Expressions de la concentration d'une solution, densité, force ionique, préparation d'une solution

Expressions de la concentration d’une solution, densité, force ionique, préparation d’une solution

1. 150 mL d’une solution de NaCl sont évaporés à sec. Le résidu obtenu pèse 27,9 g. Quelle était la

concentration initiale en NaCl en g.L-1, mol.L-1 et % (m/v) ?

2. Comment préparer : a) 0,25 dm3 de NaCl(aq) à 0,9 % (m/v) ? b) 500 cm3 de diméthylformamide(aq) à

8 % (v/v) ? c) 200 mL de KCl(aq) 3M ? d) 1L de MgCl2(aq) 50 mM à partir d’une part de MgCl2 anhydre

et d’autre part de MgCl2 hydraté (MgCl2, 6H2O) ?

3. Une méthode permet de détecter 50 pg d’ions Na+ dans un volume d’échantillon de 1 cm3. Quelle

est la quantité (en g et en mol) et la concentration molaire d’ions détectées ?

4. Quelle est la molarité des ions K+ dans une solution aqueuse qui contient 63,3 ppm de K3Fe(CN)6 ?

( M = 329,2 g.mol-1 )

5. On mélange 20 mL d’une solution aqueuse 0,1 M en NaCl et 30 mL d’une solution aqueuse 0,3 M

en CaCl2.

Quelles sont les concentrations de chacun des ions présents dans la solution obtenue ?

6. Quelle est la densité du chloroforme sachant que 25 mL de ce composé pèsent 37,25 g ?

7. Quel volume représentent 15g d’éthanol sachant que sa masse volumique est de 0,789 g.cm-3 ?

8. La densité d’un mélange composé de 50 % en masse d’éthanol (C2H5OH) et d’eau est d = 0,910.

Quelle est la molarité en alcool de cette solution ?

9. L’acide sulfurique (H2SO4) concentré est à 95 % en poids d’acide et a une masse volumique de 1,84

g.cm-3. Calculer sa molarité.

10. Comment préparer 100 mL d’une solution d’acide chlorhydrique 0,5M à partir d’une solution

concentrée d’HCl à 35,2 % en masse, de densité d = 1,174 ?

11. Quel volume d’eau faut-il ajouter à 200 mL d’une solution d’HCl 0,5 M pour obtenir une solution

0,08 M ?

12. On mélange 0,3 L d’une solution d’ acide chlorhydrique HCl 0,8 M et 0,1L d’une solution d’ HCl

1,2 M. Quelles sont la molarité et la concentration massique de la solution obtenue ?

13. On dispose de deux solutions d’acide phosphorique H3PO4. L’une A contient 73,5 g.L-1 d’acide,

l’autre B est 0,3 M.

Quel volume de chacune d’elles faut-il mélanger pour obtenir 0,5 L de solution 0,6 M ?

14. Calculer la force ionique des solutions suivantes : K2SO4 0,4 M, CaCl2 0,05 M, NaCl 11,7 g.L-1

sachant que la dissociation de ces sels dans l’eau est totale. L’addition d’urée (H2N-CO-NH2) modifiet-

elle la force ionique d’une solution ?

15. Quelle est la force ionique d’une solution qui est 0,05 M en KNO3 et 0,1M en Na2SO4 ?

Masses Atomiques : H = 1 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19 Na = 23 Mg = 24

( en g.mol-1 ) P = 31 S = 32 Cl = 35.5 K = 39 Ca = 40

Acides – Bases (1)

Ex. 1

Une solution d’acide benzoïque 6 5 2 C H CO H de concentration 1,0 mol.L-1 a le même pH

qu’une solution d’acide chlorhydrique HCl de concentration 8,0.10-3 mol.L-1.

a) Calculer le pH.

b) Calculer la constante d’acidité de l’acide benzoïque.

Ex. 2

On dissout 6 grammes d'acide éthanoïque pur dans un litre d'eau.

1) Calculer :

a - la concentration molaire de H3O+, CH3COO- , CH3COOH et OHb

- le pH de la solution

2) On ajoute 9 litres d'eau à la solution précédente. Calculer :

a - les nouvelles concentrations molaires de H3O+, CH3COO- et CH3COOH de la solution.

b - le pH de cette nouvelle solution

c - comparer la variation de pH obtenue quand on dilue 10 fois un acide faible à celle que

l’on obtient quand on dilue 10 fois un acide fort.

3) Pour les deux solutions précédentes, calculer le coefficient de dissociation (ou d’ionisation)

α de l'acide. Conclusion.

On donne : Ka (CH3COOH / CH3COO- ) = 1,8.10-5

Ex. 3

On dispose de 500 mL d'une solution (A) d'acide acétique CH3COOH à 0,15 mol.L-1.

a) Calculer le pH de la solution A.

On dissout totalement 0,5 g de soude, NaOH, dans les 500 mL de la solution (A).

b) Ecrire la réaction qui se produit.

c) Calculer la nouvelle valeur du pH.

Données : pKa(CH3COOH / CH3COO-) = 4,8

Masses molaires : Na = 23 g.mol-1; O = 16 g.mol-1; H = 1 g.mol-1

Ex. 4

Le

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