CHIMIE - cnp.com.tncnp.com.tn/cnp.tn/arabic/PDF/224371P00.pdfii. structure des hydrocarbures aliphatiques iii.nomenclature systÈmatique pour des hydrocarbures aliphatiques iv.quelques

CHIMIE3ème année de l`enseignement secondaire

Sciences de l’informatique

LES AUTEURS

Khaled BOUJLEL

Professeur universitaire

Habib MEDDOURI Nasreddine MEKNI Hatem ALOUI

Inspecteur principal Professeur principal Professeur

LES ÉVALUATEURS

Mohamed Manef ABDRABBAH

Professeur universitaire

Ftouh DAOUD Slaheddine MIMOUNI

Inspecteur général de l’Education Inspecteur

-----------------------------Centre national pédagogique

REPUBLIQUE TUNISIENNEMINISTERE DE L’EDUCATION

PréfaceLe contenu de ce manuel est conforme au programme officiel de chimie destiné aux élèvesde 3ème année de lènseignement secondaire de la section sciences de l’informatiqueapplicable à partir de la rentrée scolaire 2006-2007.Il porte sur quatre thèmes:

- les solutions aqueuses électrolytiques;- les réactions acide base ;- les réactions d’oxydoréduction ;- les hydrocarbures aliphatiques.

La démarche utilisée pour le développement des chapitres de ce manuel est celle del’investigation constructive, de l’expérimentation et du raisonnement inductif. Cetteapproche, utilisée généralement pour l’enseignement des sciences physiques, estintéressante car elle s’appuie sur le réel vécu par l’élève.

Chaque chapitre de ce manuel comporte:- Des pré requis exigés pour la construction de nouvelles connaissances.- Un contenu de savoir et de savoir-faire pouvant être traité en séance de travaux

pratiques et permettant dínitier l´élève à la pratique dúne démarche scientifique.- Un exercice résolu avec des indications sur la démarche à suivre pour la résolution

du problème.- Un résumé du cours. - Des exercices variés permettant à l’élève de faire le point sur ses connaissances

et visant la consolidation et líntégration du savoir acquis. Des réponses courtes, auxquestions proposées dans ces exercices, sont données à la fin de ce manuel.

- Un document portant sur des sujets d’actualité (texte scientifique, article d´histoiredes sciences, application technologique, etc.) et dont le contenu scientifique est en relationdirecte avec le contenu de la leçon.

- Des adresses de sites Web pouvant être consultées par l´élève pour enrichir etconsolider davantage ses acquis.

Nous remercions d’avance tous ceux qui voudraient bien nous faire part de leurssuggestions, remarques et critiques concernant tant la forme que le fond du contenu de cemanuel.

Les auteurs.

© Tous droits réservés au Centre National Pédagogique - Tunis

PréfacePréface

Sommaire

C h a p i t r e 1 : Les é lec t ro ly tes

C h a p i t r e 2 : La so lub i l i t e des é lec t ro ly tes

C h a p i t r e 3 : La p réc ip i t a t i on des é l ec t ro ly t e s

C h a p i t r e 4 : Tes t s d ’ iden t i f i c a t i on de que lques i ons

Théme I : LES SOLUTIONS

I. LES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES ET LES ELECTROLYTES

II. LES ANIONS ET LES CATIONS. MISE EN EVIDENCE DE LA MIGRATION DES IONS

III. NOTION DE CONCENTRATION

IV. ELECTROLYTES FORTS ET ELECTROLYTES FAIBLES

APPLICATION SUR LE VECU

EXERCICE RESOLU

L’ESSENTIEL DU COURS

EXERCICES D’EVALUATION

EXERCICE DOCUMENTAIRE

I. SOLUTIONS NON SATUREES ET SOLUTIONS SATUREES

II. DEFINITIONS

III. FACTEURS AYANT UNE INFLUENCE SUR LA SOLUBILITE

EXERCICE RESOLU



DOCUMENT

I. REACTION DE PRECIPITATION

Il. FACTEURS AYANT UNE INFLUENCE SUR LA PRECIPITATION DES ELECTROLYTES

EXERCICE RESOLU



DOCUMENT

I. TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES CATIONS

II. TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES ANIONS

EXERCICE RESOLU



DOCUMENT

3

1 0

1 1

1 3

1 5

1 9

2 1

2 2

2 3

2 4

3 0

3 43 4

3 5

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4 1

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4 94 9

5 0

5 4

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5 8

6 1

6 3

7 1

7 3

7 5

7 6

8 0

mmaireSommaire

4

C h a p i t r e 5 : Les ac ides e t l e s bases de Brons ted

C h a p i t r e 6 : L’ ion i sa t ion p ropre de l ’ au

C h a p i t r e 7 : Le pH des so lu t i ons aqueuse s

Théme II : LES ACIDES ET LES BASES

I. CONDUCTIBILTE DE L’EAU PURE

II. L’IONISATION DE L’EAU ABOUTIT A UN ETAT D’EQUILIBRE

III. IONISATION DE L’EAU DANS LES SOLUTIONS AQUEUSES ELCTROLYTIQUES

EXERCICE RESOLU




C h a p i t r e 8 : Acides forts et acides faibles bases fortes et bases faibles

I. I. COMPARAISON DE LA FORCE DES ACIDES D’APRES LE pH DE LEURS SOLUTIONS

II. COMPARAISON DE LA FORCE DES BASES D’APRES LE pH DE LEURS SOLUTIONS


EXERCICE RESOLU



I. INTRODUCTION

II. DEFINITION DU pH

III. MESURE DU pH DES SOLUTIONS AQUEUSES

IV. L’ECHELLE DU pH


EXERCICE RESOLU



DOCUMENT


I. DEFINITION DES ACIDES ET DES BASES DE BRONSTED

II. EXEMPLES D’ACIDES USUELS

III. EXEMPLES DE BASES USUELLES


EXERCICE RESOLU




DOCUMENT

8 4

8 5

8 9

9 1

9 3

9 5

9 7

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1 3 7

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1 3 9

1 4 0

5

C h a p i t r e 9 : Réaction d’un acide fort avec une base forte

C h a p i t r e 1 0 : L e s r é a c t i o n s d ’ o x y d o r é d u c t i o n

C h a p i t r e 1 1 : Class i f i ca t ion é l ec t roch imique des mé taux p a r r a p p o r t a u d i h y d r o g é n e

C h a p i t r e 1 2 : L a c o r r o s i o n d e s m é t a u x

Théme III : LES REACTIONS D’OXYDOREDUCTION

Théme VII: ANALOGIE ENTRE U N E RÉACTION REDOX

I. REACTION D’UN ACIDE FORT AVEC UNE BASE FORTE

II. ETUDE QUANTITATIVE

III . APPLICATION : DOSAGE D’UN ACIDE FORT PAR UNE BASE FORTE ET RECIPROQUEMENT


EXERCICE RESOLU



I. DEFINITION ET IMPORTANCEII. LA CORROSION DES METAUX III. PROTECTION DES METAUX CONTRE LA CORROSIONEXERCICE RESOLUL’ESSENTIEL DU COURS


DOCUMENT

I. PRESENTATION SOMMAIRE DES METAUX ET DE LEURS IONS

II. ACTION DES ACIDES SUR LES METAUX

III. ACTION D’UN CATION METALLIQUE SUR UN METAL

IV. REACTIONS D’OXYDOREDUCTION. OXYDATION ET REDUCTION

V. LES COUPLES OXYDANT- REDUCTEUR OU COUPLE REDOX

VI. ECRITURE D’UNE EQUATION D’OXYDO- REDUCTION

VII. ANALOGIE ENTRE RÉACTION RÉDOX ET RÉACTION ACIDE-BASE

I. CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX

II. REACTION ENTRE LES ACIDES A ANION NON OXYDANT ET LES METAUX

III. CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DE QUELQUES ELEMENTS USUELS

IV. UTILISATION DE LA CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX

EXERCICE RESOLU



1 4 2

1 4 3

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1 5 0

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1 9 2

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2 0 2

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2 1 0

2 1 1

2 1 3

EXERCICE RESOLU




DOCUMENT

6

C h a p i t r e 1 3 : S t r u c t u r e e t n o m e n c l a t u r e d e s h y d r o c a r b u r e s a l i p h a t i q u e s

C h a p i t r e 1 4 : E t u d e d e q u e l q u e s r é a c t i o n s s p é c i f i q u e s d e s h y d r o c a r b u r e s a l i p h a t i q u e s s a t u r e s e t i n s a t u r e s

C h a p i t r e 1 5 : E t u d e d e q u e l q u e s r é a c t i o n s d e p o l y m e r i s a t i o n

I. INTRODUCTION

II. STRUCTURE DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES

III.NOMENCLATURE SYSTÈMATIQUE POUR DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES

IV.QUELQUES TYPES D’ISOMERIE

EXERCICE RESOLU




I. LES REACTIONS DE SUBSTITUTION SUR LES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES

SATURES

Il. LES REACTIONS D’ADDITIONS SUR LES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES

INSATURES

EXERCICE RESOLU



I. LES REACTIONS DE POLYMERISATION

II. EXEMPLES DE POLYMERES

I I I . PROPRIETES PHYSIQUES ET MECANIQUES DE QUELQUES POLYMERES

COURANTS

EXERCICE RESOLU



DOCUMENT

RÉSOLUTION DES EXERCICE

THEME IV LA CHIMIE ORGANIQUE

2 1 6

2 1 6

2 2 1

2 2 5

2 2 9

2 3 2

2 3 3

2 3 5

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2 4 1

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2 5 5

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2 5 8

2 5 9

2 6 2

7

LES PERIMETRES IRRIGUES DU BASSIN DE LA MEDJERDA

Théme I: LES SOLUTIONS

10

Chapitre 1 : Les électrolytes

Chapitre 1

Prérequis

Objectifs

L´élève sera capable de :

- définir un électrolyte, un anion et un cation ;-déterminer la concentration molaire d’une entité chimique;

- distinguer la concentration molaire d’un soluté et laconcentration molaire des ions en solution ;

- distinguer un électrolyte fort d’un électrolyte faible;- écrire l’équation chimique de la réaction d’ionisation

d’un électrolyte dans l’eau.

- Définir les notions de solvant, soluté, solution.- Citer les effets thermiques de la dissolution.

- Exprimer la concentration molaire.- Décrire comment préparer une solution aqueuse de

concentration molaire donnée.- Expliquer le passage du courant électrique dans les liquides.

Une eau minérale est-elle une eau pure ? Est-ce qu’elle conduit le courantélectrique ?

LES ELECTROLYTES

1LES ELECTROLYTES

I. LES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES ET LES ELECTROLYTESL’eau de mer, l’eau sucrée ou l’eau acidulée sont des exemples de solutionsaqueuses. Ces solutions conduisent-elles toutes le courant électrique?

I.1. Conductibilité électrique des solutions

1.a . Première expérience Dans un électrolyseur (fig.1) à électrodes en graphite (ou en platine) placé en sérieavec un générateur de tension continue (G), un milliampèremètre (A) et uninterrupteur (K), introduire 100 mL d’eau fraîchement distillée et fermer l’interrupteur K.L’intensité I1 du courant électrique mesurée par le milliampèremètre est très faible.

L’eau distillée conduit très faiblement le courant électrique.

Figure 1. Expérience et schéma du montage permettant de détecterle passage du courant dans l’eau distillée ou l’eau alcoolique.

E

KG

+ -

mA

Thème

Chapitre

Activités d’apprentissage

CARTE DU LIVRE

8

Chapitre 1 : Les électrolytes

Une solution est un mélange homogène d’un solvant et d’un ou plusieurs solutés.Un électrolyte est un corps composé dont la solution aqueuse conduit mieux lecourant électrique que l'eau pure. La concentration massique est une grandeur qui renseigne sur la masse de solutédissoute par litre de solution. On la calcule par le quotient de la

masse m du soluté par le volume V de la solution: C = .

La concentration molaire C ou molarité d´un soluté pur introduit dans une solutionest une grandeur qui renseigne sur la quantité de matière de soluté dissoute par litrede solution. On la calcule par le quotient de la quantité

de matière n de soluté dissoute par le volume V de la solution : C = .Un électrolyte est fort si son ionisation dans l'eau est pratiquement totale :

AB � A+ + B-.

Un électrolyte est faible lorsque son ionisation dans l'eau est partielle :

AB � A+ + B-.

Pour un électrolyte fort, il existe une relation simple entre la concentration molaire du soluté et les concentrations molaires des ions correspondants.

��

�

�

�

�

�

Adresses de sites Internet conseillés � http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/carrefour/multiples/chap12q.htm� http://jc.marceau.free.fr/phystp.php � http://www.chimix.com/ .


V

m

V

n

Chapitre 2 : La solubilte des électrolytes

Méthode et conseils

de résolution Solution

Appliquer correctement la relation dedéfinition de la concentration.

Ne pas oublier les unités.

Distinguer ente solution saturée etsolution insaturée.

1.

a) Cherchons la solubilité de KNO3 en g.L-1

Soit m1 la masse de soluté qui peut être dissoute dans un

litre de solution pour atteindre la saturation :

m1= x

= 39 + 14 + 48 = 101 g.mol-1

m1= 6,4 x 101= 646,4 g .

Csat = s = = = 646,4 g.L-1.

b) Calculons la masse maximale de KNO3 qu’on peut dissoudre

dans 0,15 L d’eau à 40°C.

Csat = s = soit m = Csat V = s.V. D’où :

m = 646,4 x 0,15 = 96,96 g.

L’électrolyte solide introduit initialement ne peut pas se

dissoudre totalement car la masse de KNO3 introduite est

supérieure à m, il reste donc du nitrate de potassium non

dissout.

)KNO( 3n )KNO( 3M

)KNO( 3M

V

m1

1

1,646

V

m

A 40°C la solubilité du nitrate de potassium KNO3 dans l’eau est égale à 6,4 mol.L-1.

On introduit à cette température 150 g de KNO3 dans 150 mL d’eau pure puis on agitele mélange.

a) Calculer la solubilité de KNO3 en g.L-1 à cette température.

b) L’électrolyte solide introduit initialement a-t-il été dissous totalement ? Justifier la réponse.

c) La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ?d) Calculer la concentration molaire des ions potassium K+ et des ions nitrate NO3

-

sachant que KNO3 est un électrolyte fort.On ajoute au mélange précédent 250 mL d’eau pure à 40°C.

a) Calculer la concentration molaire C de la solution obtenue. La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ?

b) Calculer les nouvelles concentrations molaires des ions K+ et des ions NO3-.

Données : les masses molaires atomiques en g.mol-1: MK = 39 MN=14 MO = 16

1.

2.

EXERCICE RESOLU

88

Chapitre 5 : LES ACIDES ET LES BASES DE BRONSTEDC. Définition des acides et des bases selon Bronsted

Dans les deux exemples traités précédemment nous avons noté l’existence d’untransfert d’ion hydrogène d’une entité chimique à une autre. Ces entités peuvent êtreneutres ou chargées (ions). A la suite de l’étude de nombreux autres exemples, J.Bronsted a été amené en 1923 à définir les acides et les bases de la façon suivante.

Fenêtre:

Johannes Bronsted (1879-1947) est un Chimiste Danois. Il a établi en1923, en même temps que Lowry, la théorie sur les réactions acidebase qui sont considérées comme des réactions de transfert d’ionhydrogène .

Fenêtre:

Thomas Martin Lowry chimiste anglais. Il a établi en 1923, en mêmetemps que Bronsted, la théorie sur les réactions acide base qui sontconsidérées comme des réactions de transfert d’ion hydrogène .

JohannesBronsted

Thomas MartinLowry

- Un acide est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable

de libérer un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. - Une base est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable

de capter un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. - Une réaction acide base est une réaction de transfert d’ion hydrogène

d’un acide à une base.

Parmi les réactions chimiques suivantes indiquer celles qui font intervenir des acideset des bases de Bronsted. Préciser, le cas échéant, l’acide et la base de Bronsted.

1. CH3CO2H + H2O � CH3CO2- + H3O+ ;2. 3 H2 + N2 � 2 NH3 ;

3. HF(g) + NH3(g) � NH4+ + F- ;4. C3H8(g) + 5 O2(g) � 3 CO2(g) + 4 H2O(g);5. O2(g) + 4 HCl(g) � 2 H2O(g) + 2 Cl2(g);

6. NH4+ + OH- � NH3(g) + H2O;

7. CH3CO2- + H2O � CH3CO2H + OH-.

APPLICATION

Enoncé

A- Fabrication

La fabrication du savon résulte d’une réaction chimique, dite réaction desaponification, entre la soude en solution aqueuse et les acides gras.En Tunisie les acides gras proviennent soit des huiles issues des grignons d’olivier(dont le degré d’acidité est très élevé (Doc 1.) ou des huiles végétales. La soude estfournie à l’état de cristaux par l’usine de cellulose de Kasserine. Industriellement la fabrication du savon comprend trois phases:

1. L’empattage

Dans de grandes chaudières chauffées par de la vapeur d’eau surchauffée à 170°C,la matière grasse et la lessive de soude (il s’agit d’une solution aqueuse de soude deconcentration molaire élevée) sont mélangées à raison de quatre volumes d’acidegras pour un volume de base. Le mélange est ensuite abondonné pendant 24 heuresenviron.

2. Le relargage

Le relargage consiste à ajouter de l’eau salée pour dégager le savon insoluble dansl’eau salée. Cette opération dure également 24 heures environ.

3. La Cuisson

La saponification est achevée en additionnant une solution concentrée de soude lorsd’une dernière cuisson. L’eau salée contenant l’excès de soude est alors éliminée.Le savon est ensuite récupéré après l’avoir rendu lisse par lavage à l’eau. Séché, lesavon est livré à la consommation.

Le savon

Doc1. Les olives sont très riches en acide oléique qui est un acide gras.


Chapitre 5 : LES ACIDES ET LES BASES DE BRONSTED

1EXERCICES D’EVALUATION

Verifier ses acquis

1. L’ionisation dans l’eau du chlorure de potassium KCl est totale, le chlorure de

potassium est un …………

2. L’acide phosphorique H3PO4 est un électrolyte faible, son ionisation dans l’eau est

…………

3. Un électrolyte est un corps composé dont la solution conduit mieux le courant

électrique que ……………

4. Les ions fer Fe3+ sont attirés par l’…………reliée à la borne……............…. d’un

générateur et migrent vers elle au cours de l’électrolyse.

On les appelle des………

5. Les ions nitrate NO sont attirés par l’……....……reliée à la borne……..…. d’un


On les appelle des……….

1. On prépare 250 mL d’une solution aqueuse de nitrate de plomb Pb(NO3)2 0,02

mol.L-1.

Les affirmations suivantes sont-elles correctes ?

a) La quantité de matière de nitrate de plomb est égale à 0,005 mol.

b) La quantité d’ions nitrate NO est égale à 0,010 mol.

c) La quantité d’ions plomb Pb2+ est égale à 0,05 mol.

d) La masse dissoute de soluté est égale à 1,656 g.

e) La concentration massique du nitrate de plomb dans la solution est de

66,24 g.L-1.

Donnée : M(Pb(NO3)2) = 331,2 g.mol-1.

A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices.

B. Questions avec choix de réponses multiples

B.I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s).

–

3

–

3

Adresses desites Internet

Exerciceentièrement

résolu

Fenêtre

solution

Documentscientifique

Notionsessentiellesregroupées

en fin de leçon

Exercices

Exercicedocumentaire

Le chlorure de sodium est un solide ionique où les ions

chlorure Cl- et les ions sodium Na+ occupent les

sommets et les centres des faces d’un cube. Il s’agit

d’une structure ordonnée.

A l’état fondu le chlorure de sodium est un bon

conducteur électrique car les ions peuvent se déplacer

librement. Sous l’action du champ électrostatique crée

entre les deux électrodes, les ions Na+ migrent vers la

cathode et les ions Cl- migrent vers l’anode.

Les solutions aqueuses de chlorure de sodium ou d’acide chlorhydrique conduisent

aussi le courant électrique ce qui prouve l’existence d’ions libres à l’état dispersé.

La formation de ces ions passe par trois étapes :

La dissolution et la dissociation des électrolytes dans l’eau

DOCUMENTS

La dissolution d’un électrolyte est le passage de l’électrolyte de l’état solide (cas de

NaCl) ou gaz (cas de HCl) ou liquide ( cas de l´éthanol) à l’état de soluté en solution.

L’équation chimique associée à la dissolution peut être schématisée par :

NaCl(sd) � NaCl (soluté)ou HCl (g) � HCl(soluté)ou C2H5OH(lq) �C2H5OH(soluté) .

1. La dissolution :

1

La dissociation du cristal de NaCl ou de la molécule de HCL a lieu sous l’action

électrostatique des molécules d’eau, qui se comportent comme un dipôle électrique.

Ces interactions du type dipôle-ion ou dipôle-dipôle permettent la rupture des

liaisons ioniques qui assurent la cohésion du cristal de NaCl ou des liaisons

covalentes dans le cas de HCl. L’équation chimique associée à la dissociation

ionique peut être schématisée par :

NaCl(soluté) ) � Na+ + Cl- ou HCl(soluté) � H

+ + Cl-

2. La dissociation ionique

9

LES PERIMETRES IRRIGUES DU BASSIN DE LA MEDJERDA

Thème I : LES SOLUTIONS

Le jardinage a toujours fasciné l’homme. Les plantes sont arrosées à l’eau azotée,potassée, phosphatée, etc.

Que contiennent ces solutions aqueuses ? Ont-elles les mêmes propriétésphysiques et chimiques ?

10

C h a p i t r e 1 : L e s é l e c t r o l y t e s

Chapitre 1

Prérequis

Objectifs

L´élève sera capable de :- définir un électrolyte, un anion et un cation ;

-déterminer la concentration molaire d’une entité chimique;- distinguer la concentration molaire d’un soluté et la

concentration molaire des ions en solution ; - distinguer un électrolyte fort d’un électrolyte faible;

- écrire l’équation chimique de la réaction d’ionisationd’un électrolyte dans l’eau.

- Définir les notions de solvant, soluté, solution.- Citer les effets thermiques de la dissolution.

- Exprimer la concentration molaire.- Décrire comment préparer une solution aqueuse de

concentration molaire donnée.- Expliquer le passage du courant électrique dans les liquides.

Une eau minérale est-elle une eau pure ? Est-ce qu’elle conduit le courantélectrique ?

LES ELECTROLYTES

11

1LES ELECTROLYTES

I. LES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES ET LES ELECTROLYTESL’eau de mer, l’eau sucrée ou l’eau acidulée sont des exemples de solutionsaqueuses. Ces solutions conduisent-elles toutes le courant électrique?

I.1. Conductibilité électrique des solutions1 . a . P r emiè re expé r i ence

Dans un électrolyseur (fig.1) à électrodes en graphite (ou en platine) placé en sérieavec un générateur de tension continue (G), un milliampèremètre (A) et uninterrupteur (K), introduire 100 mL d’eau fraîchement distillée et fermer l’interrupteur K.L’intensité I1 du courant électrique mesurée par le milliampèremètre est très faible.

L’eau distillée conduit très faiblement le courant électrique.

Remplacer dans l’expérience précédente l’eau distillée par 100 mL d’une solutionaqueuse alcoolique obtenue par la dissolution de 10 mL d’éthanol C2H5OH dans

l’eau distillée, puis par 100 mL d’une solution sucrée préparée par dissolution d’unepincée de saccharose (sucre) dans l’eau. Garder le même écartement desélectrodes et la même surface de contact des électrodes avec la solution. L’intensité I2 du courant mesurée est du même ordre de grandeur que l’intensité I1.

Les solutions alcooliques et sucrées conduisent très faiblement le courantélectrique.

Placer dans l’électrolyseur 100 mL d’une solution d’eau salée obtenue par ladissolution d’une pincée de chlorure de sodium NaCl (appelé couramment sel decuisine) dans l’eau distillée et fermer le circuit électrique. Reprendre la mêmeexpérience avec 100 mL d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique.

1 .c . T ro i s i ème expé r i ence

1 . b . D e u x i è m e e x p é r i e n c e

Figure 1. Expérience et schéma du montage permettant de détecterle passage du courant dans l’eau distillée ou l’eau alcoolique.

E

KG

+ -

mA

12


Figure 2. Expérience et schéma du montage permettant de détecterle passage du courant dans l’eau salée ou l’eau acidulée.

A chaque fois, l’intensité du courant mesurée (fig.2) est beaucoup plus importanteque dans les deux expériences précédentes. Les solutions aqueuses de chlorure desodium ou d’acide chlorhydrique conduisent le courant électrique de manièresignificative. La conductibilité électrique de l’eau salée ou de l’eau acidulée estnettement meilleure que celle de l’eau distillée ou de la solution aqueuse d’éthanolou de l’eau sucrée.Le chlorure de sodium est appelé électrolyte et l’eau salée est une solutionélectrolytique. Les solutions aqueuses d’éthanol et de sucre ne sont pas dessolutions électrolytiques. L’éthanol et le saccharose ne sont pas des électrolytes.

I .2 . Déf in i t ion d ’un é lec t ro ly te

E x e m p l e s d ’ é l e c t r o l y t e s

Les solutions aqueuses de chlorure de potassium KCl, de chlorure de cuivre (II)CuCl2, de sulfate de fer (II) FeSO4, de chlorure de fer (III) FeCl3, de chlorure

d`aluminium AlCl3, de sulfate de zinc ZnSO4 et d’ammoniac NH3 sont des solutions

électrolytiques et les solutés correspondants (KCl, CuCl2, FeSO4, FeCl3, AlCl3,

ZnSO4 et NH3) sont des électrolytes.

Un électrolyte est un corps composé dont la solution aqueuse conduit mieux lecourant électrique que l’eau pure. La solution d’un électrolyte est dite solutionélectrolytique.

E

KG

+ -

A

13

1I I . LES ANIONS ET LES CATIONS. MISE EN EVIDENCE DE

LA MIGRATION DES IONS

Quelles sont les entités chimiques responsables de la conductibilité électrique dessolutions?

I I .1 . Expér ience e t obse rva t ion

On dispose d’une burette remplie par une solution (S1) de permanganate depotassium KMnO4 et de sulfate de cuivre (II) CuSO4 dans l'acide sulfuriqueH2SO4 de concentration molaire égale à 1 mol.L

-1 environ. La burette est reliée au tube en U par deux robinets R1 et R2. Les robinets étant fermés, verserdans le tube en U une solution (S2) diluée d'acide sulfurique H2SO4. Introduire, enouvrant doucement les robinets R1 et R2, et par la partie inférieure du tube en Ula solution (S1) de sorte que les solutions (S1) et (S2) ne se mélangent pas(Fig.3a). Plonger enfin les deux électrodes en graphite dans la solution diluée deH2SO4 et faire passer un courant électrique continu. Au bout de quelques minutes une coloration bleue apparaît du côté de l'électrodereliée à la borne négative du générateur et une coloration violacée apparaît du côtéde l'électrode reliée à la borne positive du générateur (Fig.3b).

Figure 3. Expérience permettant de mettre en évidence la migration des ions.(a) cas où le circuit est ouvert ; (b) cas où le circuit est fermé

I I . 2 . In t e rp ré t a t ion

Les ions cuivre (II) Cu2+ présentsdans la solution sont à l'origine del'observation de la colorationbleue. Ces ions sont issus de ladissolution et de la dissociationionique de l'électrolyte CuSO4:

CuSO4(sd) � Cu2+ + SO4

2-.

Fenêtre : Rappel sur l’existence des ions ensolutionLes tests à la flamme et au nitrate d’argentAgNO3 réalisés en deuxième année sur une

solution de chlorure de sodium NaCl ontpermis de mettre en évidence la présence

d’ions sodium Na+ et d’ions chlorure Cl-. Cesions sont formés par dissociation du solutésous l’action électrostatique attractive des

14

I I . 3 . Conclus ion

Cette expérience montre que le passage du courant électrique dans une solutionélectrolytique est assuré par le déplacement (migration) simultané d'ions positifs etd'ions négatifs (Fig.4).

Figure 4. Schéma illustrant la migration des ions lorsdu passage du courant électrique dans une solution électrolytique

Les ions positifs migrent vers la cathode (qui est l'électrode liée au pôle négatif dugénérateur) : ce sont les cations. Les ions négatifs migrent vers l'anode (qui est l'électrode liée au pôle positif dugénérateur) : ce sont les anions.Dans une solution électrolytique, les porteurs de charge sont donc les cations et lesanions, une telle solution est appelée solution ionique.

Remarque

Dans cette expérience l’acide sulfurique joue le rôle de conducteur électrique.D’autre part comme les solutions aqueuses de cet acide sont incolores cela nouspermettra de mettre en évidence les changements de couleur qui se produisentautour des deux électrodes, par suite du passage du courant électrique, dû audéplacements des ions cuivre (II) vers la cathode et des ions permanganate versl’anode.Le coton sert à séparer la solution d’acide sulfurique de la solution formée par lemélange de permanganate de potassium KMnO4 et de sulfate de cuivre (II) CuSO4.

Les ions permanganate MnO4-

présents dans la solution sont àl'origine de l'observation de lacoloration violette. Ces ionsproviennent de la dissolution etde la dissociation ionique del'électrolyte KMnO4:

KMnO4(sd) � K++ MnO4

-.

Représentation symbolique de l´ion MnO4-

Sens de mouvement des ions.

Représentation symbolique de l´ion Cu2+

molécules de solvant. Une fois formé ces ionssont entourés de molécules d’eau : on dit qu’ilssont solvatés ou hydratés.La dissolution de l'éthanol ou du sucre dansl'eau ne forme pas d'ions et n'améliore pas laconductibilité électrique de l'eau pure. Ladifférence observée au niveau de laconductibilité électrique de l’eau salée et del’eau sucrée est intimement liée à l’existenced’ions en solution.


15

1Fenêtre :

L’expérience précédente peut être réalisée simplement en

imprégnant du coton par quelques gouttes de la solution

(S1).

Le coton sera placé sur une plaque de verre couverte d’un

papier filtre imbibé d’une solution électrolytique incolore et

fixé par deux électrodes métalliques reliées à un générateur

délivrant une tension continue d’environ 10 V.

III - NOTION DE CONCENTRATION

III.1. Rappel

Dans une solution, on peut caractériser la quantité de soluté dissoute par :- la concentration massique ;- la concentration molaire.

a . L a c o n c e n t r a t i o n m a s s i q u e

m : masse du soluté dissous en g ;C = avec V : volume de la solution en L ;

C : concentration massique en g.L-1.

b . L a c o n c e n t r a t i o n m o l a i r e

C = avec :

Remarque

Une solution contenant x moles de soluté dissous dans un litre de solution est ditex fois molaire et x détermine sa molarité.Exemple : une solution contenant deux moles de glucose C6H12O6 par litre desolution est deux fois molaire. Sa concentration molaire est égale à 2 mol.L-1, samolarité est notée: 2 M.

m

V

n

V

La concentration molaire C d´un soluté pur introduit dans une solution est égale à laquantité de matière de soluté dissoute par litre de solution.On la calcule par le quotient de la quantité de matière n de soluté dissoute par levolume V de la solution.

La concentration massique d’un soluté dans une solution est égale à la massedissoute de ce soluté par litre de solution. On la calcule par le quotient de la massem du soluté dissous par le volume V de la solution.

15

⎧⎨⎩

⎧⎨⎩

n : quantité de matière de soluté dissoute exprimée en mol ;V : volume de la solution obtenue exprimé en litre L ;

C : concentration molaire en mol.L-1.

16

Calculer la masse de nitrate de potassium KNO3 qu’il faut dissoudre dans l’eau pourobtenir une solution de volume 50 mL et de concentration molaire égale à 0,025 mol.L-1.

Solution

L’expression de définition de la concentration molaire est: C = .

D’où la quantité de matière de soluté dissoute n est :

n = C V = 0,025 x 50.10-3 = 1,25. 10-3 mol.

Or n = où M est la masse molaire moléculaire du soluté KNO3 :

M = 39 + 14 + 48 = 101 g.mol-1.

La masse de soluté dissoute m est : m = n.M = 1,25. 10-3 x101 = 0,126 g.

Calculer le volume V1 qu’il faut prélever d’une solution (S1) de chlorure de sodiumde concentration C1 égale à 0,60 mol.L

-1 pour préparer un volume V2 =100 mLd'une solution aqueuse (S2) de concentration C2 égale à 0,15 mol.L

-1.

Solution

Il s’agit ici de préparer une solution de concentration connue à partir d’une solution

mère plus concentrée.

On prélève de la solution mère un volume V1 auquel on ajoute de l'eau pour obtenir

le volume V2 de la solution de concentration C2.

Cherchons V1.

La quantité de soluté dans le volume V1 et celle dans le volume V2 sont égales:

C1.V1 = C2.V2 � V1 =

Application numérique: V1 = =0,025 L = 25 mL.

Préparation de (S2) : introduire dans une fiole jaugée de capacité 100 mL, 25 mL de

la solution (Sl), compléter par l’eau distillée jusqu’au trait de jauge et homogénéiser.

PREMIERE APPLICATION

DEUXIEME APPLICATION

Vn

Mm

1

22.

C

VC

60,0

1,0x15,0


17

La photo ci-contre représente une poche contenant une solution physiologiqueinjectable et stérile. D’après les indications fournies sur l’étiquetterépondre aux questions suivantes.1. Donner le nom et la formule du soluté et du solvant.2. Déterminer la masse de soluté dissoute ainsi que le volume du solvant.3. Déterminer la concentration massique et la concentration

molaire de ce liquide physiologique.4. Le liquide physiologique est-il une solution électrolytique ?

Solution1. Le soluté est le chlorure de sodium NaCl et le solvant est l’eau H2O.

2. La solution est préparée par dissolution de 0,9 g de NaCl dans 100 mL d’eau.

3. La concentration massique est : C = = = 9 g.L-1.

La concentration molaire est :

C = = = = 0,154 mol.L-1.

4. Il s’agit d’une solution électrolytique car l’eau salée contient les ions sodium Na+

et les ions chlorure Cl-.

Fenêtre : préparation d’une solution titrée à partir d’un soluté et de l’eau

Vm

Vn

V.Mm

1,0x5,58

9,0

1,0

9,0

Une solution est un mélange homogène qui résulte de la dissolution d’un ou deplusieurs solutés dans un solvant. Le solvant est le liquide où se produit la dissolution.

Si le solvant est l’eau la solution est dite aqueuse. Le soluté peut être solide, liquideou gazeux. Les solutions aqueuses sont électriquement neutres c’est-à-dire qu’ellescontiennent autant d’ions chargés positivement que d’ions chargés négativement.

LES SOLUTIONS AQUEUSES


1

On a les concentrations à l’équilibre :

D’où : [Fe3+]éq = C et [Cl-]éq = 3 C.

Remarque

La concentration molaire d’un soluté X dissous en solution est notée CX. La

concentration molaire d’une entité présente effectivement dans la solution (commepar exemple les ions i correspondants au soluté X) est notée par [i]éq. Par ailleurs

comme les calculs des concentrations molaires des ions i se font toujours àl’équilibre on représentera la concentration molaire de l’ion simplement par [i].

18

FeCl3 Fe3+ Cl-

Quantité de matière introduite à l’instant initial 0,1 mol 0 0

Quantité de matière en solution à l’équilibre 0 0,1 mol 0,3 mol

III.2 Relation entre la concentration molaire initiale d’un soluté et laconcentration molaire des ions correspondants

Jusqu’à présent nous avons calculé la concentration CX d’un soluté X dans une

solution en tenant compte de la masse ou de la quantité de matière de soluté dissoutedans un volume donné de solvant sans tenir compte des ions présents dans lasolution. Dans le cas où le soluté donne lieu à des ions, cette solution peut être aussicaractérisée par la concentration des ions y afférents à condition que la dissociationionique du soluté soit totale dans le solvant envisagé.

ExempleSoit une solution aqueuse de chlorure de fer (III) FeCl3 dont la concentration molaireC est égale à : C = 0,1 mol.L-1.

Déterminer les concentrations molaires des ions fer Fe3+ et des ions chlorure Cl- à

l’équilibre sachant que le soluté se dissocie totalement dans l’eau.

La dissolution dùne mole de chlorure de fer (III) FeCl3, fait apparaître par ionisation

totale, trois moles díons chlorure Cl- et une mole d’ions Fe3+.

Donc, la dissolution de 0,1 mole de chlorure de fer (III) fait apparaître 0,3 moles díons

chlorure et 0,1 mole d’ions Fe3+.

V

n)Fe( 3+

V

n )FeCl( 311,0

== 0,1 mol.L-1.[Fe3+]éq ==

V

n)Cl( −

V

n )FeCl( 3 = 0,3 mol.L-1.[Cl-]éq = 3 x=


19

I V . COMPARAISON DES ELECTROLYTES : ELECTROLYTESFORTS ET ELECTROLYTES FAIBLES

IV.1 . Expér iences e t obse rva t ions

Le montage, de la figure ci-dessous, comporte un électrolyseur à électrodes engraphite (ou en platine) placé en série avec un générateur de tension continue (G),un milliampèremètre (A) et un interrupteur (K). Verser dans l’électrolyseur 100 mLd’une solution (S1) d’acide éthanoïque CH3CO2H de concentration molaire

C1= 0,01 mol.L-1 et fermer l’interrupteur K.

L’intensité I1 du courant électrique mesurée par le milliampèremètre est faible. (Fig.5a).

Remplacer la solution d’acide éthanoïque par 100 mL d’une solution (S2) de chlorure

de sodium NaCl de même concentration molaire.

L’intensité I2 du courant mesurée est nettement supérieure à I1 (Fig.5b).

Figure 5. Expériences permettant de mesurer l’intensité du courant dans :

a) une solution aqueuse d’acide éthanoïque 0,01 M ;b) une solution aqueuse de chlorure de sodium 0,01 M.

IV .2 . I n t e rp ré t a t i on

A concentration molaire égale la conductibilité électrique de la solution (S2) de

chlorure de sodium est nettement plus importante que celle de la solution (S1). Or

la conductibilité électrique est liée à la concentration des ions réellement présentsdans la solution ; on en déduit que toutes les molécules d’acide éthanoïqueCH3CO2H ne sont pas totalement ionisées. L’ionisation est partielle et l’acide

éthanoïque est qualifié d’électrolyte faible.A l’opposé on peut confirmer par d’autres expériences que le chlorure de sodiumNaCl est totalement dissocié en ions dans l`eau : il s’agit d’un électrolyte fort. Les équations chimiques de la dissolution et de la dissociation ionique de NaCl sont:

NaCl(sd) � NaCl(sol)

NaCl(sol) � Na+ + Cl-.

mA

GK

+ -

mA

GK

+ -

E1

a- b-

E2I1 = 2mAI2 = 12mA

I1 I2

Solution aqueuse d’acideéthanoïque 0,01 molL

-1 Solution de chrlorurede sodium 0,01 molL

-1milliampèremètre

1

20

NaCl(sol) représente le chlorure de sodium à l’état dissous en solution sous

forme de soluté.Les équations chimiques de la dissolution et de l’ionisation de CH3CO2H sont :

CH3CO2H(lq) � CH3CO2H (sol)

CH3CO2H + H2O � H3O+ + CH3CO .

NaCl(sd) � Na+ + Cl-

CH3CO2H + H2O � H3O+ + CH3CO .

IV.3 . Généra l i sa t ion

Un électrolyte fort AB est totalement dissocié en ions dans l`eau. On peutreprésenter la dissolution et la dissociation ionique de cet électrolyte par l’équationchimique suivante :

AB ➙ A+ + B-.Exemples d’électrolytes forts: HCl, NaOH, KNO3, AgNO3, KCl, Na2SO4…

Na2SO4(sd) ➙ 2 Na + + SO4

2- ;

AgNO3(sd) ➙ Ag + + NO3

-.

Les sels sont presque tous des électrolytes forts.Pour une solution d‘un électrolyte fort de concentration molaire égale à C, il existeune relation simple entre la molarité de la solution et celle des ions correspondants.Ainsi pour un électrolyte fort du type AB on aura :

[A+] = C ; [B-] = C et [AB] = 0 mol.L-1.

Un électrolyte faible AB est partiellement dissocié dans l`eau. La solution contientun certain nombre de molécules de soluté non ionisées. On peut représenter ladissolution et la dissociation ionique de cet électrolyte par l’équation chimique

suivante : AB � A+ + B-.Exemples d’électrolytes faibles : NH3, H3PO4, CH3CO2H…

H3PO4 + 3 H2O � 3 H3O+ + PO4

3- ;

NH3 + H2O � NH4+ + OH-.

Pour une solution d‘un électrolyte faible de concentration molaire égale à C iln’existe pas de relation simple entre la molarité de la solution et celle des ionscorrespondants. Ainsi pour un électrolyte faible du type AB on aura :

[A+] < C ; [B-] < C et [AB] ≠ 0 mol.L-1.

Remarque

On peut, pour simplifier, représenter l’équation chimique de la réaction de dissolutionet de dissociation ionique de chacun des deux solutés précédents par :

–

2

–

2


21

Le document ci-dessous reproduit les résultats d’une analyse de sang d’unpatient.


EXAMEN BIOCHIMIQUE DU SANG

Examen Résultats Valeurs usuelles

GLYCEMIE 0,94 g.L-1 ou

5,22 mmol. L-10.70 à 1.10 g.L-1 ou

3.88 à 6.10 mmol.L-1

CHOLESTEROL2,46 g.L-1 ou

6,35 mmol.L-1 1.50 à 2.50 g.L-1 ou

3.80 à 6.50 mmol.L-1

HDL CHOLESTEROL0,76 g.L-1 ou

1,96 mmol.L-1 > 0.60 g. L-1 ou

> 1.54 mmol.L-1

TRIGLYCERIDES 2,33 g.L-1 0.60 à 1.70 g.L-1.

On prépare 500 mL d’une solution aqueuse de chlorure de cuivre (II) CuCl2 endissolvant totalement 26,9 g de soluté.

Etablir la relation qui permet de calculer la concentration molaire C de la solutionde chlorure de cuivre (II) à partir de la masse de soluté dissous.Calculer la valeur de C.Ecrire l’équation de la réaction de dissociation ionique du chlorure du cuivre (II)sachant que CuCl2 est un électrolyte fort.Exprimer la molarité de chaque ion dans la solution en fonction de C.En déduire les concentrations molaires des ions présents dans la solution.

Donnée : Les masses molaires atomiques sont : Cu = 63,5 g.mol-1 et Cl = 35,5 g.mol-1.

EXERCICE RESOLU

Quelle est la signification des valeurs usuelles?Les concentrations des substances analysées sont-elles normales ?En prenant en considération les relations de définition de la concentrationmassique et de la concentration molaire; préciser si la glycémie concerne ledosage dans le sang du Xylose (C5H10O5) ou du glucose (C6H12O6). Calculer la concentration molaire du cholestérol en mmol.L-1 sachant que laformule brute du cholestérol est (C27H46O).

Donnée : Les masses molaires atomiques sont : C = 12 g.mol-1 , H = 1 g.mol-1 et O = 16 g.mol-1 .

1.2.3.

4.

1.

2.3.

4.5.

1


22

Méthode et conseils de résolution

Solution

Ecrire l’expression de définition de laconcentration molaire.


Ne pas confondre la concentration d’unsoluté et la concentration des ionscorrespondants.

1. La concentration molaire C de la solution est :

C = ; n est la quantité de CuCl2 dissoute et V le

volume de la solution.

Or n = d’où: C =

est la masse molaire du soluté.

2. Déterminons la valeur numérique de C :

= MCu + 2.MCl = 63,5 + 71= 134,5 g.mol-1

V= 500 mL = 0,5 L.

D’où : C = = 0,4 mol.L-1 .

3. L’équation chimique de la dissociation ionique du

chlorure de cuivre (II) est: CuCl2(sd) ➙ Cu2+ + 2Cl-

4. Exprimons les molarités des ions Cu2+ et Cl-

[Cu2+] = = = C.

[Cl-] = = = 2.C.

5. Application numérique

[Cu2+] = 0,4 mol.L-1 et [Cl-] = 0,8 mol.L-1.

Vn

)CuCl(

)CuCl(

2

2

M

m

V.M

m

)CuCl(

)CuCl(

2

2

V

n)Cu( 2+

V

n )CuCl( 2

V

n2

)CuCl( 2

)CuCl( 2M

)CuCl( 2M

V

n)Cl( −

5,0x5,134

9,26

23

Une solution est un mélange homogène d’un solvant et d’un ou plusieurs solutés.Un électrolyte est un corps composé dont la solution aqueuse conduit mieux lecourant électrique que l'eau pure. La concentration massique est une grandeur qui renseigne sur la masse de solutédissoute par litre de solution. On la calcule par le quotient de la

masse m du soluté par le volume V de la solution: C = .

La concentration molaire C ou molarité d´un soluté pur introduit dans une solution

est une grandeur qui renseigne sur la quantité de matière de soluté dissoute par litre

de solution. On la calcule par le quotient de la quantité de matière n de soluté

dissoute par le volume V de la solution : C = .

Un électrolyte est fort si son ionisation dans l'eau est pratiquement totale :

AB � A+ + B-.

Un électrolyte est faible lorsque son ionisation dans l'eau est partielle :

AB � A+ + B-.

Pour un électrolyte fort, il existe une relation simple entre la concentration molaire du soluté et les concentrations molaires des ions correspondants.

♦♦

♦

♦

♦

♦

♦

Adresses de sites Internet conseillés � http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/carrefour/multiples/chap12q.htm� http://jc.marceau.free.fr/phystp.php � http://www.chimix.com .


Vm

Vn

1


24


Verifier ses acquis

1. L’ionisation dans l’eau du chlorure de potassium KCl est totale, le chlorure de

potassium est un …………

2. L’acide phosphorique H3PO4 est un électrolyte faible, son ionisation dans l’eau est

…………

3. Un électrolyte est un corps composé dont la solution conduit mieux le courant

électrique que ……………

4. Les ions fer Fe3+ sont attirés par l’…………reliée à la borne……............…. d’un


On les appelle des………

5. Les ions chlorure Cl- sont attirés par l’……....……reliée à la borne……..…. d’un


On les appelle des……….

1. On prépare 250 mL d’une solution aqueuse de nitrate de plomb Pb(NO3)2 0,02

mol.L-1.

Les affirmations suivantes sont-elles correctes ?

a) La quantité de matière de nitrate de plomb est égale à 0,005 mol.

b) La quantité d’ions nitrate NO est égale à 0,010 mol.

c) La quantité d’ions plomb Pb2+ est égale à 0,05 mol.

d) La masse dissoute de soluté est égale à 1,656 g.

e) La concentration massique du nitrate de plomb dans la solution est

de 66,24 g.L-1.

Donnée : M(Pb(NO3)2) = 331,2 g.mol-1.

A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices.

B. Questions avec choix de réponses multiples

B.I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s).

–3

25

2. La dissolution d’un électrolyte quelconque dans l’eau est:a) toujours totale ;b) toujours partielle ;c) totale ou partielle selon que l’électrolyte est fort ou faible.

3. Les entités présentes, en plus de l’eau, dans une solution aqueuse d’acide éthanoïque CH3COOH sont :

a) les ions éthanoate CH3COO- et les ions hydronium H3O

+ seulement ;

b) les ions CH3COO- seulement ;

c) les molécules CH3COOH et les ions CH3COO- et les ions H3O

+.

4. Pour une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (soude) NaOH de concentration

molaire C on a : [Na+] = [OH-] = C.

a) NaOH est un électrolyte fort ;

b) NaOH est un électrolyte faible ;

c) NaOH n’est pas un électrolyte.

5. Au cours d’une expérience d’électrolyse d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre CuS04 :

a) les ions cuivre Cu2+ migrent vers l’anode ;b) les ions sulfate SO migrent vers la cathode ;

c) les ions Cu2+ migrent vers la cathode.

6. Le sulfate de fer Fe2(SO4)3 est un électrolyte fort. Pour une solution

aqueuse de sulfate de fer on a :

a) [Fe2+] = 2 [SO ];

b) 2 [Fe2+] = 3 [SO ];

c) 3 [Fe2+] = 2 [SO ].

2–4

2–4

2–4

2–4

1


26

B.II Répondre par vrai ou faux

UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONSSIMPLES

Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont :H = 1, N = 14, O = 16, Na = 23, Mg = 24,3, Al = 27,

S = 32, Cl = 35,5, K = 39, Fe = 56 et Cu = 63,5.

Exercice 1

Le sulfate de sodium est un composé ionique constitué d'ions sulfate SO

et d'ions sodium Na+.1. Donner la formule de ce composé. 2. Écrire l'équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte fort dans l'eau. 3. On prépare, sans variation de volume, une solution de sulfate de sodium par dissolution de 2,84 g de ce composé dans 50 mL d’eau. Déterminer :

a) la concentration molaire de cette solution;

b) les concentrations molaires des ions SO et des ions Na+.

Exercice 2

On dissout 1,71 g de sulfate d'aluminium Al2(SO4)3 solide dans assez d’eau pour

obtenir 250 mL de solution.

1. Calculer la concentration molaire et la concentration massique du sulfated'aluminium dans cette solution.

2. Déterminer les concentrations molaire des ions Al3+ et des ions SO . Comparer

ces valeurs.

Un électrolyte faible s’ionise totalement dans l’eau.

Pour comparer la force de deux électrolytes on utilise deux solutions aqueuses de

concentrations molaires différentes.

On peut toujours confondre la concentration molaire d’un électrolyte avec la

concentration molaire des ions correspondants.

La quantité de matière n de soluté est gale à n = C.V où V représente le volume

de la solution (exprimé en litre) et C sa concentration molaire (exprimée en mol.L-1).

En divisant le volume d’une solution en deux parties égales on modifie la

concentration C.

Pour une solution aqueuse d’acide éthanoïque (CH3COOH) de concentration

molaire C on a : [CH3COO- ] < C.

1.

2.

3.

4.

5.

6.

2–4

2–4

2–4

27

Exercice 3

On fait dissoudre 0,242 g de nitrate de fer (III) Fe(NO3)3 dans l`eau pour obtenir 50mL de solution.

1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte fort. 2. Etablir la relation qui permet de calculer la concentration molaire C de nitrate de fer(III) dans la solution à partir de la masse de soluté dissous. Déterminer la valeur de cette molarité.

3. En déduire la concentration des ions Fe3+ et celle des ions nitrate NO .

Exercice 4

Compléter et ajuster les équations chimiques suivantes de dissociation ionique ou dedissolution de quelques électrolytes dans l’eau. Dire si l’électrolyte est fort ou faible.

1. CuCl2(sd) � Cu2+ + ……..

2. ………… � 2 K+ + SO

3. NH3 + H2O � ……. + OH-

4. ……. + H2O � HCOO- + H3O

+

5. Fe2(SO4)3(sd) � …. + ….

6. ………… � 2 K+ + Cr2O

UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE

Exercice 5

A. On se propose de préparer 500 mL d'une solution aqueuse de sulfate de cuivre (II)

CuSO4 0,075 mol.L-1 à partir de cristaux anhydres de sulfate de cuivre (II) considéré

comme purs.A.1. Ecrire l'équation chimique de la réaction d’ionisation de l’électrolyte.A.2. Calculer les concentrations molaires des ions Cu2+ et des ions SO sachant

que CuSO4 est un électrolyte fort.A.3. Déterminer la masse m de soluté qu’il faut dissoudre pour préparer cette solution.B. En réalité, on a préparé la solution en utilisant la masse m de nitrate de cuivre (II)

tri hydraté de formule CuSO4,3 H2O.B.1. Calculer la masse molaire de cet électrolyte.B.2. Quelle est en définitive la concentration molaire de la solution préparée?

2–7

–

3

2–

4

2–

4

1


28

Exercice 6

On prépare 250 mL de solution de sulfate de potassium K2SO4 en dissolvant dans

de l'eau 4,35 g de ce solide ionique. 1. Calculer la concentration molaire de chacun des ions présents dans la solution.

2. Déterminer le volume d'eau qu’il faut ajouter au 250 cm3 de la solution précédentepour obtenir une solution dont la concentration molaire des ions sulfate est égale

à 0,02 mol.L-1.

Exercice 7

Le sulfate d’ammonium est un solide très soluble dans l’eau et c’est un électrolyte fort.

Sa solution aqueuse contient les ions ammonium NH et les ions sulfate SO .1. Quelle est la formule de cet électrolyte ?2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte.3. Chercher la masse de cristaux de sulfate d’ammonium anhydre qu’il faut

dissoudre dans l’eau pour obtenir 300 mL d’une solution (S) de concentration

molaire C égale à 0,3 mol.L-1.4. Calculer la molarité des ions NH et des ions SO présents dans la solution (S).

5. A la solution précédente on ajoute 1,5 L d’eau pure pour obtenir une nouvelle solution (S’).a) Calculer la nouvelle molarité C’ de la solution (S’).

b) Calculer la molarité des ions NH et des ions SO dans (S’).

Exercice 8

On dissout 1,673 g de chlorure de magnésium hydraté MgCl2,xH2O dans assez d’eau

distillée pour obtenir 1 litre d’une solution (S) où la molarité des ions magnésium

Mg2+ est égale à 0,01 mol.L-1. x représente le nombre de mole d’eau par mole dechlorure de magnésium. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de l’électrolyte fort

MgCl2,xH2O.

2. Déterminer la concentration molaire de la solution (S).3. En déduire la masse molaire du chlorure de magnésium hydraté et la valeur de x. 4. Déterminer le volume V1 d’eau qu’il faut ajouter à la solution (S) précédente pour

obtenir une nouvelle solution (S’) où la concentration des ions chlorure est égale à

0,005 mol.L-1.

2–

4

2–

4

2–

4

+

4

+

4

+

4

29

Exercice 9On mélange 300 mL d’une solution (S1) de sulfate de fer (II) FeSO4 0,04 mol.L

-1 avec

100 mL d’une solution (S2) de sulfate de potassium K2SO4 0,02 mol.L-1 et 100 mL d’une

solution (S3) de nitrate de potassium KNO3 0,01 mol.L-1.

1. Déterminer la molarité des différents ions présents dans le mélange. Tous les

électrolytes sont forts.

2. Vérifier que le mélange obtenu est une solution électriquement neutre.

Exercice 10

On réalise un circuit électrique comportant :- un générateur G ;- deux lampes électriques identiques L1 et L2 de puissance 0,6 W chacune montées

en parallèle ;- deux électrolyseurs E1 et E2 identiques montés en parallèle ;

- un interrupteur K.

Les électrolyseurs sont remplis au hasard par le même volume, l’un d’une solution de

nitrate de potassium KNO3, l’autre d’une solution d’acide phosphorique H3PO4 de

même concentration molaire C. En fermant l’interrupteur K la lampe L1 s’allume plus

vivement que la lampe L2.

1. Identifier les solutions électrolytiques contenues dans E1 et dans E2.

2. Comparer la force des deux électrolytes.

3. Ecrire les équations chimiques de dissociation ionique de ces électrolytes .

4. Comparer C et [K+] ainsi que C et [PO ].

Exercice 11

Dans un laboratoire de chimie, une bouteille porte comme seules indications, lesinscriptions suivantes: Solution d'acide sulfurique H2SO4 : 900mL. Pourcentage massique en acide : 96% et d = 1,83.

1. Donner la signification de chaque indication.2. Calculer la masse d'acide sulfurique pur contenu dans la bouteille.3. En déduire la concentration massique et la concentration molaire de la solution

commerciale d'acide sulfurique.

E1

E2K

3-

4

1


30

L'organisme d'un adulte en bonne santé contient en moyenne entre 4 et 6 litres desang. L’hypoglycémie est une carence en sucre et se manifeste quand laconcentration en sucre dans le sang est inférieure à 0.8 g.L-1. Par contre,l’hyperglycémie correspond à un excès de sucre dans le sang et se manifeste dansle cas où la concentration en sucre est supérieure à 1.2 g.L-1

L’antidiabétique est un médicament dont le rôle est de réguler la concentration deglucose dans le sang (glycémie) dans le cas d’un diabète sucré (caractérisé par unemauvaise régulation de la glycémie) ou de compenser la déficience en vasopressinedans le cas d’un diabète insipide. L'insuline, hormone sécrétée par le pancréas,permet de réguler le taux du glucose sanguin qui fournit l'énergie nécessaire à denombreux processus métaboliques.

"Au cours de la digestion (1) la glycémie augmente (2) chez un sujet en bonne santé.Le pancréas sécrète de l'insuline (3) qui permet aux cellules d'assimiler le glucose etpermet au foie (4) de reconstituer les réserves en glycogène. Les hormones régulentl'insulinosécrétion en faisant chuter le taux de sucre dans le sang (5). En retour, lepancréas produit moins d'insuline (6)." (d`après William Ganong et Encyclopédie)

DOCUMENTAIRE

Le serum

31

On se propose d’injecter du sérum à 0.9% de glucose C6H12O6 (0.9 g de glucose pour100 g de solution de sérum de densité supposée presque égale à un) à un patient de65 kg dont les analyses ont montré que la concentration en glucose est de 0.6 g.L-1.1. Ce patient est-il hypoglycémique ou hyperglycémique ? 2. Calculer la concentration massique en glucose du sérum de ce patient.3. Calculer le volume moyen V du sang circulant dans le corps de ce patient en prenant

1.06 pour valeur de la densité du sang.4. En supposant que les propriétés du sang ne sont influencées que par la

perfusion du sérum, calculer le volume de sérum perfusé pour amener le taux de glucose de ce patient à 0.8 g.L-1.

1


32

DOCUMENTS

La dissociation du cristal de NaCl ou de la molécule de HCL a lieu sous l’actionélectrostatique des molécules d’eau, qui se comportent comme un dipôle électrique.Ces interactions du type dipôle-ion ou dipôle-dipôle permettent la rupture desliaisons ioniques qui assurent la cohésion du cristal de NaCl ou des liaisonscovalentes dans le cas de HCl. L’équation chimique associée à la dissociationionique peut être schématisée par :

NaCl(soluté) ) � Na+ + Cl- ou HCl(soluté) � H

+ + Cl-

2 . La d i s soc ia t ion ion ique

Le chlorure de sodium est un solide ionique où les ionschlorure Cl- et les ions sodium Na+ occupent lessommets et les centres des faces d’un cube. Il s’agitd’une structure ordonnée.A l’état fondu le chlorure de sodium est un bonconducteur électrique car les ions peuvent se déplacerlibrement. Sous l’action du champ électrostatique créeentre les deux électrodes, les ions Na+ migrent vers lacathode et les ions Cl- migrent vers l’anode.

Les solutions aqueuses de chlorure de sodium ou d’acide chlorhydrique conduisentaussi le courant électrique ce qui prouve l’existence d’ions libres à l’état dispersé.La formation de ces ions passe par trois étapes :

La dissolution et la dissociation des électrolytes dans l’eau

La dissolution d’un électrolyte est le passage de l’électrolyte de l’état solide (cas deNaCl) ou gaz (cas de HCl) ou liquide ( cas de l´éthanol) à l’état de soluté en solution.L’équation chimique associée à la dissolution peut être schématisée par :

NaCl(sd) � NaCl (soluté)ou HCl (g) � HCl(soluté)ou C2H5OH(lq) �C2H5OH(soluté) .

1. La d isso lu t ion :

33

Par attraction électrostatique les ions passés en solution se trouvent entourés demolécules d’eau en nombre variable qui les empêchent de se rapprocher les unsdes autres pour former de nouveau les liaisons ioniques ou covalentes. C’est lephénomène de solvatation.

Tous les composés minéraux et organiques ne sont pas des électrolytes. Lesalcools ou les sucres par exemple restent sous forme moléculaire et ladissolution s’écrira :

C6H12O6(sd) � C6H12O6(soluté)

Par contre la plupart des acides, des bases et des sels minéraux sont desélectrolytes car ils se dissocient en ions.

3 . La so lva ta t ion

1

Chapitre 2

Prérequis

ObjectifsL´élève sera capable de :

- distinguer un électrolyte très soluble d’un électrolyte peu soluble ;- définir la solubilité d’un électrolyte ;

- citer les facteurs dont dépend la solubilité des électrolytes.

- Concentration molaire d’une solution.- Dissociation ionique.

- Electrolytes forts et électrolytes faibles.

Ces solutions contiennent des électrolytes de nature différente. Les quantitésd’électrolytes à dissoudre dans un même volume d’eau sont-elles les mêmespour obtenir des solutions saturées ?

LA SOLUBILTE DES ELECTROLYTES

Des solutions ioniques.

34

35

LA SOLUBILITE DES ELECTROLYTES DANS L’EAU

Les eaux naturelles contiennent des ions. D’où proviennent ces ions ?

I. SOLUTIONS NON SATUREES ET SOLUTIONS SATUREES

I -1 . Expér i ence e t obse rva t ion

Introduire dans un tube à essais contenant 10 mL d’eau distillée 2 g de chlorure desodium NaCl. Après agitation du mélange, le solide se dissout totalement et onobtient une solution aqueuse (S1) de chlorure de sodium de concentration molaire C1.

Ajouter encore 2 g de chlorure de sodium dans (S1) tout en agitant ; le sel se dissout

et on obtient une solution (S2) de concentration molaire C2 supérieure à C1.

Continuer à ajouter peu à peu du solide tout en agitant. Le soluté se dissoutprogressivement et le niveau du liquide dans le tube augmente légèrement en raisondu volume occupé par l’électrolyte. A partir d’une certaine masse de soluté ajouté unrésidu solide apparaît au fond du tube à essais (S3) car le chlorure de sodium ne

peut plus se dissoudre dans la solution (fig.1).

Figure.1 Dissolution de NaCl dans l’eau et saturation de la solution.

II. DEFINITIONS

II-1. La solubil i té

La solubilité notée s, est par définition égale à la concentration molaire Csat de la

solution saturée : s = Csat.

Dans le système (S3) la concentration a atteint une valeur limite; on dit que la solution

est saturée.La solution (S1) est dite non saturée car elle peut encore dissoudre du soluté.

I -2 . Conc lus ion

2

36

Remarque

A 25°C la solubilité du nitrate de baryum Ba (NO3)2 est égale à 0,35 mol. L-1.

1. Déterminer la masse d’électrolyte dissoute par litre de solution saturée.2. On introduit 0,784 g de soluté dans de l’eau pour obtenir après agitation 250 mL de solution.

a) La solution obtenue est-elle saturée ?b) Calculer les concentrations molaires des ions présents dans la solution

sachant que le nitrate de baryum est un électrolyte fort.

Donnée : les masses molaires atomiques en g.mol-1: Ba = 137,3 ; N = 14 et O = 16.

Solution

1. La concentration molaire de la solution est par définition égale à : C = = .Or C = Csat = s d’où : m = C.M.V. = s.M.V.M est la masse molaire du soluté (M = 261,3 g.mol-1).m = 0,35 x 261,31 = 91,46 g.

2. a) Cherchons la masse m’ de nitrate de baryum dissoute dans 250 mL d’une solution saturée :m’ = C.M.V. = s.M.V = 0,35 x 261,3 x 0,25 = 22,86 g.

La masse introduite (0,784 g) étant inférieure à m’: la solution obtenue n’est pas saturée.b) Au cours de la dissociation ionique de l’électrolyte il se produit la réaction :

Ba(NO3)2 � Ba2+ + 2 NO3

- d’où :

[NO3-] = 2 [Ba2+] = 2.C .

Or C = = = 0,012 mol.L-1.

Soit : [NO3-] = 0,024 mol.L-1 et [Ba2+] = 0,012 mol.L-1.

Vn

V.M

m

V.M

m

25,0x3,261

784,0

Une solution aqueuse non saturée est une solution pour laquelle la concentrationmolaire C du soluté est inférieure à la solubilité s : C < s.

Une solution aqueuse saturée est une solution où on ne peut plus dissoudre dusoluté. Sa concentration molaire C est égale à la solubilité : C = Csat = s.

I I I -2 . So lu t ion non sa tu rée

IV-3 . So lu t ion sa turée

APPLICATION

Enoncé

a.

b.

Réaliser à la même température des expériences de dissolution en prenant desquantités de chlorure de sodium et d’eau en proportions variables. Constater que :les solutions non saturées d’un même électrolyte peuvent avoir des concentrationsC différentes, mais toujours inférieures à la solubilité s ;les solutions saturées d’un même électrolyte ont toutes à la même température lamême concentration Csat égale à la solubilité s du soluté.

C h a p i t r e 2 : L a s o l u b i l t e d e s é l e c t r o l y t e s

37

III. FACTEURS AYANT UNE INFLUENCE SUR LA SOLUBILITE

III.1 Influence de la nature de l’électrolyte sur la solubilité

1-a . Expé r i ences e t obse rva t ions

Dans trois tubes A, B, C maintenus à la température ambiante et contenant chacun10 mL d’eau distillée, ajouter progressivement en agitant à chaque fois :

- au tube A du nitrate de potassium KNO3 par quantité de 1 g environ. Arrêter lesajouts de KNO3 dès qu’il reste des cristaux de nitrate de potassium au fond dutube (fig.2a);

- au tube B du dichromate de potassium K2Cr2O7 par quantité de 0,2 g. Arrêter les ajouts de K2Cr2O7 dès que des cristaux de dichromate de potassium restentau fond du tube (fig.2b);

- au tube C du chlorure de sodium NaCl par quantité de 1 g. Arrêter les ajouts deNaCl dès que des cristaux de chlorure de sodium restent au fond du tube (fig.2c).

Figure.2 Dissolution de quelques électrolytes dans l’eau.

2

38

1-b . Conc lu s ion

D’après les expériences précédentes réalisées à la même température ambiante onpeut noter que:La saturation de la solution de nitrate de potassium KNO3 est atteinte avec une

masse comprise entre 3 g et 4 g environ de soluté dans 10 mL d’eau. Desexpériences plus précises permettent de montrer que la saturation est atteinte avec3,2 g dans 10 mL d’eau soit 320 g de soluté dans un litre d’eau ce qui correspond à3,17 mol de KNO3 par litre de solution.

C = Csat = s = = 3,17 mol.L-1 = 320 g.L-1.

Pour le bichromate de potassium K2Cr2O7 la saturation de la solution est atteinte

avec 0,5 g de soluté dans 10 mL d’eau, soit 50 g de soluté dans un litre d’eau ce quicorrespond à 0,17 mol de K2Cr2O7 par litre de solution.

C = Csat = s = = 0,17 mol.L-1 = 50 g.L-1.

Pour le chlorure de sodium NaCl la saturation de la solution est atteinte avec 3,7 g desoluté dans 10 mL d’eau, soit 370 g de soluté dans un litre d’eau ce qui correspondà 6,32 mol de NaCl par litre de solution.

C = Csat = s = = 6,32 mol.L-1 = 370 g.L-1.

Cette expérience montre qu’à température constante la solubilité varie avec la naturede l’électrolyte. Ainsi, dans l’eau, le chlorure de sodium NaCl est plus soluble que lenitrate de potassium KNO3 qui à son tour est plus soluble que le bichromate de

potassium K2Cr2O7.

D’une manière générale la dissolution des électrolytes est limitée et, dans les mêmesconditions, les électrolytes sont plus ou moins solubles dans l’eau ; certains sont trèssolubles alors que d’autres sont peu solubles.

117,3

117,0

132,6

Electrolytes PbCl2 Ca(OH)2 Mg(OH)2 AgCl BaSO4 Fe(OH)3

s en mol.L-1 1,6.10-2 1,3.10-2 1,4.10-4 1,1.10-5 10-5 1,4.10-10

s en g.L-1 4,4 0,96 8.10-3 1,6.10-3 2.10-3 1,5.10-10

Exemple

Le tableau ci-dessous donne la valeur de la solubilité dans l’eau de quelquesélectrolytes courants à la température ambiante.

Électrolytes solubles Électrolytes peu solubles


39

Remarques

1. Il ne faut pas confondre dissociation ionique plus ou moins grande et solubilitéplus ou moins grande. En effet ils existent des électrolytes faibles très solubles,comme l’ammoniac NH3 et des électrolytes forts très peu solubles comme

l’hydroxyde de calcium Ca(OH)2.

2. La solubilité dépend aussi de la nature du solvant. Ainsi le chlorure de sodiumest très soluble dans l’eau (370 g par litre d’eau environ) et très peu soluble dansl’alcool (0,5 g par litre de solvant environ).

Figure.3a Influence de la température sur la solubilité du nitrate de potassium.

III.2 Influence de la température sur la solubilité

2 - a . P r e m i è r e e x p é r i e n c e

Prendre un tube à essais A contenant à la température ambiante une solution saturéede nitrate de potassium KNO3 en présence d’une faible quantité de cristaux du mêmeélectrolyte. La concentration molaire de la solution saturée est égale à la solubilité s1 :Csat= s1. Chauffer le mélange (fig.3a).La quantité de cristaux de KNO3 diminue progressivement et disparaît totalement. Lasolubilité du nitrate de potassium KNO3 croit avec la température. On obtient unesolution où la molarité est supérieure à la solubilité : C>s1. Refroidir le mélange précédent pour ramener le tube à essais à la températureambiante, des cristaux de KNO3 réapparaissent. La solubilité du nitrate de potassium décroît quand la température diminue.

2

40

2 - b . D e u x i è m e e x p é r i e n c e

Prendre un autre tube à essais B contenant une solution saturée d’hydroxyde de

calcium Ca(OH)2 en présence d’une faible quantité de cristaux du même électrolyte.

La concentration molaire de la solution saturée est égale à la solubilité s2 : Csat= s2.

En augmentant la température (fig.3b) la solution se trouble davantage à cause de

l’apparition de cristaux de Ca(OH)2. On en conclut que la solubilité de l’hydroxyde de

calcium Ca(OH)2 décroît quand la température augmente.

2 .c . Conc lus ion

La solubilité d’un électrolyte dépend de la température. Pour la plupart des

électrolytes solides la solubilité est une fonction croissante de la température. Il existe

cependant quelques électrolytes dont la solubilité décroît quand la température

augmente.

Figure.3b Influence de la température sur la solubilité de l’hydroxyde de calcium

Electrolytes Solubilité en g dans 100 mL d’eau

Oxyde de calcium CaO 0,131 à 10°C 0,07 à 80°C

Sulfate de calcium hydraté (gypse) CaSO4,2H20 0,241 à 0°C 0,222 à 100°C

Sulfate de cérium (III) Ce2(SO4)3 10,1 à 0°C 60,8 à 100°C

Sulfate de cadmium CdSO4 75,5 à 0°C 0,222 à 100°C

Exemple

Exemple

Remarque

La solubilité des corps gazeux diminue quand la température augmente.

Température en °C 15 20 25 30 35

Solubilité de CO2 en mol.L-1 8,21.10-4 7,07.10-4 6,15.10-4 5,40.10-4 4,80.10-4

Solubilité de O2 en mol.L-1 2,76.10-5 2,50.10-5 2,29.10-5 2,12.10-5 1,98.10-5


41


Solution

Appliquer correctement la relation dedéfinition de la concentration.


Distinguer ente solution saturée etsolution insaturée.

1.

a) Cherchons la solubilité de KNO3 en g.L-1.

Soit m1 la masse de soluté qui peut être dissoute dans un

litre de solution pour atteindre la saturation :

m1= x

= 39 + 14 + 48 = 101 g.mol-1

m1= 6,4 x 101= 646,4 g .

Csat = s = = = 646,4 g.L-1.

b) Calculons la masse maximale de KNO3 qu’on peut dissoudre

dans 0,15 L d’eau à 40°C.

Csat = s = soit m = Csat V = s.V. D’où :

m = 646,4 x 0,15 = 96,96 g.

L’électrolyte solide introduit initialement ne peut pas sedissoudre totalement car la masse de KNO3 introduite estsupérieure à m, il reste donc du nitrate de potassium nondissout.

)KNO( 3n )KNO( 3M

)KNO( 3M

V

m111,646

Vm

A 40°C la solubilité du nitrate de potassium KNO3 dans l’eau est égale à 6,4 mol.L-1.

On introduit à cette température 150 g de KNO3 dans 150 mL d’eau pure puis on agitele mélange.

a) Calculer la solubilité de KNO3 en g.L-1 à cette température.

b) L’électrolyte solide introduit initialement a-t-il été dissous totalement ? Justifier la réponse.

c) La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ?d) Calculer la concentration molaire des ions potassium K+ et des ions nitrate NO3

-

sachant que KNO3 est un électrolyte fort.On ajoute au mélange précédent 250 mL d’eau pure à 40°C.

a) Calculer la concentration molaire C de la solution obtenue. La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ?

b) Calculer les nouvelles concentrations molaires des ions K+ et des ions NO3-.

Données : les masses molaires atomiques en g.mol-1: K = 39 ; N =14 ; O = 16.

1.

2.

EXERCICE RESOLU

2

42


Solution

Appliquer correctement la définitionde la concentration.

Ecrire l’expression de définition de laconcentration molaire.

Evidemment une fois le calcul estfait, il faut vérifier si l’hypothèseémise est correcte en comparant lavaleur de la molarité trouvée à cellede la solubilité.

c) La solution obtenue est saurée car elle ne peut pas dissoudre

tout le solide introduit.

d) l’équation de dissociation ionique de KNO3 s’écrit :

KNO3(sd) � K+ + NO3-

Comme la solubilité de KNO3 est égale à 6,4 mol.L-1 on

peut se permettre de dire qu’une mole de KNO3 libère 1

mole d’ions K+ et 1 mole d’ions NO3- par litre de solution.

A la saturation C = Csat = s d’où:

[K+] = = = 6,4 mol.L-1.

[NO3-] = = = 6,4 mol.L-1.

2.

a) Pour calculer la concentration molaire C, après la dilution on

est obligé de supposer que tout le solide introduit va se

dissoudre totalement dans le nouveau volume de la solution.

C = = .

C = = 3,7 mol.L-1. Or la solubilité de KNO3 est

égale à 6,4 mol.L-1 donc C < s l’hypothèse émise est correcte:

tout le solide introduit est dissous et la solution obtenue est

non saturée ;

b) La concentration molaire des ions est:

[K+] = [NO3-] = C = 3,7 mol.L-1.

V

n)K( +

V

n )NO( 3−

14,6

14,6

V

n )KNO( 3

150101.0,4

)KNO(

)KNO(

3

3

MxV

m


43

A une température donnée, la solubilité d’un électrolyte est égale à la concentration

molaire du soluté dans la solution saturée : s = Csat.A une température donnée on peut avoir :

a) une solution non saturée si la concentration du soluté est inférieure à la

solubilité : C < s

b) une solution est saturée si la concentration du soluté est égale à la solubilité :

C = Csat = s.

La solubilité d’un électrolyte dépend de sa nature, de la température et de la nature

du solvant.

Si la solubilité est grande l’électrolyte est dit très soluble, à l’opposé si la solubilité est

faible l’électrolyte est dit peu soluble.

♦

♦

♦

♦


2

44

Verifier ses acquis

1. La concentration molaire d’une solution saturée est appelée …………..................

Elle s’exprime soit en ……...............…. soit en …..................…..................………..

2. Si la concentration molaire C d’une solution est inférieure à la solubilité s, la

solution est dite.......Si sa concentration est égale à la solubilité s elle est dite….....

3. La solubilité d’un électrolyte dépend de la…………, de la ………..et de ...............

A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices

1. Si la solubilité d’un électrolyte est grande, l’électrolyte est :a) très peu soluble ;b) très soluble ;c) insoluble.

2. La solubilité d’un électrolyte : a) dépend de la température ;b) ne dépend pas de la nature du soluté ;c) ne dépend pas de la nature du solvant.

3. Les solubilités du bromure d’ammonium NH4Br à deux températures différentessont : s1= 1260 g.L

-1 à 80°C et s2 = 680 g.L-1 à 10°C.

On abaisse la température du tube à essais contenant une solution saturée de cetélectrolyte en présence de quelques cristaux du même soluté de 100°C à 20°C :

a) il n’apparaît pas dans le tube à essais de nouveaux cristaux de soluté ;b) le refroidissement n’a aucun effet sur la solubilité ;c) la masse du bromure d’ammonium solide présent dans le tube diminue.

B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s).

1. Une solution saturée est une solution où on peut encore dissoudre du soluté.2. Pour une solution non saturée la concentration molaire C est supérieure à la

solubilité s.3. Pour une solution saturée la concentration molaire C est inférieure ou égale à la

solubilité s.

B. II Répondre par vrai ou faux



45

Exercice 1

A 20°C la solubilité du nitrate de sodium NaNO3 dans l'eau est égale à 10,35 mol.L-1.

On introduit 153 g de NaNO3 dans assez d’eau pour obtenir 150 cm3 de solution.

Montrer que la solution obtenue est saturée et qu'il reste un dépôt solide de NaNO3.Chercher la masse du dépôt solide.Ecrire l'équation chimique de la réaction de dissociation ionique du nitrate desodium NaNO3 dans l’eau sachant que NaNO3 est un électrolyte fort.Calculer les concentrations molaires des ions présents dans la solution.

Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont :H = 1 ; Li = 6,9 ; C = 12 ; N = 14 ; O = 16 ; Na = 23, Cl = 35,5 ; Ba = 137 et Pb = 207,2.

UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES

Exercice 2

Soit deux tubes à essais (A) et (B) contenant chacun une solution de sulfate depotassium K2SO4 à la température ambiante. On ajoute dans chaque tube àessais une petite quantité de sulfate de potassium. Au bout d’un certain temps onremarque que le solide disparaît dans le tube à essais (A) et reste au fond du tube (B).Que peut-on dire des solutions contenues dans les tubes à essais (A) et (B) ?Que doit-on faire pour que des cristaux de sulfate de potassium apparaissent dansle tube à essais (A) ?Décrire une expérience permettant de faire disparaître le sulfate de potassiumsolide dans le tube à essais (B).

Exercice 3

A 20°C la solubilité du chlorure de plomb PbCl2 est s = 0,036 mol.L-1.

On introduit 0,556 g de PbCl2 solide dans 100 mL d’eau pure et on agitelonguement.L’électrolyte PbCl2 solide introduit initialement a-t-il été dissous totalement ?Dire si la solution obtenue est saturée ou non.Déterminer les concentrations molaires des ions Pb2+ et des ions Cl- dans la solution.

1.2. 3.

4.

1.2.

3.

1.2. 3.

Exercice 4

On prépare à des températures différentes des solutions d’oxalate d’ammonium(NH4)2C2O4 en dissolvant dans l’eau une masse m de soluté de manière à obtenirchaque fois 100 mL d’une solution saturée. On obtient le tableau de résultats suivants :

2

46


1. Commenter les valeurs de ce tableau.2. Calculer la solubilité de l’oxalate d’ammonium pour chaque température.3. Tracer la courbe de variation de la solubilité avec la température. 4. Déterminer la solubilité de l’oxalate d’ammonium dans l’eau à 26°C.

Température en °C 0 10 20 30 40 50

m(NH4)2C2O4sat en g 2,4 3,2 4,5 6,0 8,2 10,7

UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE

Exercice 6

A 20°C la solubilité de l’hydroxyde de baryum Ba(OH)2 est égale à 0,23 mol.L-1.

1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de l’hydroxyde de

baryum sachant que Ba(OH)2 est un électrolyte fort.

2. Calculer la solubilité de l’hydroxyde de baryum dans l’eau en g.L-1.

3. On introduit à 20°C 3,8 g d’hydroxyde de baryum dans 100 mL d’eau et on agite.

On supposera que le volume reste constant.

a) Dire si la solution (S) est saturée ou non.

b) Calculer les molarités des ions Ba2+ et des ions OH- présents dans la solution (S).

4.La même masse est mise dans 50 mL d’eau. On obtient une solution (S’).

a) Dire si la solution (S’) est saturée ou non.

b) Calculer s’il y a lieu la masse d’électrolyte déposée.

c) Déterminer les molarités des ions Ba2+ et des ions OH- présents dans la

solution (S’).

Exercice 5

A 20°C la solubilité du carbonate de lithium Li2CO3 est égale à 0,18 mol.L-1. On

prépare à 20°C une solution aqueuse (S) en introduisant 3,1g de soluté dans assezd’eau pour obtenir 250 mL de solution.

Calculer la solubilité s20°C de cet électrolyte en g.L-1.

Dire si la solution (S) est saturée ou non. Calculer la concentration molaire C du carbonate de lithium dans cette solution.On chauffe la solution (S) précédente à la température de 40°C. Un dépôt desoluté de masse égale à 0,4 g apparaît.

a) Quel est l’effet de l’élévation de la température sur la solubilité du carbonate de lithium ?

b) Calculer la valeur de la solubilité à 40°C. On notera s40°C cette solubilité.

1.2.3.4.

47

Exercice 7

A 20°C la solubilité de l’hydrogénosulfate de potassium KHSO4 est égale à 514 g.L-1.

On mélange à 20°C 80 mL d’une solution aqueuse (S1) d'hydrogénosulfate depotassium KHSO4 dont la concentration massique C1 est égale à 280 g.L

-1 avec 120 mLd’une solution aqueuse (S2) du même électrolyte de concentration massique C2égale à 400 g.L-1.

Calculer la masse d'hydrogénosulfate de potassium dissoute dans le mélangeobtenu.En déduire la concentration massique de l’hydrogénosulfate de potassium dans lasolution obtenue. La comparer à C1 et à C2. Conclure. Dire si la solution obtenue est saturée ou non.

1.

2.

3.

Exercice 8

On dispose d'un flacon contenant 250 mL de solution de chlorure de sodium deconcentration 40 mmol.L-1

1. Déterminer la masse de chlorure de sodium utilisée pour préparer cette solution.2. Dire comment il faut procéder pour préparer 200 mL d'une solution deconcentration égale à 0,01 mol.L-1 à partir de la solution précédente.

On refroidit la solution (S) à 10°C. On observe l’apparition d’un dépôt solide.

Calculer la masse de solide déposée sachant que la solubilité de l’hydroxyde de

baryum Ba(OH)2 est égale à 0,20 mol.L-1 à 10°C.

5.

2

48

Dans le tableau suivant on donne la solubilité de quelques électrolytes à 25°C.

La photo 1 représente un milieu marin. Les poissons constituent une source nutritiveriche en diiode I2, d’où provient ce corps simple ?

Dans les salines (photo 2) on observe un dépôt de sel. Comment peut-on expliquerla formation du sel solide dans les salines ?

la solubilité des électrolytes dand l’eau

DOCUMENT 1

Elect