Chapitre 5 • Solutions aqueuses de composés ioniques
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5.5* Dilutions
Les questions a) et b) sont indépendantes.
a) (i) Quelle masse de thiosulfate de sodium pentahydraté (Na 2 S 2 O 3 • 5 H 2 O) doit-on peser
pour constituer 250 mL d’une solution à 0,1 mol.L
–1 ?
(ii) Quel volume de la solution à 0,1 mol.L –1 doit-on diluer dans 500 mL pour obtenir une
solution à 5.10
–3 mol.L –1 ?
b) On dispose des éléments suivants :
– une solution de sulfate de potassium à 0,05 mol.L –1 ,
– des fioles jaugées de 100, 200 et 500 mL,
– des pipettes jaugées en verre de 5, 10 et 20 mL.
Quelle fiole et quelle pipette doit-on utiliser pour constituer par dilution une solution où la
concentration des ions potassium est 10 –3 mol.L –1 ?
5.6* Conductivité d’une solution ionique
Une solution aqueuse, exempte de dioxyde de carbone dissous, contient du chlorure de baryum à
la concentration 5.10
–5 mol.L –1 et du chlorure de potassium à la concentration 10 –4 mol.L –1 .
a) Calculer la résistance et la conductance de cette solution mesurées avec une cellule de
constante 1,15 cm. On négligera les ions H 3 O + et OH – provenant de l’autoionisation de l’eau.
b) Quelle erreur sur la conductivité commet-on en négligeant la contribution des ions H 3 O + et
OH
– à la conductivité totale ? Conclure.
Données. λ 0 (Cl – ) = 76,35 S.cm 2 .mol –1 ; λ 0 (1/2 Ba 2+ ) = 63,63 S.cm 2 .mol –1 ;
λ 0 (K + ) = 73,48 S.cm 2 .mol –1 ; λ 0 (H 3 O + ) = 349,8 S.cm 2 .mol –1 ;
λ
0
(OH
– ) = 198,3 S.cm
2 .mol
–1
.
5.7** Variation de la conductivité avec la concentration ionique
Le tableau ci-dessous donne la conductivité molaire du chlorure de sodium en fonction de sa
concentration.
Étudiant la conductivité d’électrolytes forts, le chimiste allemand Kohlrausch (1840 – 1910) a
montré empiriquement qu’en solution pas trop concentrée la conductivité molaire variait avec la
racine carrée de la concentration c selon la loi :
c NaCl (mol.L
–1 )
1
0,1
0,01
0,005
0,001
5.10
–4
dilution
infinie
Λ (mS.m
2 .mol
–1 )
8,58
10,67
11,84
12,06
12,37
12,44
12,645
Λ = Λ
0
− B c
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5.5* Dilutions
Les questions a) et b) sont indépendantes.
a) (i) Quelle masse de thiosulfate de sodium pentahydraté (Na 2 S 2 O 3 • 5 H 2 O) doit-on peser
pour constituer 250 mL d’une solution à 0,1 mol.L
–1 ?
(ii) Quel volume de la solution à 0,1 mol.L –1 doit-on diluer dans 500 mL pour obtenir une
solution à 5.10
–3 mol.L –1 ?
b) On dispose des éléments suivants :
– une solution de sulfate de potassium à 0,05 mol.L –1 ,
– des fioles jaugées de 100, 200 et 500 mL,
– des pipettes jaugées en verre de 5, 10 et 20 mL.
Quelle fiole et quelle pipette doit-on utiliser pour constituer par dilution une solution où la
concentration des ions potassium est 10 –3 mol.L –1 ?
5.6* Conductivité d’une solution ionique
Une solution aqueuse, exempte de dioxyde de carbone dissous, contient du chlorure de baryum à
la concentration 5.10
–5 mol.L –1 et du chlorure de potassium à la concentration 10 –4 mol.L –1 .
a) Calculer la résistance et la conductance de cette solution mesurées avec une cellule de
constante 1,15 cm. On négligera les ions H 3 O + et OH – provenant de l’autoionisation de l’eau.
b) Quelle erreur sur la conductivité commet-on en négligeant la contribution des ions H 3 O + et
OH
– à la conductivité totale ? Conclure.
Données. λ 0 (Cl – ) = 76,35 S.cm 2 .mol –1 ; λ 0 (1/2 Ba 2+ ) = 63,63 S.cm 2 .mol –1 ;
λ 0 (K + ) = 73,48 S.cm 2 .mol –1 ; λ 0 (H 3 O + ) = 349,8 S.cm 2 .mol –1 ;
λ
0
(OH
– ) = 198,3 S.cm
2 .mol
–1
.
5.7** Variation de la conductivité avec la concentration ionique
Le tableau ci-dessous donne la conductivité molaire du chlorure de sodium en fonction de sa
concentration.
Étudiant la conductivité d’électrolytes forts, le chimiste allemand Kohlrausch (1840 – 1910) a
montré empiriquement qu’en solution pas trop concentrée la conductivité molaire variait avec la
racine carrée de la concentration c selon la loi :
c NaCl (mol.L
–1 )
1
0,1
0,01
0,005
0,001
5.10
–4
dilution
infinie
Λ (mS.m
2 .mol
–1 )
8,58
10,67
11,84
12,06
12,37
12,44
12,645
Λ = Λ
0
− B c