Remerciez-le!

Remerciez @Admin pour avoir partagé cet document gratuitement, de la manière la plus simple, en partageant sur les réseaux sociaux.

Université Chouaïb Doukkali Année universitaire : 2019/2020 Faculté des Science

Université Chouaïb Doukkali Année universitaire : 2019/2020 Faculté des Sciences d’El Jadida SMPC2 Département de Chimie 1/5 *************************************************************************** Corrigé- Série 1- Travaux dirigés de Chimie des Solutions Aqueuses *************************************************************************** Exercice 1 : 1) Calculer la concentration Cf de la solution obtenue en préparant une dilution d'un volume Vi = 20 mL de concentration Ci = 5.10-2 mol/L de solution de permanganate de potassium KMnO4 dans une fiole jaugée de 250 mL. Déterminer alors le facteur de dilution. 2) Déterminer la masse d’hydroxyde de potassium solide qu’il faut peser pour préparer un litre de solution aqueuse de concentration 10-2 mol/L. Quel volume de la solution ainsi préparée faut-il verser dans une fiole jaugé de 500 cm3 pour obtenir une solution de pH = 9. Données : M(K) = 39 g/mol, M(O) = 16 g/mol, M(H) = 1 g/mol, M(P) = 31 g/mol. (1) Dilution : le nombre de mole ne change pas donc : ni = nf Avec : ni : nombre de mole de permanganate de potassium dans la solution mère nf : nombre de mole de permanganate de potassium dans la solution fille ni = Ci .Vi et nf = Cf. Vf C0 .V0 = Cf .Vf Cf = 4.10-3 mol/L Facteur de dilution : F.D = Vf / Vi = 250 / 20 = 12,5 ou F.D = Ci / Cf = 5.10-2 / 4.10-3 = 12,5 (2) Ci : Concentration de la solution initiale Cf : Concentration finale après dilution Calcul de la masse m : M = 56 g/mol , V = 1L, Ci = 0,01 mol/L Calcul du volume à prélever de la solution initiale : pH = 9 [H3O+] = 10-9 et [OH-] = 10-5 Milieu basique : [OH-] >> [H3O+] Approximation valable pour : [OH-] ≥ 10 [H3O+] [OH-] ≥ (10 .10-14/ [OH-]) [OH-]2 ≥ 10-13 Cb = [OH-] ≥ 10-6,5 pOH ≤ 6,5 pH ≥ 7,5 La dissociation ionique de l’eau est négligeable car pH > 7,5 La réaction prédominante est celle correspondant à la dissolution de la base forte KOH. H2O KOH → K+ + OH- Cf = [OH-] =10-5 mol/L Remarque : Puisque le milieu est basique pH = 9 > 7,5 Cf = [OH-] =10-5 > 10-6,5 2/5 On peut utiliser directement la relation pH = 14 + log Cf , ce qui nous donne Cf = 10-5 mol/L. Ce résultat justifie l’approximation utilisée au lieu de résoudre l’équation du second degré. Calcul du volume à prélever : Ci = 10-2 mol/L Cf = 10-5 mol/L Vi = ? mL Dilution Vf = 500 mL Conservation de la matière : Ci . Vi = Cf . Vf Vi = 0,5 mL Exercice 2 : Une eau minérale contient les éléments suivants : Mg2+ Ca2+ Na+ HCO3 - SO4 2- C(mol.L-1) 2.10-3 3,95.10-3 1,5.10-4 5.10-3 3.10-3 (1) La relation d’électroneutralité étant vérifiée ? Préciser s’il manque des cations ou des anions. En supposant qu’on ait oublié d’indiquer la teneur en ions chlorure Cl-, pouvez-vous calculer leur concentration en mol/L, puis en g/L. On négligera les concentrations des ions OH- et H3O+ présents devant celles des autres ions. (2) On ajoute à 1 litre d’eau minérale 0,5 litre de solution aqueuse de chlorure de sodium NaCl à 0,15 mol/L. Donner la composition du système en mol/L. Données en g/mol: M(H) = 1 ; M(O) = 16 ; M(S) = 32 ; M(Na) = 23 ; M(Mg) = 24,3 ; M(Ca) = 40 ; M(Cl) = 35,5 ; M(C) = 12. (1) Electroneutralité : Toute solution est électriquement neutre. La comparaison des concentrations des charges montre un déficit en charges négatives, il manque des anions. Si ces anions sont des ions Cl- Concentration molaire [Cl-] molaire = 1,05. 10-3 mol/L Concentration massique : [Cl-] massique = 3,73.10-2 g/L (2) 1 L d’eau minérale + 0,5 L d’une solution de NaCl à 0,15 mol/L. Composition du système : L’addition de la solution de NaCl a deux effets : - Augmenter la quantité de Na+ et Cl-. - Diluer le système. 3/5 Composition du système en mol/L : Calcul de [Mg2+] : n(Mg2+) = C x V = 2.10-3.1 = 2.10-3 mol On aura toujours le même nombre de moles car la solution ajoutée de NaCl ne contient pas des ions Mg2+. (concentration obtenue après ajout de 0,5 L de la solution de NaCl 0,15 mol/L). Calcul de [Ca2+] : n(Ca2+) = C x V = 3,95.10-3.1 = 3,95.10-3 mol On aura toujours le même nombre de moles car la solution ajoutée de NaCl ne contient pas des ions Ca2+. Calcul de [HCO3 -] : Calcul de [SO4 2-] : Calcul de [Na+] : Nombre de mole de Na+ dans 1 litre d’eau minérale : n(Na+) = 1,5.10-4 x 1 = 1,5.10-4 mol Nombre de mole de Na+ dans 0,5 litre de la solution de NaCl 0,15 mol/L : n(Na+) = 0,15 x 0,5 = 0,075 mol Nombre de mole total de Na+ dans le mélange (VT = 1,5 L) : ntotal(Na+) = 1,5.10-4 + 0,075 = 0,07515 mol Calcul de [Cl-] : Nombre de mole de Cl- dans 1 litre d’eau minérale : n(Cl-) = 1,05. 10-3 x 1 = 1,05.10-3 mol Nombre de mole de Cl- dans 0,5 litre de la solution de NaCl 0,15 mol/L : n(Cl-) = 0,15 x 0,5 = 0,075 mol ntotal(Cl-) = 1,05.10-3 + 0,075 = 0,07605 mol Ion Mg2+ Ca2+ Na+ HCO3 - SO4 2- Cl- C(mol/L) 1,33.10-3 2,63.10-3 5,01.10-2 3,33.10-3 2,00.10-3 5,07.10-2 4/5 Exercice 3 : Le pH d’une solution aqueuse d’acide phénylacétique à 17,8 g.L-1 est égal à 2,6 ; sa masse molaire est 136 g.mol-1. (1) Déterminer le coefficient de dissociation de cet acide. En déduire le pourcentage d’acide dissocié. (2) Calculer le pKa de cet acide. Soit CA la concentration en molarité de la solution HA :   L mol M L g C C A / 131 , 0 136 8 , 17 /    Le pH de la solution étant égal à 2,6 ([H3O+) =10-2,6 > 10-6,5) Les ions H3O+ présents en solution proviennent essentiellement de la dissociation de l’acide phénylacétique. Par conséquent, [A-]  [H3O+]  10-2,6  2,512.10-3 M Soit , le coefficient de dissociation de l’acide : 2 3 10 . 92 , 1 131 , 0 10 . 512 , 2 ] [       A C A   correspond au coefficient de dissociation d’un acide faible car  < 0,1 ; par conséquent le pH peut être calculé à partir de la formule s’appliquant aux acides faibles : pH =1/2 (pKa - logCA)  pKa = 2 pH + log CA = 2 x 2,6 + log (0,131)  4,3 Le pourcentage d’ionisation est: % 92 , 1 ] [ * 100 * 100    A C A  Exercice 4 : (1) Le pH d’une solution aqueuse d’un acide HA de concentration analytique Ca = 2. 10-1 mol.L-1 vaut 1,8. L’acide HA est-il un acide fort ou faible ? Justifier votre réponse. (2) Une solution aqueuse d’éthylamine de concentration analytique Cb = 5. 10-2 mol.L-1 a un pH de 11,7. L’éthylamine est une base forte ou faible ? Justifier votre réponse. (3) Soient deux solutions aqueuses de bases de mêmes concentrations analytiques, l’une d’ammoniac et l’autre d’hydroxyde de sodium. Les valeurs de pH mesurées expérimentalement sont 12,0 et 10,6. Attribuer à chaque solution son pH et justifier. (4) Soient deux acides faibles HA1 et HA2, de concentrations analytiques identiques. Si pKa1 > pKa2, le pH de la solution d’acide HA1 sera-t-il égal, supérieur ou inférieur au pH de la solution de l’acide HA2 ? Justifier votre réponse. (1) Le pH d’une solution aqueuse d’un acide HA de concentration analytique Ca = 2. 10-1 mol/L vaut 1,8. L’acide HA est-il un acide fort ou faible ? Justifier votre réponse. Si HA est un acide fort C = [A-] = [H3O+] = 2.10-1 mol.L-1 pH = - log C = - log 2.10-1 = 0,7 < à la valeur proposée (pH = 1,8) [H3O+] < 2. 10-1 mol/L HA est donc un acide partiellement ionisé en solution aqueuse, c’est un acide faible. 5/5 (2) Une solution aqueuse d’éthylamine de concentration analytique Cb = 5. 10-2 mol/L a un pH de 11,7. L’éthylamine est une base forte ou faible ? Justifier votre réponse. Si l’éthylamine est une base forte, on pourrait calculer le pH en appliquant la formule simplifiée : pH = 14 + log C pH = 14 + log 5.10-2 = 12,7 > à la valeur proposée (pH = 11,7) La concentration des ions OH- est donc inférieure à 5. 10-2 mol/L. La réaction de l’éthylamine avec l’eau n’est que partielle : c’est une base faible. (3) Soient deux solutions aqueuses de bases de mêmes concentrations analytiques, l’une d’ammoniac et l’autre d’hydroxyde de sodium. Les valeurs de pH mesurées expérimentalement sont 12,0 et 10,6. Attribuer à chaque solution son pH et justifier. NaOH est une base forte : NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq) uploads/s3/ corrige-serie-1 1 .pdf