Énoncés des exercices
119
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit
5.1* Concentration molaire et électroneutralité d’une solution ionique
On constitue deux solutions de 100 mL chacune, par dissolution de :
a) 0,111 g de chlorure de calcium anhydre,
b) 58,5 mg de perchlorate d’aluminium nonahydraté (cristallisé avec 9 H 2 O).
Calculer pour chacune d’elles, la concentration molaire du sel et celle de ses ions constitutifs.
Contrôler l’électroneutralité de ces solutions.
5.2* Préparation d’une solution, incertitudes et erreurs
Un expérimentateur doit préparer 50 mL d’une solution aqueuse de nitrate d’argent à
5.10
–2 g.mL –1 . Il dispose de nitrate d’argent commercial solide à 99,998 %, d’eau purifiée au
laboratoire, d’une fiole jaugée de 50 ± 0,05 mL et d’une balance précise au mg dans la plage de
pesée de 1 à 100 g.
a) Expliquer le mode opératoire à suivre ; calculer les incertitudes relative et absolue sur la
concentration massique de la solution ainsi constituée.
b) Calculer la concentration molaire de cette solution. Le calcul sera effectué en arrondissant la
masse molaire du nitrate d’argent à 170 g.mol
–1 . Déterminer ensuite l’incertitude qui résulte
de l’utilisation de cette valeur arrondie au lieu de la valeur plus précise de 169,88 g.mol
–1 ,
puis calculer les incertitudes relative et absolue sur la concentration molaire de la solution.
5.3** Constitution d’une solution acide diluée à partir de l’acide concentré
On dispose d’une solution d’acide nitrique commercial à 70 %. Elle sera utilisée pour constituer
les solutions diluées des questions suivantes.
a) Comment procéder pour constituer 200 mL d’une solution de concentration 0,15 mol.L
–1 en
acide nitrique ?
b) Comment procéder pour constituer 200 g d’une solution de molalité 0,15 mol.kg –1 en acide
nitrique ?
c) Mêmes questions pour constituer respectivement 200 mL d’acide nitrique à 1,5.10 –4 mol.L –1 ,
et 200 g d’acide nitrique de molalité 1,5.10
–4 mol.kg –1 .
5.4* Mélanges de solutions ioniques
Les questions a) et b) sont indépendantes. Pour chacune des questions, les volumes seront
supposés additifs.
a) On mélange volume à volume deux solutions, contenant respectivement 1 mol.L
–1 de sulfate
de fer (III) et 0,1 mol.L
–1 de perchlorate de magnésium. Calculer la concentration de chaque
ion dans la solution finale. Vérifier l’électroneutralité de la solution.
Précision. La solution est suffisamment acidifiée pour que l’hydroxyde de fer (III) ne précipite
pas. Les ions provenant de l’acide ajouté ne seront pas pris en considération.
b) Quels volumes de solutions contenant respectivement 0,5 et 0,1 mol.L –1 de chlorure de
sodium doit-on mélanger pour obtenir 2 L d’une solution de NaCl à 0,2 mol.L
–1 ?
119
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit
5.1* Concentration molaire et électroneutralité d’une solution ionique
On constitue deux solutions de 100 mL chacune, par dissolution de :
a) 0,111 g de chlorure de calcium anhydre,
b) 58,5 mg de perchlorate d’aluminium nonahydraté (cristallisé avec 9 H 2 O).
Calculer pour chacune d’elles, la concentration molaire du sel et celle de ses ions constitutifs.
Contrôler l’électroneutralité de ces solutions.
5.2* Préparation d’une solution, incertitudes et erreurs
Un expérimentateur doit préparer 50 mL d’une solution aqueuse de nitrate d’argent à
5.10
–2 g.mL –1 . Il dispose de nitrate d’argent commercial solide à 99,998 %, d’eau purifiée au
laboratoire, d’une fiole jaugée de 50 ± 0,05 mL et d’une balance précise au mg dans la plage de
pesée de 1 à 100 g.
a) Expliquer le mode opératoire à suivre ; calculer les incertitudes relative et absolue sur la
concentration massique de la solution ainsi constituée.
b) Calculer la concentration molaire de cette solution. Le calcul sera effectué en arrondissant la
masse molaire du nitrate d’argent à 170 g.mol
–1 . Déterminer ensuite l’incertitude qui résulte
de l’utilisation de cette valeur arrondie au lieu de la valeur plus précise de 169,88 g.mol
–1 ,
puis calculer les incertitudes relative et absolue sur la concentration molaire de la solution.
5.3** Constitution d’une solution acide diluée à partir de l’acide concentré
On dispose d’une solution d’acide nitrique commercial à 70 %. Elle sera utilisée pour constituer
les solutions diluées des questions suivantes.
a) Comment procéder pour constituer 200 mL d’une solution de concentration 0,15 mol.L
–1 en
acide nitrique ?
b) Comment procéder pour constituer 200 g d’une solution de molalité 0,15 mol.kg –1 en acide
nitrique ?
c) Mêmes questions pour constituer respectivement 200 mL d’acide nitrique à 1,5.10 –4 mol.L –1 ,
et 200 g d’acide nitrique de molalité 1,5.10
–4 mol.kg –1 .
5.4* Mélanges de solutions ioniques
Les questions a) et b) sont indépendantes. Pour chacune des questions, les volumes seront
supposés additifs.
a) On mélange volume à volume deux solutions, contenant respectivement 1 mol.L
–1 de sulfate
de fer (III) et 0,1 mol.L
–1 de perchlorate de magnésium. Calculer la concentration de chaque
ion dans la solution finale. Vérifier l’électroneutralité de la solution.
Précision. La solution est suffisamment acidifiée pour que l’hydroxyde de fer (III) ne précipite
pas. Les ions provenant de l’acide ajouté ne seront pas pris en considération.
b) Quels volumes de solutions contenant respectivement 0,5 et 0,1 mol.L –1 de chlorure de
sodium doit-on mélanger pour obtenir 2 L d’une solution de NaCl à 0,2 mol.L
–1 ?