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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 495 — #503
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Exercices
S’ENTRAÎNER
8.2 Influence de la complexation sur la solubilité (#)
Les ions magnésium Mg 2+ forment un complexe soluble [MgY] 2– avec l’ion éthylènediaminetétraacétate noté Y 4− de constante de formation β = 10 8,8 . Le produit de solubilité
K s de l’hydroxyde de magnésium Mg(OH) 2 (s) est pris égal à K s = 10 −10,6 . On introduit
1,0.10 −2 mol d’hydroxyde de magnésium solide dans 100 mL d’eau. On ajoute ensuite progressivement une solution très concentrée de Na 4 Y , sel entièrement dissocié en ions. On
observe la solubilisation totale du précipité. Dans cet exercice, on ne prend pas en compte les
propriétés acido-basiques de l’ion Y 4− .
1. Donner l’équation-bilan de la réaction de dissolution de ce précipité. Calculer la constante
d’équilibre associée à cette réaction.
2. Quelle quantité minimum en ions éthylènediaminetétraacétate a-t-on introduit pour observer la disparition du solide ?
8.3 Précipitation sélective des hydroxydes (CCP) (#)
On souhaite préparer les ions cobalt(II) Co
2+ et magnésium Mg 2+ en réalisant une précipitation sélective des hydroxydes métalliques.
1. Lorsqu’on dissout dans l’eau de l’hydroxyde de magnésium(II) Mg(OH) 2 (s) jusqu’à saturation, la solution possède un pH égal à 10,5. Montrer que le produit de solubilité de l’hydroxyde de magnésium(II) est égal à K s2 = 10 −10,8 . On dispose d’une solution contenant
initialement des ions cobalt(II) Co
2+ à la concentration c 0 = 10 −2 mol·L −1 et des ions magnésium(II) Mg 2+ à la même concentration c 0 . On souhaite précipiter plus de 99 % du cobalt
sans précipiter plus de 1 % du magnésium.
2. Calculer la concentration en ions cobalt(II) restant en solution si 99 % du cobalt précipite sous forme d’hydroxyde de cobalt Co(OH) 2 (s). En déduire la concentration en ions
hydroxyde HO
– et le pH de la solution pour que 99 % du cobalt précipite.
3. Calculer la concentration en ions magnésium(II) restant en solution si 1 % du magnésium
précipite sous forme d’hydroxyde de magnésium Mg(OH) 2 (s). En déduire la concentration
en ions hydroxyde HO
– et le pH de la solution pour que 1 % du magnésium précipite.
4. Montrer qu’il existe une zone de pH que l’on précisera, où il est possible de précipiter plus
de 99 % du cobalt sans précipiter plus de 1 % du magnésium.
Données à T = 298 K : K s1 (Co(OH) 2 (s)) = 10 −14,8 (produit de solubilité de l’hydroxyde de
cobalt(II)) K e = 10 −14 (produit ionique de l’eau).
8.4 Titrage d’un mélange d’acide nitrique et de nitrate de cuivre(II) (CCP) (#)
On réalise le titrage pHmétrique de V 0 = 10 mL d’une solution d’acide nitrique (H 3 O
+ +NO
–
3 ),
acide fort, et de nitrate de cuivre(II) (Cu
2+ +2 NO
–
3 ) par de la soude (Na + +HO
– ) à la concentration c = 0,10 mol·L −1 . La courbe de titrage est visualisée page suivante.
1. En analysant la solution, écrire les équations bilans des deux réactions qui ont lieu au
cours de ce titrage et calculer leur constante d’équilibre.
2. Quel est l’ordre de réalisation des deux réactions précédentes ? Justifier.
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S’ENTRAÎNER
8.2 Influence de la complexation sur la solubilité (#)
Les ions magnésium Mg 2+ forment un complexe soluble [MgY] 2– avec l’ion éthylènediaminetétraacétate noté Y 4− de constante de formation β = 10 8,8 . Le produit de solubilité
K s de l’hydroxyde de magnésium Mg(OH) 2 (s) est pris égal à K s = 10 −10,6 . On introduit
1,0.10 −2 mol d’hydroxyde de magnésium solide dans 100 mL d’eau. On ajoute ensuite progressivement une solution très concentrée de Na 4 Y , sel entièrement dissocié en ions. On
observe la solubilisation totale du précipité. Dans cet exercice, on ne prend pas en compte les
propriétés acido-basiques de l’ion Y 4− .
1. Donner l’équation-bilan de la réaction de dissolution de ce précipité. Calculer la constante
d’équilibre associée à cette réaction.
2. Quelle quantité minimum en ions éthylènediaminetétraacétate a-t-on introduit pour observer la disparition du solide ?
8.3 Précipitation sélective des hydroxydes (CCP) (#)
On souhaite préparer les ions cobalt(II) Co
2+ et magnésium Mg 2+ en réalisant une précipitation sélective des hydroxydes métalliques.
1. Lorsqu’on dissout dans l’eau de l’hydroxyde de magnésium(II) Mg(OH) 2 (s) jusqu’à saturation, la solution possède un pH égal à 10,5. Montrer que le produit de solubilité de l’hydroxyde de magnésium(II) est égal à K s2 = 10 −10,8 . On dispose d’une solution contenant
initialement des ions cobalt(II) Co
2+ à la concentration c 0 = 10 −2 mol·L −1 et des ions magnésium(II) Mg 2+ à la même concentration c 0 . On souhaite précipiter plus de 99 % du cobalt
sans précipiter plus de 1 % du magnésium.
2. Calculer la concentration en ions cobalt(II) restant en solution si 99 % du cobalt précipite sous forme d’hydroxyde de cobalt Co(OH) 2 (s). En déduire la concentration en ions
hydroxyde HO
– et le pH de la solution pour que 99 % du cobalt précipite.
3. Calculer la concentration en ions magnésium(II) restant en solution si 1 % du magnésium
précipite sous forme d’hydroxyde de magnésium Mg(OH) 2 (s). En déduire la concentration
en ions hydroxyde HO
– et le pH de la solution pour que 1 % du magnésium précipite.
4. Montrer qu’il existe une zone de pH que l’on précisera, où il est possible de précipiter plus
de 99 % du cobalt sans précipiter plus de 1 % du magnésium.
Données à T = 298 K : K s1 (Co(OH) 2 (s)) = 10 −14,8 (produit de solubilité de l’hydroxyde de
cobalt(II)) K e = 10 −14 (produit ionique de l’eau).
8.4 Titrage d’un mélange d’acide nitrique et de nitrate de cuivre(II) (CCP) (#)
On réalise le titrage pHmétrique de V 0 = 10 mL d’une solution d’acide nitrique (H 3 O
+ +NO
–
3 ),
acide fort, et de nitrate de cuivre(II) (Cu
2+ +2 NO
–
3 ) par de la soude (Na + +HO
– ) à la concentration c = 0,10 mol·L −1 . La courbe de titrage est visualisée page suivante.
1. En analysant la solution, écrire les équations bilans des deux réactions qui ont lieu au
cours de ce titrage et calculer leur constante d’équilibre.
2. Quel est l’ordre de réalisation des deux réactions précédentes ? Justifier.
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