La concentration et les solutions électrolytiques exercices corrigés
⚡Exercice : Questions de cours (Solutions électrolytiques et concentration)
Donner la définition d’un solide ionique. Qu’est-ce qui assure la cohésion d’un tel solide ?
Donner les formules chimiques des solides ioniques suivants et préciser les ions qui les constituent :
– Chlorure de sodium
– Fluorure de calcium
Définir l’électronégativité d’un élément. Comment varie-t-elle dans le tableau périodique ?
Qu’est-ce qu’une liaison covalente polarisée ? À quelles conditions une molécule est-elle polaire ?
Pourquoi la molécule d’eau est-elle polaire ? Justifier en utilisant la notion d’électronégativité.
Donner la définition d’une solution électrolytique. Quels types de corps peuvent donner des solutions électrolytiques ?
Écrire les équations de dissolution dans l’eau des espèces suivantes :
– Chlorure de sodium solide \( NaCl_{(s)} \)
– Acide sulfurique liquide \( H_2SO_{4(l)} \)
– Chlorure d’hydrogène gazeux \( HCl_{(g)} \)
Donner la définition de la concentration molaire \( C \) d’une espèce chimique en solution. Donner son unité et sa formule.
Pour une solution aqueuse de chlorure de calcium \( CaCl_2 \), donner la relation entre la concentration molaire de la solution \( C \) et les concentrations molaires effectives des ions \( [Ca^{2+}] \) et \( [Cl^-] \).
Un solide ionique est formé d’ions positifs (cations) et d’ions négatifs (anions) régulièrement disposés dans l’espace, formant une structure solide appelée cristal.
Le solide ionique est électriquement neutre : il contient autant de charges positives que de charges négatives.
Cohésion : L’interaction électrique (attraction) entre les ions de signes opposés assure la cohésion du solide ionique.
Chlorure de sodium
\( NaCl \)
\( Na^+ \) et \( Cl^- \)
Fluorure de calcium
\( CaF_2 \)
\( Ca^{2+} \) et \( F^- \)
L’électronégativité d’un élément est la tendance d’un atome de cet élément à attirer le doublet d’électrons d’une liaison covalente qu’il forme avec un autre atome.
Variation dans le tableau périodique :
- Elle augmente de gauche à droite le long d’une période.
- Elle augmente de bas en haut le long d’une colonne.
💡 Exemple : Le fluor (F) est l’élément le plus électronégatif.
Une liaison covalente polarisée est une liaison dans laquelle le doublet d’électrons est attiré par l’atome le plus électronégatif, ce qui crée un dipôle : une charge partielle négative \( \delta^- \) sur l’atome le plus électronégatif et une charge partielle positive \( \delta^+ \) sur l’autre atome.
Une molécule est polaire lorsque le barycentre des charges positives ne coïncide pas avec celui des charges négatives.
💡 Remarque : La polarité d’une molécule dépend à la fois de la polarité des liaisons et de sa forme géométrique.
La molécule d’eau \( H_2O \) est polaire pour deux raisons :
- L’oxygène est plus électronégatif que l’hydrogène, donc les liaisons \( O-H \) sont polarisées (l’oxygène porte une charge partielle négative \( \delta^- \), les hydrogènes portent des charges partielles positives \( \delta^+ \)).
- La molécule a une forme coudée (géométrie non linéaire), donc le barycentre des charges positives ne coïncide pas avec celui des charges négatives.
Une solution électrolytique est une solution qui conduit le courant électrique car elle contient des ions mobiles.
Les corps qui donnent des solutions électrolytiques (appelés électrolytes) sont :
- Les solides ioniques (ex : \( NaCl \), \( CaF_2 \))
- Les molécules polaires (ex : \( HCl \), \( H_2SO_4 \), \( NH_3 \))
💡 Remarque : L’eau distillée ne conduit pas le courant électrique car elle ne contient pas d’ions.
Chlorure de sodium solide :
Acide sulfurique liquide :
Chlorure d’hydrogène gazeux :
La concentration molaire \( C \) d’une espèce chimique en solution est la quantité de matière de soluté par litre de solution.
Unité : \( \text{mol} \cdot \text{L}^{-1} \) (ou \( \text{mol/L} \))
Notation : La concentration molaire effective d’une espèce \( X \) est notée \( [X] \).
L’équation de dissolution du chlorure de calcium \( CaCl_2 \) dans l’eau est :
Les relations entre la concentration molaire de la solution \( C \) et les concentrations effectives des ions sont :
💡 Généralisation : Pour \( X_aY_b \rightarrow aX^{b+} + bY^{a-} \), on a \( [X^{b+}] = a \cdot C \) et \( [Y^{a-}] = b \cdot C \).
🧪Exercice 1 : Polarité des molécules
On considère les molécules suivantes :
Déterminer les molécules qui ont une structure polaire. Justifier la réponse.
Le dioxyde de carbone \( CO_2 \) est peu soluble dans l’eau. Donner une explication à ce fait.
Une molécule est polaire lorsque le barycentre des charges positives ne coïncide pas avec celui des charges négatives.
Une molécule est non polaire lorsque ces deux barycentres coïncident.
💡 Règle : « Semblable dissout semblable » : les molécules polaires se dissolvent dans les solvants polaires (comme l’eau).
a) Chlorure d’hydrogène \( HCl \)
Le chlore est plus électronégatif que l’hydrogène.
Le barycentre des charges négatives (sur Cl) ne coïncide pas avec celui des charges positives (sur H).
b) Dioxyde de carbone \( CO_2 \)
Les liaisons \( C=O \) sont polarisées (oxygène plus électronégatif que le carbone).
La molécule est linéaire et les deux dipôles s’annulent.
Le barycentre des charges positives coïncide avec celui des charges négatives.
c) Ammoniac \( NH_3 \)
L’azote est plus électronégatif que l’hydrogène.
La molécule a une forme pyramidale.
Le barycentre des charges négatives (sur N) ne coïncide pas avec celui des charges positives (base de la pyramide).
📌 Conclusion : Les molécules polaires sont \( HCl \) et \( NH_3 \).
\( CO_2 \) est une molécule non polaire.
Le dioxyde de carbone \( CO_2 \) est peu soluble dans l’eau car :
- \( CO_2 \) est une molécule non polaire (comme montré à la question 1).
- L’eau est un solvant polaire.
- D’après la règle « semblable dissout semblable », les molécules non polaires se dissolvent peu dans les solvants polaires.
💡 Comparaison : \( HCl \) et \( NH_3 \) sont polaires donc très solubles dans l’eau.
📌 Récapitulatif des résultats
| Molécule | Forme géométrique | Polarité | Solubilité dans l’eau |
|---|---|---|---|
| \( HCl \) | Linéaire | Polaire | Très soluble |
| \( CO_2 \) | Linéaire | Non polaire | Peu soluble |
| \( NH_3 \) | Pyramidale | Polaire | Très soluble |
📌 Règle à retenir : « Semblable dissout semblable » — Les molécules polaires se dissolvent dans les solvants polaires.
🧪Exercice 2 : Formules des solides ioniques
Compléter le tableau suivant en écrivant la formule chimique de chaque solide ionique formé à partir des ions indiqués.
| Formule du solide ionique | Ions constitutifs |
|---|---|
| \( I^- \) et \( K^+ \) | |
| \( Cl^- \) et \( Cu^{2+} \) | |
| \( NO_3^- \) et \( Fe^{3+} \) | |
| \( SO_4^{2-} \) et \( K^+ \) |
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🧪Exercice 3 : Équations de dissolution des solides ioniques
Écrire l’équation chimique de dissolution dans l’eau de chacun des solides ioniques suivants :
Écrire l’équation de dissolution du chlorure d’ammonium \( NH_4Cl \) dans l’eau.
Écrire l’équation de dissolution du carbonate de potassium \( K_2CO_3 \) dans l’eau.
Écrire l’équation de dissolution du phosphate de potassium \( K_3PO_4 \) dans l’eau.
Écrire l’équation de dissolution du sulfate d’aluminium \( Al_2(SO_4)_3 \) dans l’eau.
Écrire l’équation de dissolution du sulfate d’ammonium \( (NH_4)_2SO_4 \) dans l’eau.
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🧪Exercice 4 : Polarité des molécules et solubilité
Données : Électronégativités de quelques éléments chimiques :
\( \chi(N) = 3,0 \)
\( \chi(C) = 2,6 \)
\( \chi(H) = 2,2 \)
On considère les molécules suivantes :
Méthanol
\( CH_4O \)
Ammoniac
\( NH_3 \)
Cyanure d’hydrogène
\( HCN \)
Dioxyde de carbone
\( CO_2 \)
Déterminer les molécules qui ont une structure polaire, en justifiant votre réponse.
La solubilité du dioxyde de carbone \( CO_2 \) dans l’eau est faible, tandis que celle de l’ammoniac \( NH_3 \) est élevée.
Donner une explication à ces observations.
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🧪Exercice 5 : Chlorure de fer (III) – Dissolution et concentrations
On dissout une masse \( m = 4,05 \, \text{g} \) de chlorure de fer (III) dans de l’eau distillée pour préparer une solution de volume \( V = 100 \, \text{mL} \).
Données :
- \( M(Fe) = 55,8 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
- \( M(Cl) = 35,5 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
Écrire la formule chimique du chlorure de fer (III).
Écrire l’équation chimique de la dissolution du chlorure de fer (III) dans l’eau.
Calculer la concentration molaire de la solution.
Calculer les concentrations molaires effectives des ions présents dans la solution.
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🧪Exercice 6 : Hydroxyde de calcium – Dissolution et concentrations
On dissout une masse \( m = 3,7 \, \text{g} \) d’hydroxyde de calcium solide \( Ca(OH)_2 \) dans de l’eau pure. Le volume de la solution obtenue est \( V = 250 \, \text{mL} \).
Données :
- \( M(H) = 1 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
- \( M(O) = 16 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
- \( M(Ca) = 40 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
Calculer la concentration massique \( C_m \) du soluté dans la solution.
En partant de la définition de la concentration molaire \( C \), établir la relation :
Calculer la valeur de \( C \).
En déduire les concentrations molaires effectives des ions présents dans la solution.
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🧪Exercice 7 : Sulfate de cuivre pentahydraté
On pèse une masse \( m = 15,8 \, \text{g} \) de sulfate de cuivre pentahydraté de formule chimique \( CuSO_4 \cdot 5H_2O \).
Données :
\( M(S) = 32 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
\( M(O) = 16 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
\( M(H) = 1 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
Calculer la quantité de matière correspondant à cette masse.
On prépare un volume \( V = 500 \, \text{mL} \) d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre en dissolvant cette masse dans l’eau.
En déduire la concentration molaire de la solution et les concentrations molaires effectives des ions \( Cu^{2+} \) et \( SO_4^{2-} \).
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🧪Exercice 8 : Acide chlorhydrique commercial – Dilution
Sur l’étiquette d’une bouteille de solution commerciale \( (S) \) d’acide chlorhydrique, on lit les informations suivantes :
- Masse volumique : \( \rho = 1,19 \, \text{kg} \cdot \text{L}^{-1} \)
- Pourcentage massique en acide chlorhydrique : \( P = 37\% \)
Données :
- \( M(H) = 1 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
- \( M(Cl) = 35,5 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
Calculer la concentration molaire \( C \) de l’acide chlorhydrique dans la solution commerciale.
On veut préparer un volume \( V_1 = 2 \, \text{L} \) d’une solution \( (S_1) \) d’acide chlorhydrique de concentration molaire \( C_1 = 1,5 \, \text{mol} \cdot \text{L}^{-1} \) à partir de la solution commerciale \( (S) \).
Déterminer le volume \( V \) de solution commerciale à prélever.
En déduire les concentrations molaires effectives des ions \( H^+ \) et \( Cl^- \) dans la solution diluée \( (S_1) \).
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🧪Exercice 9 : Sel de Mohr – Dissolution et préparation
Le sel de Mohr est un composé solide ionique se présentant sous forme de cristaux verts. Sa formule chimique est :
Sa masse molaire est \( M = 392 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \).
En utilisant la formule chimique du sel de Mohr, montrer que le fer se trouve sous forme d’ions \( Fe^{2+} \) (fer II).
Écrire l’équation chimique de dissolution de ce composé dans l’eau.
On veut préparer un volume \( V = 100 \, \text{mL} \) d’une solution aqueuse de sel de Mohr telle que la concentration molaire effective en ions \( Fe^{2+} \) soit \( [Fe^{2+}] = 0,10 \, \text{mol} \cdot \text{L}^{-1} \).
Quelle masse de sel de Mohr faut-il peser ?
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🧪Exercice 10 : Solubilité et concentrations des ions
La solubilité d’un composé ionique dans l’eau est la masse maximale de ce composé que l’on peut dissoudre dans 1 litre d’eau. La solution obtenue est alors dite saturée.
Le tableau suivant donne les valeurs de la solubilité \( s \) dans l’eau de quelques composés ioniques à \( 20^\circ \text{C} \) :
| Composé ionique | \( NaCl \) | \( NH_4Cl \) | \( KNO_3 \) |
|---|---|---|---|
| \( s \, (\text{g} \cdot \text{L}^{-1}) \) | 360 | 372 | 316 |
Données :
\( M(N) = 14,0 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
\( M(H) = 1,0 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
\( M(K) = 39,1 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
\( M(Cl) = 35,5 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
\( M(Na) = 23,0 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
Écrire les équations chimiques de dissolution dans l’eau de chacun de ces composés ioniques.
Calculer les concentrations molaires effectives des ions présents dans une solution saturée de chaque composé.
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🧪Exercice 11 : Solutions d’hydroxydes – Mélange
On prépare deux solutions aqueuses :
- Solution \( S_1 \) : On dissout \( 50 \, \text{mg} \) d’hydroxyde de calcium \( Ca(OH)_2 \) dans l’eau pour obtenir \( 100 \, \text{mL} \) de solution.
- Solution \( S_2 \) : On dissout \( 80 \, \text{mg} \) d’hydroxyde de potassium \( KOH \) dans l’eau pour obtenir \( 100 \, \text{mL} \) de solution.
Données :
\( M(H) = 1,0 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
\( M(Ca) = 40,1 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
\( M(K) = 39,1 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
Calculer la concentration molaire de chaque solution.
On mélange un volume \( V_1 = 50 \, \text{mL} \) de la solution \( S_1 \) avec un volume \( V_2 = 50 \, \text{mL} \) de la solution \( S_2 \).
Calculer les concentrations molaires effectives des ions présents dans le mélange (aucune réaction entre les solutions).
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💊Exercice 12 : Comprimé pour l’estomac
Un comprimé pour l’estomac, utilisé pour traiter les ulcères gastriques, a une masse totale de \( 8,33 \, \text{g} \) et est composé de :
- \( 680 \, \text{mg} \) de carbonate de calcium
- \( 80 \, \text{mg} \) d’hydrogénocarbonate de magnésium
- Des excipients (substances non actives)
Données :
\( M(C) = 12 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
\( M(O) = 16 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
\( M(Mg) = 24 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
\( M(Ca) = 40 \, \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \)
Calculer la masse des excipients présents dans un comprimé.
Donner les formules chimiques du carbonate de calcium et de l’hydrogénocarbonate de magnésium.
On dissout un comprimé dans de l’eau distillée.
Écrire les équations de dissolution du carbonate de calcium et de l’hydrogénocarbonate de magnésium dans l’eau.
Calculer les quantités de matière de carbonate de calcium et d’hydrogénocarbonate de magnésium dans un comprimé.
En déduire les quantités de matière des ions obtenus après dissolution complète du comprimé.
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