterminer la concentration molaire apportée de cette solution S0.

3. Quel volume de solution S0 faut-il prélever pour préparer

une solution S de volume V = 500 mL de concentration C = 0,12 mol / L

4. Quelles sont les concentrations molaires des ions dans la solution S ?

Donnée : masse volumique de l’eau :  μ0  = 1,00 × 10– 3 g / L

R 35  ;

S 26-30-45

 

Acide Sulfurique 98 %  H2SO4
Provoque de graves brûlures

En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement

et abondamment avec de l’eau et consulter un spécialiste.

Ne jamais verser de l’eau dans ce produit.

En cas d’accident ou de malaise, consulter immédiatement

un médecin (si possible, lui montrer l’étiquette).

 

Correction :

1. Pictogramme :

 

Acide sulfurique : H2SO4

Risques

éviter le contact avec la peau et les yeux et,

ne pas verser d’eau dans l’acide afin d’éviter les projections d’acide.

R - 35

Provoque des brûlures

S – 26

En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement

et abondamment avec l’eau

S – 30

Ne jamais verser de l’eau dans ce produit

S – 45

En cas d’accident ou de malaise consulter immédiatement un médecin

et lui montrer l’emballage ou l’étiquette.

2. Concentration molaire en soluté apporté :

- Masse d’un volume V = 1,00 L de solution :

 - m = μeau . d . V (1)

- Masse d’acide sulfurique présent dans ce volume : 

- m’ = P . m  =>  m =  μeau . d . V. P

- Quantité de matière correspondante : 

m'

μ eau. d . V . P

n = 

  =>   

n = 

M

M

- Concentration molaire en soluté apporté : 

n

μ eau. d . P

C = 

  =>   

C = 

V

M

- Application numérique :

μeau . d . P

1,00 × 10 3 × 1,83 × 98

C = 

 

   => 

 C = 

M

98 x 100

C ≈ 18 mol / L

3. Volume nécessaire de solution S0.

-  On a effectué une dilution : il faut trouver le volume de solution S0 nécessaire.

Au cours de la dilution, il y a conservation de la quantité de matière de soluté.

S0

{

C0 = 18 mol / L

Dilution

S

{

C  = 0,12 mol / L

V0 = ?

→

V  = 500 mL

n0  = C0 . V0

n  = C . V

 

n0  = n   

=> 

C0 . V0 = C . V

 C . V

 

0,12 × 500

V0 = 

 

  =>   

V0 = 

C0

 

18

V0  ≈ 3,3 moL

- Préparation : 

-  On remplace la pipette jaugée de 10 mL par une pipette graduée de 5 mL.

-  Matériel : 

-  Gants et lunettes,

-  Bécher, pipette graduée de 5 mL munie de sa propipette,

-  fiole jaugée de 500 mL, solution S0 et eau distillée.

4. Concentration molaire des ions présents dans la solution.

Equation de dissolution

H2SO4

eau

 2 H+ (aq)  +  SO42- (aq)

→

 

n

 

2 n

n

 

C

 

2 C

C

mol / L

0,12

 

0,24

0,12