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CHIMIE EN SOLUTION

Prof. M. Belfaquir

Série N°1 : Ex I1. Définir les grandeurs suivantes : Concentration molaire,

Concentration massique, Normalité, ….

2. Calculer la concentration molaire des solutions suivantes : a) 4,0 g de NaOH dissout dans 500 ml d’eau.

b) 150 ml de NH3 à 0,2 M dilués à 500 ml d’eau.

c) 100 ml de HCl à 0,03 M mélangés à 100 ml de HCl à 0,08 M.

3. Calculer la normalité d’une solution d’acide sulfurique constituée de 2g d’acide dissouts dans 300 ml d’eau.

M(Na) = 23g, M(0) = 16g, M(H) = 1g, M(S) = 32g

Série N°1 : Ex I1. Définir les grandeurs suivantes : Concentration molaire,

Concentration massique, Normalité, Densité….

Concentration molaire :On définit la concentration molaire ou Molarité d’un soluté dissous dans un solvant comme étant le nombre de moles de soluté dissous dans un litre de solution. C(mole/l) = n (mole) / V (l) Le symbole [ A ] signifie donc : Molarité de la substance A Concentration massique : On définit la concentration massique d’un soluté dissous dans un solvant comme étant le nombre de gramme de soluté dissous dans un litre de solution. C(g/l) = m (g) / V (l) Notion de Normalité : On utilise parfois la notion de normalité pour simplifier les calculs lors des problèmes de titrages. Il existe une relation simple entre Normalité et Molarité : N = P * CP: est le nombre de mole d’électron (ou de proton) que capte (ou libère) une mole de la substance considérée.

Série N°1 : Ex I2. Calculer la concentration molaire des solutions suivantes :

a) 4,0 g de NaOH dissout dans 500 ml d’eau.

On a et

A. N. :m= 4 g ; M= 40 g/mole ; V=0,5 L

Doc C= 0,2 mole/L

Série N°1 : Ex I2. Calculer la concentration molaire des solutions suivantes :

b) 150 ml de NH3 à 0,2 M dilués à 500 ml d’eau.

On a et C : concentration de la solution diluée (à determiner)V : volume de la solution diluée ( V= 500 ml)n : la quantité de matière dans la solution initiale (à determiner)C0: concentration de la solution initiale (0,2 M)V0 : volume de la solution initiale ( V= 150 ml)

A. N. :C= O,O6 mole/L

Série N°1 : Ex 12. Calculer la concentration molaire des solutions suivantes :

c) 100 ml de HCl à 0,03 M mélangés à 100 ml de HCl à 0,08 M.

On ani : la quantité de matière dans la solution i (à determiner)Ci: concentration de la solution iVi : volume de la solution i

A.N. : C= 0,055 mole/L

Série N°1 : Ex I3. Calculer la normalité d’une solution d’acide sulfurique constituée de

2g d’acide dissouts dans 300 ml d’eau.

Sachant que N = p * C

N : normalité; C: concentration molaire; p: est le nombre de mole de

proton que libère une mole de H2SO4

Et on a et

A.N. : p= 2; m= 2g; M= 98 g/mole; V= 0,3 l

N= 0,14 N

Série N°1 : Ex II

A partir d'une solution de sulfate de nickel NiSO4 de concentration C0=0,2 mol l-1,on désire préparer V=200mL de solution diluée telle que C=0,01 mol l-1.

Quel volume de la solution mère faut-il prélever à la pipette?

Série N°1 : Ex II

Quel volume de la solution mère faut-il prélever à la pipette?

On a et

n : la quantité de matière dans les solutions, initiale et diluée, de sulfate de nickel (n=?)C : concentration de la solution diluée de sulfate de nickel (0,01 M)C0 : concentration de la solution initiale de sulfate de nickel (0,2 M)V : volume de la solution diluée de sulfate de nickel ( V= 200 ml)V0 : volume de la solution initilale de sulfate de nickel à prélever ( V0= ?)

et A.N. :

V0= 10 ml

Série N°1 : Ex III1. Calculer la mase en g de substance dissoute de HCL et KOH pour

préparer des solutions de concentration 1 mole/l et 0,05 mole /l.

2. On veut préparer un litre de NH3 à 0,02 mole/l à partir de NH3 concentré de densité d=0,92 et à 20% en masse en NH3 . quel volume (en ml) doit-on prévoir ?

M(HCL) = 36 g/mol ; M(KOH )= 56 g/mol ; M (NH3) = 17 g/mol

Série N°1 : Ex III1. Calculer la mase en g de substance dissoute de HCL et KOH pour

préparer des solutions de concentration 1 mole/l et 0,05 mole /l.

n : la quantité de matière de la substance dissoute (HCl ou KOH)C : concentration de la solution à préparer (1 mole.l-1 ; 0,05 mole.l-1)V : volume de la solution à préparer ( on fixe un litre par exemple)M: la masse molaire de la substance dissoute

(MHCl=36 g.mole-1 ; MKOH= 56 g.mole-1)A.N. : HCl : C= 1 mole.l-1 m = 36 g

C= 0,05 mole.l-1 m = 1,8 gKOH : C= 1 mole.l-1 m = 56 g

C= 0,05 mole.l-1 m = 2,8 g

Série N°1 : Ex III2. On veut préparer un litre de NH3 à 0,02 mole/l à partir de NH3

concentré de densité d=0,92 et à 20% en masse en NH3 . Quel volume (en ml) doit-on prévoir ?

On a donc la masse de un litre de la solution de NH3

concentrée est :

Dans un litre de solution la masse de NH3 est :

Par conséquent la concentration de la solution concentré est :

Pour préparer un litre de NH3 à 0,02 mole/l on doit prélever :

Série N°1 : Ex IV1. Classer les couples suivants par force d’acidité croissante

2. On ajoute HCO2H à une solution contenant les ions suivants :

CH3COO- , ClO- , IO3- et CN-

Ecrire les réactions possibles qui peuvent avoir lieu.

Série N°1 : Ex IV

1. Classer les couples suivants par force d’acidité croissante

Plus Ka est grande (pKa est petite), plus l’acide est fort, donc le

classement par ordre d’acidité croissante est :

HCN/CN- ; HClO /ClO-; CH3COOH/CH3COO- ; HCO2H/HCO2-; HIO3/IO3

HClO3/ClO3-

Série N°1 : Ex IV2. On ajoute HCO2H à une solution contenant les ions suivants :

CH3COO- , ClO- , IO3- et CN- Ecrire les réactions possibles qui peuvent

avoir lieu.

HCO2H va réagir avec toutes les bases de pKa > 3,7 donc HCO2H va réagir

CH3COO- , ClO- et CN- selon les réactions :

HCO2H + CH3CO2- HCO2

- + CH3CO2H

HCO2H + ClO- HCO2- + HClO

HCO2H + CN- HCO2- + HCN

Série N°1 : Ex VDe l’eau fraichement distillée est laissée à l’air libre dans un bécher à

25°C voit son pH diminuer progressivement puis se stabiliser à la

valeur de 5,7.

1. Expliquer cette diminution en se basant sur les propriétés du couple

CO2H2O/HCO3-.

2. Calculer la valeur du quotient [HCO3-]/[CO2,H2O].

3. Tracer le diagramme de prédominance des espèces HCO3- et CO2.

pKa(CO2,H2O/HCO3-) = 6 ,4

Série N°1 : Ex V1. Expliquer cette diminution en se basant sur les propriétés du couple

CO2H2O/HCO3-.

Cette diminution peut être expliquée par la dissolution progressive du

dioxyde de carbone présent dans l’eau. Il s’établit alors l’équilibre

Série N°1 : Ex V

2. Calculer la valeur du quotient [HCO3-]/[CO2,H2O].

Sachant que l’équilibre établit est :

CO2,H2O + H2O HCO3-+H3O+

[HCO3-]/[CO2,H2O]=Ka/[H3O+]

A.N. : Ka =10-6,4 ; [H3O+]=10-5,7

[HCO3-]/[CO2,H2O]=10-0,7 ≈ 0,2 < 1

Série N°1 : Ex V

3. Tracer le diagramme de prédominance des espèces HCO3- et CO2.

On a : pH=pKa + log ([HCO3-]/[CO2,H2O])

Donc le diagramme de prédominance des espèces HCO3- et CO2 est :

6,4 CO2,H2O HCO3

Série N°2 : Ex I

Le degré de dissociation d’un acide faible en solution décinormale (0 ,1N) est égal à 1,3%

1. Calculer la concentration des diverses espèces présentes en solution ; En déduire la valeur du pH

2. Calculer Ka

3. Calculer la concentration de cet acide pour un taux de dissociation α=90%. Conclure

Série N°2 : Ex I1. Calculer la concentration des diverses espèces présentes en solution ;

En déduire la valeur du pH

AH est un acide faible; donc : AH + H2O A- + H3O+

Inventaire des espèces chimiques présente :

la concentration des diverses espèces présentes en solution est :

[H3O+]=[A-]=ca;[OH-]=Ke/ [H3O+]; [AH]=c(1-a); pH=-log[H3O+]

A.N. : c=0,1 mole/l; a=1,3.10-3; Ke=10-14.

[H3O+]=[A-]=1,3.10-2 mole/l; [OH-]=7,69.10-12mole/l;

[AH]= 9,87.10-2 mole/l; pH=2,88

AH; A- ; H3O+; OH-

t=0s: c 0 0

t=teq: c(1-a) ca ca

On a également l’équilibre suivant :2H2O OH- + H3O+

sauf que la quantité de matière des ions hydronium produite par l’autoprotolyse de l’eau est négligée devant celle issue de la dissociation de l’acide faible.

Série N°2 : Ex I

2. Calculer Ka

On a :

A.N. :

[H3O+]=[A-]=1,3.10-2 mole/l; [AH]= 9,87.10-2 mole/l;

Ka=1,7.10-5

Série N°2 : Ex I3. Calculer la concentration de cet acide pour un taux de dissociation

α=90%. Conclure

On a :

A.N. :

a=0,9; Ka=1,7.10-5

C=2,11.10-6 mole/l

On constate que : si a cConclusion :

Quand on dilue suffisamment , l’acide faible se dissocie totalement et se comporte come un acide fort.

Série N°2 : Ex II

Le pH du vinaigre vendu dans le commerce est égal à 2,38 . Ce vinaigre sera assimilé à une solution aqueuse d’acide éthanoïque CH3COOH de pKa= 4,8.

1. Calculer la concentration de toutes les espèces chimiques présentes dans la solution.

2. Calculer le coefficient de dissociation α

Série N°2 : Ex II1. Calculer la concentration de toutes les espèces chimiques présentes

dans la solution.

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

Espèces chimiques présente :

[H3O+]=10-pH;

E. N. : [H3O+]=[CH3COO-]+[OH-] et (pH<7; [OH- ]<<<[H3O+ ] donc :

[H3O+]=[CH3COO-]= 10-pH

A.N. : pH=2,38; Ka= 10-4,8; Ke=10-14

[H3O+]=[CH3COO-]= 4,17.10-3 mole/l; [OH-]= 2,39.10-12mole/l;

[CH3COOH]= 1,097 mole/l

CH3COOH, CH3COO- , H3O+ et OH-

sachant que Ke=[H3O+].[OH-] donc [OH-]=Ke/[H3O+]

Série N°2 : Ex II

2. Calculer le coefficient de dissociation α

A.N. :

[CH3COO-]= 4,17.10-3 mole/l; [CH3COOH]= 1,097 mole/l

a=3,8.10-3=0,38%

[CH3COO-]= 4,17.10-3 mole/l <<< [CH3COOH]= 1,097 mole/l

On constate que l’acide est très faiblement dissocié

Série N°2 : Ex III

On dispose d’une solution aqueuse d’un acide AH dont la concentration C est égale à 0,05 mole/l. le pH de la solution est égal à 3,5

1. L’acide HA est-il fort ou faible

2. Si le pKa de cet acide vaut 5,69, calculer son degré de dissociation α

3. Quelles sont alors les concentrations des différentes espèces dissoutes.

1. L’acide HA est-il fort ou faible

Si l’acide est fort et comme C>10-6

Donc l’acide est faible

ACIDE FORT - Si C > 10-6 : pH = - log C - Si C < 10-6 (équation du second degré) :

pH = - log [C + (C2 + 4Ke )1/2] / 2

pH = - log C=1,3≠3,5

2. Si le pKa de cet acide vaut 5,69, calculer son degré de dissociation α

AH + H2O A- + H3O+

a: degré de dissociation

Or [H3O+]=10-pH

Sachant que C=0,05 M

Donc : a=0,63%

[H3O+]=3,16.10-4 M

Série N°2 : Ex IV

Une solution S est préparée par dissolution de 0,1 mole de C2H5CO2H dans deux litres d’eau. Le pH est égal à 3

1. Calculer le degré de dissociation de cet acide. En déduire qu’il est partiellement dissocié

2. Donner l’expression des équations de la conservation de la matière et de l’électroneutralité

3. En faisant les approximations nécessaires, donner l’expression du pH . En déduire le pKa du couple (C2H5CO2H / C2H5CO2

Série N°2 : Ex IV1. Calculer le degré de dissociation de cet acide. En déduire qu’il est

partiellement dissocié

C2H5CO2H + H2O C2H5CO2- + H3O+

Or [H3O+]=10-pH et [H3O+]= 0,1a/V avec V: volume de la solution V=2 L

t=0s: 0,1

t : 0,1-n n n

0,1(1-a) 0,1 a 0,1a

n:nombre de mole dissocié a: degré de dissociation

a = 2.10-2

a très faible acide partiellement dissociééquilibre déplacé vers la gauche

Série N°2 : Ex IV2. Donner l’expression des équations de la conservation de la matière et

de l’électroneutralité

équations de la conservation de la matière (C. M.):

C0 =[C2H5CO2H]i =[C2H5CO2H]eq +[C2H5CO2-] eq

équations de l’électroneutralité (E. N.) :

[H3O+] eq =[C2H5CO2-] eq +[OH-] eq

Série N°2 : Ex IV3. En faisant les approximations nécessaires, donner l’expression du pH .

En déduire le pKa du couple (C2H5CO2H / C2H5CO2-).

Solution acide, donc : [OH-]<<< [H3O+]

E. N. : [H3O+] eq =[C2H5CO2-] eq

Acide partiellement dissocié, donc : [C2H5CO2H]eq >>> [C2H5CO2-] eq

C. M.: C0 =[C2H5CO2H]i =[C2H5CO2H]eq

02 log 4,7apK pH C

( log )apH pK C

Série N°2 : Ex V1. Calculer le pH des solutions aqueuses suivantes :

a. 1,26 μg/l de HNO3 (M=63g /mole)

b. 10-2 N CH3NH2 pKa (CH3NH3+/ CH3NH2 ) = 10,64

c. 0.2 mole/l de HCl (solution A)

d. 0.25 mole/l de NH3 (solution B) (pKa NH4+ / NH3)= 9.2

2. Mélange de 20 ml de la solution (A) et 50 ml de la solution (B)

a. 1,26 μg/l de HNO3 (M=63g /mole)

HNO3 : acide fort

On a 6

1,26.10[ ] 0,02.10 10

41,10.10

eC C KH O M

b. 10-2 N CH3NH2 pKa (CH3NH3+/ CH3NH2 ) = 10,64

CH3NH2 : base faible

On a 1,4 2

K K K CH O K

10,6pH

c. 0.2 mole/l de HCl (solution A)

HCl : acide fort

On a 610C

log 0,69pH C

d. 0.25 mole/l de NH3 (solution B) (pKa NH4+ / NH3)= 9.2

de NH3 : base faible

On a 5 26,33.10 10bK

1 12 2

7 log 11,3pH pKa C

Série N°2 : Ex V

2. Mélange de 20 ml de la solution (A) et 50 ml de la solution (B)

20 ml HCl (0,2 M) + 50 ml NH3(0,25 M)

Les quantités de matière initiales sont :

On a :

2 20,4.10 ; 1,25.10HCl NHn mole n mole

0 0,4.10 1,25.10

0 0,85.10 0,4.10 0,4.10eq

la réaction est

HCl NH NH Cl

log 9,53a

NHpH pK

Série N°2 : Ex VI

A 60 °C le produit ionique de l’eau Ke est égal à 10-13. Calculer à cette température le pH des solutions suivantes :

1- L’eau pure.

2- HCl de concentration égale à 0.1 mole/l.

3- HNO3 de concentration égale à 10-8 (pKa <0)

4- Mélange de 75 ml de HCl de concentration égale à 0.1 mole/l et de 125 ml de NaOH de concentration égale 0.2 mole/l.

Série N°2 : Ex VI

1- L’eau pure.

[ ].[ ] 10

[ ] [ ] 10

Ke H O OH

H O OH

Série N°2 : Ex VI

2- HCl de concentration égale à 0.1 mole/l.

acide fort avec C

2 3HCl H O H O Cl

Série N°2 : Ex VI

3- HNO3 de concentration égale à 10-8 M (pKa <0)

610acide fort avec C

43,32.10

eC C KH O

6,49pH

Série N°2 : Ex VI4- Mélange de 75 ml de HCl de concentration égale à 0.1 mole/l et de

125 ml de NaOH de concentration égale 0.2 mole/l.

43,32.10

acide fort avec C

C C KH O

Série N°2 : Ex VI4- Mélange de 75 ml de HCl de concentration égale à 0.1 mole/l et de

125 ml de NaOH de concentration égale 0.2 mole/l.

75 ml HCl (0,1 M) + 125 ml NaOH(0,2 M)

Les quantités de matière initiales sont :

pH est celui d »une base forte de concentration

3 3. 7,5.10 ; . 25.10HCl a a NaOH b bn C V mole n C V mole

0 7,5.10 25.10

0 17,5.10 7,5.10 7,5.10eq

la réaction est

HCl NaOH Cl Na

617,5.10

(125 75).1010C

13 log 11,94pH C

Série N°2 : Ex VII

1. Calculer le pH des solutions aqueuses suivantes :

-Un litre d’acétate d’ammonium (CH3COO-, NH4+) 0.1 mole/l

-Un litre de chlorure d’ammonium(NH4CL) 0.1 mole/l

-Un litre de perchlorate de sodium (NaCLO4) 0.1 mole/l

2. A un litre de NH4CL 0.1 M , on ajoute un litre de NaOH 5.10-2 M

-Ecrire l’équation de réaction.

-Déterminer le pH du mélange.

-Donner une propriété importante de cette solution

pKa(NH4+/NH3)=9.2 ; pKa(CH3COOH/ CH3COO-) = 4.8

Série N°2 : Ex VII1. Calculer le pH des solutions aqueuses suivantes :

-Un litre d’acétate d’ammonium (CH3COO-, NH4+) 0.1 mole/l

(CH3COO-, NH4+) sel d’acide faible et de base faible :

( ) 7a apH pK pK

-Un litre de chlorure d’ammonium(NH4CL) 0.1 mole/l

NH4Cl sel d’acide fort (HCl) et de base faible (NH3) son pH est celui d’acide faible :

9 26,3.10 10aK

12( log ) 5,1apH pK C

-Un litre de perchlorate de sodium (NaCLO4) 0.1 mole/l

NaCLO4 sel d’acide fort (HCLO4) et de base forte (NaOH) son pH est :

Série N°2 : Ex VII2. A un litre de NH4CL 0.1 M , on ajoute un litre de NaOH 5.10-2 M

-Ecrire l’équation de réaction. -Déterminer le pH du mélange. -Donner une propriété importante de cette solution

Mélange d’acide faible et de base conjuguer son pH est :

0,1 0,05

0,05 0 0,05

4 3 2NH OH NH H O

loga a

NHpH pK pK

Solution tampon

Série N°2 : Ex VIII

- Calculer le pH d’une solution d’acétate de sodium CH3COONa de concentration molaire égale à 10-2mole/l (S1).

- On ajoute à100 ml de cette solution (S1), 50 ml de HCl 10-2 mole/l. Calculer le pH de cette nouvelle solution.

- On ajoute à100 ml de la solution (S1), 200 ml de HCl 10-2 mole/l. Calculer le pH de cette nouvelle solution.

Série N°2 : Ex VIII- Calculer le pH d’une solution d’acétate de sodium CH3COONa de

concentration molaire égale à 10-2mole/l (S1).

Sel d’acide faible et de base fortepH d’une base faible

( log ) 8,38

pH pK pK C

Série N°2 : Ex VIII- On ajoute à 100 ml de cette solution (S1), 50 ml de HCl 10-2 mole/l.

Calculer le pH de cette nouvelle solution.

100 ml CH3CO2Na + 50 ml HCl (10-2M)

3 2 3 4100.10 .10 10 ; 5.10HClCH COn mole n mole

3 2 3 2,CH CO Na HCl CH CO H Cl Na

pH d’une solution tampon

log 4,76a a

CH COpH pK pK

CH CO H

0 10 5.10 0

5.10 0 5.10

Série N°2 : Ex VIII- On ajoute à100 ml de la solution (S1), 200 ml de HCl 10-2 mole/l.

Calculer le pH de cette nouvelle solution.

100 ml CH3CO2Na + 200 ml HCl (10-2)

3 310 ; 2.10HClCH COn mole n mole

3 2 3 2

0 10 2.10 0

0 10 10

CH CO HCl CH CO H Cl

On a un mélange d’acide fort et d’acide faible. Donc c’est l’acide fort qui impose le pH

. . .( ); 10 log 2,5a F a f a FC C C pH C

10 : log

410 log[ ]

Acide Fort

siC pH C

C C KsiC pH

10 : log

410 log[ ]

Base Forte

siC pH pK C

C C KsiC pH

10 : ( log )

410 10: log[ ]

410: log[ ]

K a a a a

Acide faible

Si pH pK C

K K K CSi pH

C C KeSi pH

10 : ( log )

410 10 : log[ ]

410 : log[ ]

e a bC

K e e a e b

K b b e

Base faible

Si pH pK pK C

K K K K CSi pH

C C KSi pH

Série N°2 : Ex IXOn titre 10 ml d’une solution de NH3 par HCL à 10-1mole/l

1. Ecrire la réaction du dosage

2. Le volume à l’équivalence de HCl est égal à 20ml. Déterminer la concentration de l’ammoniac

3. Donner l’expression du pH avant et après l’équivalence

4. Calculer le pH à la demi-équivalence et à l’équivalence

5. Schématiser la courbe de variation du pH en fonction du volume d’acide versé

Donnée : pKa(NH4+/NH3)=9.2

Série N°2 : Ex IX

1. Ecrire la réaction du dosage

On titre 10 de NH3 par HCl 10-1 M, la réaction est :

3 3 4 2

NH HCl NH Cl

NH H O NH H O

Série N°2 : Ex IX2. Le volume à l’équivalence de HCl est égal à 20ml. Déterminer la

concentration de l’ammoniac

A l’équilibre on a :

1000 1000

A A B BN V N V

1. 10 .20: /

A ANH NH

N VDonc C N mole l

Série N°2 : Ex IX

3. Donner l’expression du pH avant et après l’équivalence

La réaction du titrage est : 3 3 4 2

NH H O NH H O

t t n n n

' c :eqt t mélanged acide faibleet desabase onjuguée

n npH pK

:eqt t acide fort

410 log[ ]

10 : log

n n a a e

C C KsiC pH

siC pH C

Série N°2 : Ex IX

4. Calculer le pH à la demi-équivalence et à l’équivalence

À la demi équivalence on n=n0/2

À l’équivalence on un acide faible

0loga a

n npH pK pK

20.10 .10

(10 20).10

12( log ) 5,19apH pK C

Série N°2 : Ex IX5. Schématiser la courbe de variation du pH en fonction du volume

d’acide versé

Série N°3 : Ex I

1. Calculer le produit de solubilité des sels suivants à 25°C sachant que leur solubilité est donnée en g/l à la même température

Ca3(PO4)2 2,5.10-3

MgF2 8,7.10-3

2. Calculer la solubilité en mole/l des sels suivants à 25°C sachant que leur produit de solubilité à 25°C est :

CaCO3 Ks= 8,710-9

Fe(OH)3 Ks= 1,1 10-36

Ag2CrO4 Ks= 10-12

Masses molaires : Mg=24 ; F=19 ; O=16 Ca=40 P= 30

Série N°3 : Ex I1. Calculer le produit de solubilité des sels suivants à 25°C sachant que

leur solubilité est donnée en g/l à la même température

Ca3(PO4) 2 2,5.10-3

3 4 2 4( ) 3 2

Ca PO Ca PO

2 3 3 2 3 2

[ ] [ ] (3 ) .(2 )

sK Ca PO s s

3 4 2( )

24 5 5

2,5.10 / 8,12.10 /

3,81.10 .

M g mole

s g l mole l

K mole l

Série N°3 : Ex I1. Calculer le produit de solubilité des sels suivants à 25°C sachant que

leur solubilité est donnée en g/l à la même température

MgF2 8,7.10-3

MgF Mg F

2 2 2 2

[ ].[ ] .(2 )

sK Mg F s s

11 3 3

8,7.10 / 1,403.10 /

1,1.10 .

M g mole

s g l mole l

K mole l

Série N°3 : Ex I2. Calculer la solubilité en mole/l des sels suivants à 25°C sachant que

leur produit de solubilité à 25°C est :

CaCO3 Ks= 8,710-9

3 3CaCO Ca CO

59,33.10 /ss K mole l

Fe(OH)3 Ks= 1,1 10-36

3( ) 3Fe OH Fe OH

3 4.(3 ) 27.sK s s s

34 4,493.10 /

sKs mole l

Ag2CrO4 Ks= 10-12

2 4 42Ag CrO Ag CrO

2 3.(2 ) 4.sK s s s

53 6,3.10 /4

sKs mole l

Série N°3 : Ex II

On ajoute une solution de nitrate d’argent (AgNO3) à une solution contenant un mélange équimolaire de NaCl et NaBr.

Quel est l’halogénure qui précipite le premier : AgCl ou AgBr ? Expliquer pourquoi.

Ks (AgCl)=2,8.10-10(mole/l)2 ; Ks (AgBr)=5.10-13(mole/l)2

Série N°3 : Ex IIQuel est l’halogénure qui précipite le premier : AgCl ou AgBr ? Expliquer

pourquoi.

AgCl Ag Cl

( )AgCl ss K AgCl

AgBr Ag Br

( )AgBr ss K AgBr

AgBr AgCls s

AgBr qui précipiteen premier

On mélange 100 cm3 d'une solution d'ammoniac NH3, de concentration 1 mole/l avec 400 cm3 d'une solution de chlorure de ammonium, de concentration 0,5 mole/l. (pKa=9,3).

1-Calculer le pH de la solution obtenue.

2-On ajoute un excès de Fe(OH)2 solide .Calculer la masse de Fe2+dissous dans cette solution (le volume de la solution restant constant) .

Ks(Fe(OH)2)=10-15 (mole/ l)3 M Fe(OH)2 = 56g/mole

1-Calculer le pH de la solution obtenue.

Le mélange de formé par les solutions de NH3 et NH4Cl constitue une solution tampon, donc :

[ ]log

NHpH pK

1.100.10 0,5.400[ ] ;[ ] ; 9,3

500.10 500aNH NH pK

Série N°3 : Ex III2-On ajoute un excès de Fe(OH)2 solide .Calculer la masse de Fe2+dissous

dans cette solution (le volume de la solution restant constant) .

Lorsque on ajoute un excès de Fe(OH)2 solide dans la solution , il s’établit en plus l’équilibre suivant :

Le pH est imposé par la solution tampon donc :

[ ].[ ]s

Fe OH Fe OH

K Fe OH

[ ][ ]

.10[ ]

[ ]. .10

.10 . .

K M Vm

. .: 56 /

10 ( / )

A N M g mole

K mole l

42,8.10m g

Série N°3 : Ex IV

Solubilité du sulfate de plomb :

Le sulfate de plomb Pb(SO4) a un produit de solubilité Ks=1,6.10-8.

1) Calculer sa solubilité s dans l'eau .

2) Calculer sa solubilité s1 dans une solution décimolaire de nitrate de plomb Pb(NO3)2.

3) Calculer la solubilité s2 dans une solution à 0,001 mol.L-1 de sulfate de sodium Na2(SO4)

MPb= 207,2 g.mol-1 ; MS= 32 g.mol-1 ; MO= 16 g.mol-1

Série N°3 : Ex IV

1) Calculer sa solubilité s dans l'eau .

Solubilité dans l’eau pure de Pb(SO4), ona :

4 4( )Pb SO Pb SO

4[ ].[ ]s

K Pb SO s

41,21.10 /s mole l

Série N°3 : Ex IV2) Calculer sa solubilité s1 dans une solution décimolaire de nitrate de

plomb Pb(NO3)2.

Solubilité s1 dans Pb(NO3)2 (0,1 M), on a :

L’équilibre de dissociation de PbSO4 en présence de Pb(NO3)2 est :

s1<< s : effet de l’ion commun

10 2.10

Pb NO Pb NO

4 1 1[ ].[ ] ( 10 ).sK Pb SO s s

Pb SO Pb SO

1,6.10 /

sKOr s s

s mole l

Série N°3 : Ex IV3) Calculer la solubilité s2 dans une solution à 0,001 mol.L-1 de sulfate de

sodium Na2(SO4)

Solubilité s2 dans Na2(SO4) (10-3 M), on a :

L’équilibre de dissociation de PbSO4 en présence de Na2(SO4) est :

2.10 10

Na SO Na SO

4 2 2[ ].[ ] ( 10 ).sK Pb SO s s

Pb SO Pb SO

5,17.10 /

sK s s

s mole l

Série N°3 : Ex V

le produit de solubilité de Mg(OH)2 est égal à 6.10-12

1) Calculer sa solubilité

2) Déterminer le pH de début de précipitation de Mg(OH)2 pour une concentration en Mg2+ égale à 0,1mole/l.

Série N°3 : Ex V

1) Calculer sa solubilité

L’équilibre de dissociation de Mg(OH)2 dans l’eau pure est :

2 2 3[ ].[ ] 4.sK Mg OH s

2( ) 2

Mg OH Mg OH

43 1,14.10 /4

sKs mole l

Série N°3 : Ex V2) Déterminer le pH de début de précipitation de Mg(OH)2 pour une

concentration en Mg2+ égale à 0,1mole/l.

Pour qu’il y ait précipitation il faut que : 2 2[ ].[ ] sMg OH K

[ ] ; [ ][ ] [ ]

K KOH OH

Mg H O

Kdonc H O

14 12 2

. . : 10 ; 6.10 ; [ ] 0,1

[ ] 1,29.10

e sA N K K Mg M

: 8,9donc pH

Série N°3 : Ex VI

Les produits de solubilité de AgNO2 et AgCl sont respectivement 10-4 et 2,8 10-8 mole2.l-2

1- Calculer les solubilités de ces deux sels séparément

2- Quel serait l’effet d’une diminution du pH du milieu sur la solubilité de AgNO2 ?Justifier la réponse à partir des équilibres mis en jeu (on admettra que Ag+ est un ion indifférent dans ces conditions ).

3- Quel effet a la diminution du pH du milieu sur la solubilité de AgCl?

4- Calculer la nouvelle solubilité de AgNO2 dans une solution de AgClà 0,1 mole/l .

Série N°3 : Ex VI

1- Calculer les solubilités de ces deux sels séparément

L’équilibre de dissociation des deux espèces est :

2 2AgNO Ag NO 2 2( ) 0,01 /AgNO ss K AgNO mole l

AgCl Ag Cl 4( ) 1,67.10 /AgCl ss K AgCl mole l

Série N°3 : Ex VI2- Quel serait l’effet d’une diminution du pH du milieu sur la solubilité

de AgNO2 ?Justifier la réponse à partir des équilibres mis en jeu (on admettra que Ag+ est un ion indifférent dans ces conditions ).

L’ion hydronium réagit avec l’ions NO2- pour donner l’acide nitreux selon

la réaction :

Par conséquent l’équilibre

Se déplace dans le sens 1 pour compenser la diminution des ions NO2-

(loi de Le Chatelier)

2 3 2 2NO H O HNO H O

AgNO Ag NO

lubpH so ilité

Série N°3 : Ex VI

3- Quel effet a la diminution du pH du milieu sur la solubilité de AgCl ?

Les ions Ag+ et Cl- sont des ions indifférents du point de vue acido-basique

Par conséquent la diminution du pH n’aura aucun effet sur la solubilité de AgCl.

Série N°3 : Ex VI4- Calculer la nouvelle solubilité de AgNO2 dans une solution de AgCl à

0,1 mole/l .

On a s’<<< s donc la solubilité diminue. On dit que qu’il y a recul de la solubilité ou effet d’ions commun.

' '0,1

AgNO Ag NO

( ) ( 0,1).

0,1 10 /0,1

K AgNO s s

Ks s mole

0,1 0,1

AgCl Ag Cl

Série N°3 : Ex VII1) Donner les réactions qui peuvent avoir lieu entre les couples.

Expliquer pourquoi.

a) HNO3/NO et Fe3+/Fe2+

b) Br2/Br- et S4O62- / S2O3

2) Expliquer l'action du chlore sur le fer et l'argent. Pourquoi n'agit-il pas sur l'or?

E°( HNO3/NO) = 0,96V E°( Fe3+/Fe2+) = 0,77V

E°( Br2/Br-) = 1,07V E°( S4O62- / S2O3

2-) = 0,09V

E°(Cl2/ Cl- )=1.36V/E.N.H ; E°(Fe2+ / Fe)= -0.44V/E.N.H ;

E°(Ag+ / Ag )=0.80V/E.N.H ; E°(Au3+ / Au )=1.42V/E.N.H.

Série N°3 : Ex VI1) Donner les réactions qui peuvent avoir lieu entre les couples.

Expliquer pourquoi.

a) HNO3/NO et Fe3+/Fe2+

Les deux demi-réaction sont :

3HNO réagiraavec Fe

0 0 3 2

1 3 2( / ) ( / )E HNO NO E Fe Fe

1 ( 3)

HNO H e NO H O

Fe Fe e

___________________________________

. .:3 3 3 2R G Fe HNO H Fe NO H O

Série N°3 : Ex VI1) Donner les réactions qui peuvent avoir lieu entre les couples.

Expliquer pourquoi.

b) Br2/Br- et S4O62- / S2O3

Les deux demi-réaction sont :

2 2 3Br réagiraavecS O

0 0 2 2

1 2 2 4 6 2 3( / ) ( / )E Br Br E S O S O

2 3 4 6

Br e Br

S O S O e

2 2 3 4 6

_______________________

. .: 2 2R G Br S O Br S O

Série N°3 : Ex VI2) Expliquer l'action du chlore sur le fer et l'argent. Pourquoi n'agit-il pas

sur l'or?

Un oxydant va réagir avec tous les réducteurs qui sont situés en dessous de lui sur l’échelle de potentiel.

Donc le chlorure va réagir Ag et Fe et pas avec l’or.

Cl Ag Ag Cl

Cl Fe Cl Fe

Série N°4 : Ex I

Calculer les degrés d'oxydation des éléments suivants:

Azote: NO2 , HNO3, NH3, NO, NH4+ .

Cuivre: Cu2+, CuOH , Cu(OH)2.

Soufre: H2SO4, H2S, S2O32-, Na2S2O8.

Série N°4 : Ex ICalculer les degrés d'oxydation des éléments suivants:

Azote: NO2 , HNO3, NH3, NO, NH4+ .

2 : 4NO

3 : 5HNO

3 : 3NH

4 : 3NH

Cuivre: Cu2+, CuOH , Cu(OH)2.

2 : 2Cu

: 1CuOH

2( ) : 2Cu OH

Soufre: H2SO4, H2S, S2O32-, Na2S2O8.

2 4 : 6H SO

2 : 2H S

2 3 : 2S O

2 2 8 : 7Na S O

Série N°4 : Ex II

Calculer les concentrations des diverses espèces dans les mélanges suivants ainsi que le potentiel de Nernst :

1. 20 mL de KI 0,2 mol.L-1 + 50 mL de I2 0,25 mol.L-1

2. 150 mL de FeCl3 0,12 mol.L-1 + 200 mL de FeCl2 0,22 mol.L-1

E° (I2 / I-) = 0.62V/E.N.H E° (Fe3+ / Fe2+) = 0.77 V/E.N.H

Série N°4 : Ex IICalculer les concentrations des diverses espèces dans les mélanges

suivants ainsi que le potentiel de Nernst :

1. 20 mL de KI 0,2 mol.L-1 + 50 mL de I2 0,25 mol.L-1

Concentration des diverses espèces :Quantité de matière de I- :

Quantité de matière de I2 :

Sachant que le volume de la solution totale est :

Potentiel de Nernst:

3( ) . ; 0,2 / 20.10KI KI KI KIn I C V C mole l etV l

2 2 2 2

2( ) . ; 0,25 / 50.10I I I In I C V C mole l etV l

2T I KIV V V

.[ ] 0,0571 /KI KI

C VI mole l

.[ ] 0,179 /

C VI mole l

onala réaction

I e I 0 2

[ ]0,06log 0,67

IE E V

Série N°4 : Ex IICalculer les concentrations des diverses espèces dans les mélanges

suivants ainsi que le potentiel de Nernst :

2. 150 mL de FeCl3 0,12 mol.L-1 + 200 mL de FeCl2 0,22 mol.L-1

Concentration des diverses espèces :Quantité de matière de Fe3+ :

Quantité de matière de Fe2+ :

Sachant que le volume de la solution totale est :

Potentiel de Nernst:

3( ) .FeCl FeCln Fe C V

2 3T FeCl FeClV V V

2 2FeCl2.

[ ] 0,154 /FeCl

C VFe mole l

[ ] 0,125 /FeCl FeCl

C VFe mole l

onala réaction

Fe e Fe

0,06 [ ]log 0,75

FeE E V

2( ) .FeCl FeCln Fe C V

Soit une solution contenant les ions Zn2+, Ag+, Fe2+

1. Ecrire la réaction d'équilibre qui a lieu.

2. Calculer la constante de cet équilibre.

3. Déterminer le potentiel d'équilibre.

E° (Zn2+/ Zn) = -0.76V , E° (Ag+ /Ag) = 0.80 V , E° (Fe2+ /Fe3+) = 0.77V

1. Ecrire la réaction d'équilibre qui a lieu.

La réaction à lieu entre l’oxydant el plus fort et le reducteur le plus fort :

La réaction aura lieu entre Ag+ et Fe2+

___________________

Ag e Ag

Fe Fe e

Ag Fe Ag Fe

2. Calculer la constante de cet équilibre.

2 3Ag Fe Ag Fe

/ /. .

log0,06

Ag Ag Fe Fen m E E

3. Déterminer le potentiel d'équilibre.

/ /. .

Ag Ag Fe Fe

m E n E

Série N°4 : Ex IV

1. Ecrire les réactions d'oxydo-réduction des couples suivants:

ClO3-/ Cl- ; F2 / F- ; Cr2O7

2- / Cr3+ .

2. Ecrire la réaction d'équilibre lorsque Ce3+ est mis en présence des couples ci-dessous. Calculer la constante et le potentiel d’équilibre

E°( ClO3-/ Cl-) = 1.45V/E.N.H ; E° (F2 / F-) = 2.85 V/E.N.H;

E°( Cr2O72- / Cr3+) =1.36 V/E.N.H E° (Ce4+ / Ce3+) = 1.61 V/E.N.H

Série N°4 : Ex IV1. Ecrire les réactions d'oxydo-réduction des couples suivants:

ClO3-/ Cl- ; F2 / F- ; Cr2O7

2- / Cr3+ .

. . : 5

. . : 1

2H O3H O

e 96 6

2 2 2F e F

2 7Cr O 32Cr 2H O

3H Oe 2114 6

Série N°4 : Ex IV2. Ecrire la réaction d'équilibre lorsque Ce3+ est mis en présence des

couples ci-dessous. Calculer la constante et le potentiel d’équilibre

La réaction à lieu entre l’oxydant el plus fort et le reducteur le plus fort :

La réaction aura lieu entre F2 et Ce3+

Par définition :

2 32 7

ClO Cl

Cr O Cr

1 ( 2)

___________________

Ce Ce e

F Ce F Ce

log 4,31 2,15.100,06

F F Ce Cen m E E

/ /. .

2,44F F Ce Ce

m E n E

E Vn m

Série N°4 : Ex V

On considère les couples (Fe3+/Fe2+) et (I-3/I-)

1. Ecrire les réactions correspondantes à ces deux couples.

2. Ecrire la réaction des ions Fe3+ sur les ions I-

3. Calculer le potentiel normal E° (Fe3+/Fe2+) connaissant la constante d’équilibre K= 108 et E°(I-

3/I-)= 0,53V

Série N°4 : Ex VOn considère les couples (Fe3+/Fe2+) et (I-

1. Ecrire les réactions correspondantes à ces deux couples.

3Fe 2Fe e 1

Série N°4 : Ex VOn considère les couples (Fe3+/Fe2+) et (I-

2. Ecrire la réaction des ions Fe3+ sur les ions I-

3Fe 2Fe e 1 ( 2)

_________________________________

2 3 2Fe I Fe I

Série N°4 : Ex V3. Calculer le potentiel normal E° (Fe3+/Fe2+) connaissant la constante

d’équilibre K= 108 et E°(I-3/I-)= 0,53V

/ /. .

log0,06

Fe Fe I In m E E

Fe FeE V

Série N°4 : Ex VI

On souhaite doser une solution de Fe2+ par Cr2O72-.

1. Dans quelle condition de pH ce dosage est-il possible?

2. Donner l'expression du potentiel avant et après l'équivalence.

3. Pour 10 ml de Fe2+, l'équivalence est obtenue avec 20 ml de Cr2O72- à

10-2 mole/l. Calculer la concentration de la solution Fe2+.

4. Tracer la courbe de dosage E=f (volume de Cr2O72- )

Données: E° (Cr2O72- /Cr3+) = 1,33 V E° (Fe3+/Fe2+) = 0,77 V

Série N°4 : Ex VI

1. Dans quelle condition de pH ce dosage est-il possible?

on a les deux demi réactions :

2 7Cr O 32Cr 2H O

3H Oe 2114 6 3Fe 2Fe e 1

0,06 [ ]log

o FeE E

2 7 31 1 3 2

[ ].[ ]0,06log

o Cr O H OE E

2 71 1 3 2

[ ]0,060,14 log

o Cr OE E pH

1 1 0,14o o

appE E pH

Plus pH augmente plus le pouvoir oxydant de Cr2O72- diminue

et plus le pouvoir réducteur de Cr3+ augmente. Le dosage est donc possible si :

Eoapp(Cr2O7

2-/Cr3+)>Eo(Fe3+/Fe2+)

1 1 2: 0,14o o o

applaconditiondu dosageest E E pH E

Série N°4 : Ex VI

2 7Cr O 32Cr

2H O3H O

e 2114 6

3Fe 2Fe e 1 ( 6)

2 2 3 3

2 7 3 2

_____________________________________

6 14 2 6 21Fe Cr O H O Cr Fe H O

[ ]: 0,77 0,06log

Feavant E

[ ]0,06: 1,33 0,14 log

6 [ ]app

Cr Oaprès E pH

Série N°4 : Ex VI3. Pour 10 ml de Fe2+, l'équivalence est obtenue avec 20 ml de Cr2O7

2- à 10-2 mole/l. Calculer la concentration de la solution Fe2+.

2 2 2 22 7 2 7

. .Cr O Cr O Fe Fe

N V N V

2 22 7

2 76.[ ]. [ ].Cr O Fe

NC Cr O V Fe V

2[ ] 0,12 /Fe mole l

Série N°4 : Ex VIIOn étudie les propriétés réductrices des ions I- à 25 o C

Soit une solution de 30 ml de I- de concentration inconnue.

1. Le pH étant fixé à zéro. Choisi parmi les réactifs celui qui permettra de titrer cet ion : Cd2+, Cu2+, Cr2O2-

7, Cr3+, Sn4+

2. Ecrire la réaction de titrage

3. Calculer la constante et le potentiel de cet équilibre. Que remarquez-vous ?

4. La neutralisation a été obtenue après addition de 10 ml de réactif de concentration 10-2 mol/l. Déterminer la concentration de la solution inconnue

Eo(I2/I-) = 0,62 V/ENH , Eo(Cd2+ /Cd) = - 0,40 V/ENH ,

Eo(Cr3+ /Cr 2+) = - 0,41 V/ENH , Eo (Cu2+ /Cu) = 0,34 V/ENH,

Eo(Cr2O2-7 /Cr3+) = 1,33 V/ENH , Eo(Sn4+ /Sn 2+) = 0,15 V/ENH

Série N°4 : Ex VI

2 7Cr O 32Cr

2H O3H O

e 2114 6

3Fe 2Fe e 1 ( 6)

2 7 3 2

_____________________________________

6 14 2 21Fe Cr O H O Cr H O

[ ]: 0,77 0,06log

Feavant E

[ ]0,06: 1,33 0,14 log

6 [ ]app

Cr Oaprès E pH

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