Autoprotolyse de l'eau, pH d'une solution aqueuse

Terminale S, C et D : Chimie, solutions aqueuses TD 1 : Autoprotolyse de l'eau, pH d'une solution aqueuse et indicateurs colorés Younoussa DIAKITE, Professeur agrégé de Sciences Physiques Sauf indication contraire, on se place toujours à $25\,^\circ\mathrm{C}$ Sommaire Exercice 1 : Dilution et produit ionique Exercice 2 : Acide chlorhydrique et méthylamine Exercice 3 : Solutions de sels et mélange Exercice 4 : Préparation d'une solution multi-ions Exercice 5 : Produit ionique à $80\,^\circ\mathrm{C}$ Exercice 6 : Solutions commerciales et protocoles Exercice 1 1. Dilutions successives Une solution $S_1$ possède une concentration $c_1=0{,}10\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. On prélève $50\,\mathrm{mL}$ de $S_1$ auxquels on ajoute $450\,\mathrm{mL}$ d'eau distillée. On obtient une solution $S_2$. On dilue $25$ fois la solution $S_2$. On obtient une solution $S_3$ de concentration $C_3$. Déterminer les concentrations $C_2$ et $C_3$ des solutions diluées. 2. Produit ionique et pH À $25\,^\circ\mathrm{C}$, une solution $S$ est telle que : $$ \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{OH^-}]}=6{,}15\times 10^{2} $$ Calculer les concentrations molaires des ions hydronium $\mathrm{H_3O^+}$ et hydroxyde $\mathrm{OH^-}$. Calculer le pH de la solution $S$. 3. Salive à $37\,^\circ\mathrm{C}$ À $37\,^\circ\mathrm{C}$, le produit ionique de l'eau pure est tel que $\mathrm{p}K_e=13{,}6$. La salive a un pH de $6{,}85$ à $37\,^\circ\mathrm{C}$. Est-elle acide, basique ou neutre ? ↑ Retour au sommaire Exercice 2 1. Dilution d'une solution d'acide chlorhydrique Une solution d'acide chlorhydrique a un $\mathrm{pH}=2{,}4$. Dans un volume $V_1=10\,\mathrm{cm^3}$ de cette solution chlorhydrique, on ajoute un volume $V_2=5\,\mathrm{cm^3}$ d'eau pure. Quel est le pH final ? Quel volume d'eau $V$ faudrait-il verser dans un volume $V_1=10\,\mathrm{cm^3}$ de la solution initiale pour que le pH augmente de $1$ unité ? 2. Solution de méthylamine On dispose d'une solution aqueuse de méthylamine de concentration molaire $C=10^{-2}\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et de $\mathrm{pH}=11{,}3$. Faire l'inventaire des espèces en solution et calculer leurs concentrations. Calculer le coefficient d'ionisation $\alpha$ de la méthylamine dans cette solution. La méthylamine est-elle un électrolyte fort ? Justifier. ↑ Retour au sommaire Exercice 3 1. Éthanoate de sodium Une solution aqueuse d'éthanoate de sodium de concentration $C=0{,}10\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ a un $\mathrm{pH}$ égal à $8{,}9$. Faire l'inventaire et calculer les concentrations molaires des espèces chimiques en solution. 2. Chlorure d'ammonium Une solution aqueuse de chlorure d'ammonium $\mathrm{NH_4Cl}$ de concentration molaire $C=0{,}10\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ a un $\mathrm{pH}$ égal à $5{,}1$. Faire l'inventaire des espèces chimiques en solution. Déterminer leurs concentrations. 3. Mélange $\mathrm{NH_4Cl}$ / $\mathrm{NH_3}$ On mélange $10{,}0\,\mathrm{mL}$ de solution aqueuse de chlorure d'ammonium $1{,}0\times 10^{-2}\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et $20{,}0\,\mathrm{mL}$ d'une solution aqueuse d'ammoniac $2{,}0\times 10^{-2}\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. Le pH de la solution obtenue est $9{,}85$. Calculer les concentrations molaires des différentes espèces chimiques en solution. Les classer en majoritaires, minoritaires et ultra-minoritaires. ↑ Retour au sommaire Exercice 4 On dispose d'une solution de nitrate de potassium $\mathrm{KNO_3}$ à $C_1=0{,}5\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, d'une solution de nitrate de calcium $\mathrm{Ca(NO_3)_2}$ à $C_2=0{,}8\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, d'une solution de chlorure de potassium $\mathrm{KCl}$ à $C_3=1\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et de chlorure de magnésium cristallisé, de formule $\mathrm{MgCl_2\cdot 6H_2O}$. On souhaite préparer un litre de solution contenant les ions $\mathrm{Mg^{2+}}$, $\mathrm{Ca^{2+}}$, $\mathrm{K^+}$, $\mathrm{NO_3^-}$ et $\mathrm{Cl^-}$ tels que : $$ \begin{aligned} [\mathrm{Mg^{2+}}]&=0{,}2\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}\ ;\quad [\mathrm{NO_3^-}]=0{,}25\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}\ ;\\ [\mathrm{Ca^{2+}}]&=0{,}1\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}\ ;\quad [\mathrm{K^+}]=0{,}25\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}. \end{aligned} $$ Déterminer les volumes des solutions et la masse de solide à mélanger pour préparer cette solution, que l'on complète à $1\,\mathrm{L}$ avec de l'eau distillée. Calculer directement la concentration $[\mathrm{Cl^-}]$. Vérifier l'électroneutralité de la solution. ↑ Retour au sommaire Exercice 5 À $80\,^\circ\mathrm{C}$, $K_e=2{,}5\times 10^{-13}$. Une solution aqueuse a, à cette température, un $\mathrm{pH}=6{,}5$. Est-elle acide ou basique ? $200\,\mathrm{mL}$ d'une solution aqueuse contient $1{,}0\times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ d'ions hydroxyde. Quel est son pH à $80\,^\circ\mathrm{C}$ ? Le pH d'une solution aqueuse est $4{,}7$ à $80\,^\circ\mathrm{C}$. En déduire sa concentration molaire en ions hydroxydes. $K_e$ augmente lorsque la température augmente. Dans le corps humain à $37\,^\circ\mathrm{C}$, le sang a un $\mathrm{pH}\approx 7{,}4$. Le sang est-il un liquide acide ou basique ? ↑ Retour au sommaire Exercice 6 1. Solution commerciale d'acide chlorhydrique On dispose d'une solution commerciale titrant $30\,\%$ en masse, de densité $d=1{,}22$ et dénommée solution d'acide chlorhydrique. Calculer la concentration molaire $C_0$ de la solution commerciale. Quel volume de la solution commerciale faut-il utiliser pour préparer un litre d'une solution $S_1$ d'acide chlorhydrique de concentration molaire $C_1=10^{-2}\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. Décrire le protocole expérimental. 2. Préparation d'une solution d'hydroxyde de sodium On souhaite préparer $500\,\mathrm{mL}$ d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration molaire $0{,}2\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. Calculer la masse de soude nécessaire. Décrire le protocole expérimental. ↑ Retour au sommaire TD 1 : Autoprotolyse de l'eau, pH d'une solution aqueuse et indicateurs colorés Younoussa DIAKITE/PA, 2026/2027