CHIMIE

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Solubilité du nitrite d’argent AgNO2
Le produit de solubilité du nitrite d’argent est de 7,2 . 10 –4 .
1 •Calculer la solubilité de ce sel dans l’eau pure :
a. en négligeant le caractère basique de NO – 2 ;
b. en tenant compte de ce caractère, sachant que HNO 2 est
un acide faible de pK A = 3,3. Conclure.
2 • Déterminer la solubilité de AgNO 2 dans une solution de
nitrate d’argent à c = 0,12 mol . L –1 .
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Acétate d’argent
1 • Calculer les concentrations et le pH dans une solution
saturée en acétate d’argent AgCH 3COO.
2 • À V = 100 mL de cette solution, on ajoute une quantité
n = 0,10 mol d’acétate de sodium solide. Déterminer la masse
d’acétate d’argent alors précipitée.
Données :
pK s (AgCH 3COO) = 2,60 ;
pK A (CH 3COOH / CH 3COO – ) = 4,75 .
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Solubilités du sulfate de baryum
Calculer et comparer les solubilités du sulfate de baryum dans :
a. l’eau ;
b. une solution à 1,0 mol . L –1 d’acide chlorhydrique ;
c. une solution à 1,0 mol . L –1 de soude ;
d. une solution à 1,0 mol . L –1 d’acide acétique.
Données : pKs (BaSO4) = 10 ;
pK1 = pKA (HSO – 4 / SO 2–
4 ) = 2,0 ;
pK2 = pKA (CH3COOH /CH3COO – ) = 4,8 .
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Fluorine CaF 2
1 • Établir la relation reliant la solubilité s du fluorure de
calcium, son produit de solubilité K s , la constante K A d’acidité
de l’acide fluorhydrique HF et la concentration h en ions
H 3O + dans la solution.
2 • La solubilité du fluorure de calcium vaut respectivement
6,3 . 10 –3 mol . L –1 à pH = 1,0 et 2,0 . 10 –4 mol . L –1
àpH=6,0 .
En déduire les valeurs de K s et K A .
3 • Tracer la courbe log s = f (pH).
SOS : Procédés aux approximations habituelles pour linéariser
log s = f(pH) ; revoir l’application 4.
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Solubilité de l’hydroxyde de zinc
On introduit n = 1,0 . 10 –2 mol de Zn(OH) 2 dans 1,00 L
d’eau. Étudier la solubilité de l’hydroxyde de zinc en fonction
du pH.
Données :
pK s (Zn(OH) 2) = 16,4 ;
log b ([Zn(OH) 4] 2– ) = 15,4 .
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*Solubilité de l’hydroxyde
de magnésium
1 • Soit s la solubilité de l’hydroxyde de magnésium ;
établir la relation log(s) = f (pH) pour une solution saturée
en Mg(OH) 2 . Calculer s pour pH = 8,0 et 11,0.
2 • On fait varier, par addition de soude concentrée, le pH
d’une solution de chlorure de magnésium à c = 0,20 mol . L –1 .
Déterminer le pH de début de précipitation.
3 • Dans 1,00 L d’une solution aqueuse de chlorure de magnésium
à c = 0,20 mol . L –1 et de chlorure d’ammonium à
c' = 1,0 mol . L –1 , on fait barboter de l’ammoniac, sans
variation appréciable du volume de la solution.
Déterminer la quantité d’ammoniac qu’il faut introduire dans
la solution pour que l’hydroxyde de magnésium commence
à précipiter.
Données :
pK s (Mg(OH) 2) = 11 ; pK A (NH + 4 / NH 3) = 9,2
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Équilibres de précipitation
Utilisation des acquis
*Précipitations, complexation, dosage
Dans 1,00 L d’eau, on introduit une quantité n = 1,0 . 10 –3 mol
de chlorure de fer (III) et 0,10 mol de thiocyanate de potassium
K + + SCN – .La coloration rouge de l’ion complexe
[FeSCN] 2+ est visible si la concentration de cet ion est supérieure
à 3,2 . 10 –6 mol . L –1 .
1 • La solution préparée est-elle colorée ?
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2 • À la solution précédente, on ajoute progressivement de
la soude concentrée. À partir de quel pH la coloration rouge
disparaîtra-t-elle ?
3 • Lorsqu’on verse une solution contenant des ions thiocyanate
SCN – dans une solution contenant des ions argent
(I), on observe l’apparition d’un précipité blanc de thiocyanate
d’argent. La fin de cette réaction peut être décelée en
ajoutant des ions fer (III) qui, avec les ions SCN – en excès,
donnent le complexe rouge.
EXERCICES
© Hachette Livre – H Prépa / Chimie, 1 re année, PCSI –La photocopie non autorisée est un délit
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