Travaux Dirigés Chimie en Solution UPEC L2

L2 Chimie, Sciences de la Vie
parcours Chimie - Biologie
TRAVAUX DIRIGES
de
CHIMIE EN SOLUTION
Modalités relatives à cet enseignement
Cours Magistraux (14 séances de 1,5 h)
Travaux dirigés (14 séances de 1,5 h)
Travaux Pratiques (3 séances de 4 h)
Notation
1
ère
session : CC 35 % - TP 20 % - Examen final 45 %
2
e
session : TP 20 % (note 1
ère
session) - Examen final 80 % (nouvelle épreuve)
Contrôles Continus : ces travaux sont réalisés en binôme
Travail Préparatoire pour chacun des 3 TP + Capsule Vidéo + Compte Rendu de TP à chaque TP.
Règlement concernant les absences
Travaux Pratiques : toute absence à une séance de TP entraîne la note de 0.
Deux absences entraînent la défaillance de l’étudiant(e) à la 1
ère
session et le report de la note 0/20 aux TP
de l’UE pour la 2
e
session.

2
Liste d’ions courants

3
I - Révisions – Équilibres
Exercice 1 :
Les ions "éthylène diamine tétraacétate" (E.D.T.A.) symbolisés par Y4- sont des complexants de nombreux
cations métalliques.
Calculer les valeurs de pY = -log [Y4-] pour les solutions suivantes :
1°) MgY2- 10-2 mol L-1 2°) MgY2- 10-2 mol L-1 + Ca2+ 10-2 mol L-1
3°) Mg2+ 10-2 mol L-1 + MgY2- 10-2 mol L-1 + CaY2- 10-2 mol L-1
Données relatives à la dissociation des complexes : pKd = 8,7 pour MgY2-
pKd = 10,7 pour CaY2-
réponses : pY= 1°) 5,35 2°) 9,7 3°) 8,7
Exercice 2 :
On mélange : Ba2+ 10-2 mol L-1, Fe3+ 10-2 mol L-1 et Y4- 0,5. 10-2 mol L-1.
Les constantes de dissociation sont telles que : pKd = 7,8 pour BaY2- pKd = 25 pour FeY-
1°) Calculer les concentrations des différentes espèces en solution.
2°) Même question avec une concentration initiale de Y4- égale à 1,5. 10-2 mol L-1.
réponses : 1°) [Y4-]=10-25 [BaY2-]=10-19,2 2°) [Y4-]=10-7,8 [Fe3+]=10-19,2 (mol L-1)
Exercice 3 :
En milieu aqueux les ions cyanures CN- peuvent complexer divers cations métalliques, par exemple :
(1) Co(CN)
42- Co2+ + 4 CN- K
1= 10-19
(2) Fe(CN)
63- Fe3+ + 6 CN- K
2= 10-31
1°) Calculer les concentrations d'équilibre des espèces impliquées dans la réaction (1) si l’état initial
contient [Co(CN)42-] = 10-3 mol.L-1 et [CN-] = 2.10-1 mol.L-1.
2°) A une solution contenant l'ion complexe Co(CN)42- dans des conditions où il n'est que peu dissocié,
on ajoute des ions Fe3+. Écrire la réaction qui intervient entre les espèces majoritaires. Exprimer et calculer sa
constante d'équilibre.
Calculer les concentrations d'équilibre de toutes les espèces, si on réalise un mélange tel qu'à l'état initial :
Co(CN)42- = 10-3 mol.L-1 et Fe3+ = 10-3 mol.L-1.
réponses : 1°) a/[Co2+]=6,2.10-20 2°) K=105 [Co(CN)42-]=3,4.10-5 [CN-]=7,6.10-6 (mol L-1)
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II - Acido-basicité, pH
Exercice 1 :
On constitue les solutions respectives suivantes. Établir le bilan pour les espèces majoritaires et calculer le pH
final dans chaque cas.
1°) HCl 3.10-2 mol L-1 + HCN 10-2 mol L-1.
2°) HF 2.10-2 mol L-1 + NaOH 3.10-2 mol L-1 + NaCl 5.10-2 mol L-1.

4
3°) HCN 2.10-2 mol L-1 + KCN 3.10-2 mol L-1 + KF 2.10-2 mol L-1.
Données : HCl, NaOH, KCN, KF, NaCl sont solubles et dissociés HF/F- pKa = 3,5 HCN/CN- pKa = 9
réponses : pH= 1°) 1,52 2°) 12 3°) 9,2
Exercice 2 :
Calculer le pH des solutions ci-dessous :
1°) H2CO3 10-2 mol.L-1 3°) H3PO4 10-4 mol.L-1 5°) K3PO4 10-3 mol.L-1
2°) H2C2O4 4.10-2 mol.L-1 4°) H3PO4 1 mol.L-1
Données : H2CO3/HCO3-- pKa1 = 6,2 HCO3-/CO32- pKa2 = 10,3
H
2C2O4 : 1ère acidité forte HC2O4-/C2O42- pKa = 4,2
H
3PO4/ H2PO4- pKa1=2,2 H2PO4-/HPO42- pKa2=7,2 HPO42-/PO43- pKa3=12,2
réponses : pH= 1°)4,1 2°) 1,4 3°) 4 4°) 1,1 5°) 11
Exercice 3 :
Données : H2CO3/HCO3-- pKa1 = 6,2 HCO3-/CO32- pKa2 = 10,3
On dispose d'un litre d'une solution contenant une base forte à la concentration 5.10-2 mol L-1 et des ions CO32-
à la concentration 2. 10-2 mol L-1. On ajoute un acide fort par quantités croissantes.
1°) Calculer la valeur du pH de la solution initiale.
2°) Écrire les trois réactions qui interviendront successivement.
3°) On arrête l'addition d'acide fort au moment où [HCO3-] = [H2CO3]
a/ Calculer les concentrations d'équilibre de H2CO3, HCO3-, CO32- et H3O+.
b/ L'acide est ajouté sous forme d'une solution d'acide sulfurique (diacide fort) de concentration
4.10-1 mol L-1. Quel volume de cette solution acide doit être additionné à 150 mL de la solution initiale pour
obtenir à l'état final [HCO3-] = [H2CO3] ?
réponses : 1°) pH=12,7 3°) a/ [H3O+]=6,3.10-7 b/ V=15 mL.
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III - Équilibres de précipitation
Exercice 1
Calculer les valeurs de pAg = -log[Ag+] pour les solutions suivantes :
1°) solutions saturées respectivement de AgCl sol, ou Ag2CrO4 sol.
2°) Ag2CrO4 sol à saturation et CrO42- 10-2 mol L-1.
3°) AgCN sol à saturation et CN- 10-2 mol L-1. Écrire la réaction qui se produit. Calculer sa constante puis pAg.
On dispose des constantes de solubilité : AgCl sol 10-9,6 Ag2CrO4 sol 10-12 AgCN sol 10-16
et de la constante de dissociation de Ag(CN)2- : 10-20,8 Ag(CN)2- Ag+ + 2 CN-
réponses : pAg= 1°) 4,8 ; 3,9 2°) 5 3°) 9,2

5
Exercice 2 :
Données:
BaSO3 sol Ba2+ + SO32- Ks1= 10-8
BaSO4 sol Ba2+ + SO42-- Ks2= 10-10
HSO
3- / SO32- pKa= 7
Dans un litre d'eau, on introduit 5.10-2 mole de BaSO3 sol. Écrire les réactions entre espèces majoritaires,
exprimer et calculer les constantes correspondantes, calculer les concentrations d'équilibre quand, à la solution
précédente, on ajoute :
soit 1°) 2.10-2 mole de K2SO4 (soluble et dissocié)
soit 2°) 8.10-3 mole d’acide chlorhydrique (acide fort).
réponses : 1°) [SO42-]=2.10-4 [Ba2+]=5.10-7 2°) [H+]=6,4.10-4 [SO32-]=1,25.10-6
Exercice 3 :
L'hydroxyde de plomb et le carbonate de plomb sont des composés peu solubles tels que :
Pb(OH)2 sol Ks1= 5.10-16 et PbCO3 sol Ks2= 5.10-14
1°) On introduit 2.10-3 mole de Pb(OH)2 sol dans un litre d'une solution tamponnée :
a/ soit à pH = 11 b/ soit à pH = 7
Calculer la concentration finale en Pb2+ dans chaque cas.
2°) Dans un litre d'eau on ajoute : 10-2 mole de OH- plus 2.10-2 mole de CO32- plus 10-3 mole de Pb2+.
Quel(s) précipité(s) va (vont) apparaître, et en quelle(s) quantité(s) ?
Quelle sera la concentration d'équilibre en Pb2+ ?
réponses : 1°) [Pb2+]= 5.10-10 et 2.10-3mol L-1 2°) [Pb2+]= 2,6.10-12 mol L-1
Exercice 4 :
Données : Ag2CO3 sol Ks = 10-11 H2CO3/HCO3- pKa = 6,3 HCO3-/CO32- pKa = 10,3
1°) Établir le diagramme de prédominance des espèces acido-basiques dérivant de l'acide carbonique.
2°) Dans un litre d'eau, on ajoute 10-3 mole de Ag2CO3 sol et on fait varier le pH de la solution. On note s
la solubilité de Ag2CO3 sol.
a/ Dans quel domaine de pH la concentration en ions Ag+ sera-t-elle indépendante de la valeur du
pH ? En déduire la valeur du log(s) ?
b/ Tracer le graphe log(s) en fonction du pH.
c/ On veut se placer au point exact où se dissout le dernier grain de carbonate d'argent. Quelle
valeur du pH permet de réaliser cette situation ? Quelle doit être la concentration en ions CO32- à ce moment ?
réponses : 2°) a/ pH>11,3 c/ pH=7,7
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