Solutionnaire De Chinie

ET EXERCICES SUPPLÉMENTAIRES EXERCICE RÉCAPITULATIF EXERCICE DÉFI

Chapitre 3

CINÉTIQUE CHIMIQUE

27 31 41 42

EXERCICES 3.1 À 3.15 QUESTIONS ET EXERCICES SUPPLÉMENTAIRES EXERCICE RÉCAPITULATIF EXERCICE DÉFI

Chapitre 4

ÉQUILIBRE CHIMIQUE

44 49 60 62

EXERCICES 4.1 À 4.20 QUESTIONS ET EXERCICES SUPPLÉMENTAIRES EXERCICES RÉCAPITULATIFS EXERCICE DÉFI

Chapitre 5

ACIDES ET BASES

63 70 83 85

EXERCICES 5.1 À 5.27 QUESTIONS ET EXERCICES SUPPLÉMENTAIRES EXERCICE RÉCAPITULATIF EXERCICE DÉFI

Chapitre 6

ÉQUILIBRE IONIQUE DES ÉLECTROLYTES FAIBLES

87 100 115 118

EXERCICES 6.1 À 6.19 QUESTIONS ET EXERCICES SUPPLÉMENTAIRES EXERCICE RÉCAPITULATIF EXERCICE DÉFI

Chapitre 7

SOLUBILITÉ ET RÉACTIONS DE PRÉCIPITATION

121 126 136 137

EXERCICES 7.1 À 7.13 QUESTIONS ET EXERCICES SUPPLÉMENTAIRES EXERCICE RÉCAPITULATIF EXERCICE DÉFI

Chapitre 8

OXYDORÉDUCTION ET ÉLECTROCHIMIE

138 144 158 159

EXERCICES 8.1 À 8.20 QUESTIONS ET EXERCICES SUPPLÉMENTAIRES EXERCICE RÉCAPITULATIF EXERCICE DÉFI

SOLUTIONS DÉTAILLÉES – Chapitre 1

1

CHAPITRE 1 – SOLUTIONS DÉTAILLÉES

EXERCICE 1.1 (page 7)

a) Volume d'eau = 150,0 g NaNO3 ×

100, 0 mL H 2O = 120,0 mL H2O 125, 0 g NaNO3

Tout le KI se dissout dans ce volume d'eau, puisque 100,0 mL H2O dissolvent 230,0 g de KI. b) Masse de NaNO3 dissous à 0 °C =

71, 0 g NaNO3 × 120,0 mL H2O = 85,2 g NaNO3 100,0 mL H 2O

Masse de NaNO3 recristallisé = 150,0 g − 85,2 g = 64,8 g NaNO3 Tout le KI demeure en solution.

EXERCICE 1.2 (page 9)

a) b) c) d) e) f) HCl(aq) I2(aq) KNO3(aq) CH3OH(aq) PtCl4(aq) NH3(aq) Électrolyte fort, car la molécule se dissocie totalement en H+(aq) et en Cl−(aq). Non-électrolyte, car l'iode moléculaire ne se dissocie pas en solution. Électrolyte fort, car la molécule se dissocie totalement en K+(aq) et en NO− (aq). 3 Non-électrolyte, car cette molécule est organique. Non-électrolyte, car il s'agit du chlorure d'un métal lourd. + Électrolyte faible, car la molécule se combine à l'eau et forme en partie des ions NH4 (aq) − et OH (aq). Électrolyte faible, car la molécule se dissocie partiellement en H+(aq) et HSO− (aq). 3 2+ − Électrolyte fort, car la molécule se dissocie totalement en Ca (aq) et Cl (aq). Électrolyte faible, car HCOOH (acide organique) se dissocie partiellement en H+(aq) et HCOO−(aq). Électrolyte fort, car la molécule se dissocie totalement en K+(aq) et OH−(aq).

g) H2SO3(aq) h) CaCl2(aq) i) HCOOH(aq) j) KOH(aq)

EXERCICE 1.3 (page 14)

k=

P 101, 3 kPa 21, 2 kPa = = c 48,9 mL /L c

c = 10,2 mL/L

EXERCICE 1.4 (page 18)

a) b) c) d) e) Élevée, car HCl est polaire et H2O est polaire. Faible, car HCl est polaire et CCl4 est non polaire. Élevée, car S est non polaire et CS2 est non polaire. Élevée, car KI est polaire et H2O est polaire. Élevée, car CH3OH est polaire et H2O est polaire.

EXERCICE 1.5 (page 23)

% (m/m) = 12, 0 g sucre × 100 = 5,66 % 200, 0 g H2O + 12, 0 g sucre

EXERCICE 1.6 (page 24)

20,0 % (V/V) = x mL éthanol × 100 % x mL éthanol + 50, 0 mL H2O

x = 12,5 mL d'éthanol

© Groupe Modulo inc., 2010 — Chimie des solutions, 3e édition, Solutions détaillées — Autorisation conditionnelle de reproduction.

2 SOLUTIONS DÉTAILLÉES – Chapitre 1

EXERCICE 1.7 (page 24)

0,9 % (m/V) = x g NaCl × 100 % 500, 0 mL solution x = 4,5 g NaCl

EXERCICE 1.8 (page 27)

Volume solution = 21,4 g H2SO4 × = 200 mL

1 mL 100 g solution × 1, 070 g solution 10, 00 g H 2SO4

EXERCICE 1.9 (page 27)

Masse de C6H12O6 = 9,00 × 10−3 mol × 180, 2 g = 1,62 g 1 mol

Volume de solution = 200,0 g × 1 mL = 181,3 mL 1,103 g % massique =

1, 62 g × 100 = 0,810 % 200, 0 g 1, 62 g × 100 = 0,894 % 181, 3 mL

% masse/volume =

EXERCICE 1.10 (page 29)

Concentration molaire volumique = 20,0 mL CH3COOH 1,048 g 1 mol CH3COOH × × 0,500 L solution 60,05 g 1 mL CH3COOH

= 0,698 mol/L

EXERCICE 1.11 (page 29)

1° On note les données connues dans un tableau.

Soluté (NaOH) Flacon A Volume (mL) Masse (g) Mole (mol) Flacon B Volume (mL) Masse (g) Mole (mol) Flacon C Volume (mL) Masse (g) Mole (mol) 8,000 200 0,200 200 4,000 100 Solvant (eau) Solution

2° On exprime les quantités de chaque composant dans les unités désirées. Flacon A : 4,00 g ×

1 mol = 0,100 mol 40, 0 g

Flacon C : 8,00 g ×

1 mol = 0,200 mol 40, 0 g

© Groupe Modulo inc., 2010 — Chimie des solutions, 3e édition, Solutions détaillées — Autorisation conditionnelle de reproduction.

SOLUTIONS DÉTAILLÉES – Chapitre 1

3

3° On calcule la concentration molaire volumique de chaque solution.

Soluté (NaOH) Flacon A Volume (L) Masse (g) Mole (mol) Flacon B Volume (L) Masse (g) Mole (mol) Flacon C Volume (L) Masse (g) Mole (mol) 8,000 0,200 0,200 0,200 0,200 4,000 0,100 0,100 Solvant (eau) Solution

Flacon A : concentration molaire volumique = Flacon B : concentration molaire volumique = Flacon C : concentration molaire volumique =

0,100 mol NaOH = 1,00 mol/L 0,100 L de solution 0, 200 mol NaOH = 1,00 mol/L 0, 200 L de solution

0, 200 mol NaOH = 1,00 mol/L 0, 200 L de solution

Toutes les solutions ont la même concentration molaire volumique.

EXERCICE 1.12 (page 30)

MH2SO 4 = 98, 08 g /mol Normalité =

4,90 g H2SO4 1000 mL 1 mol H2SO4 2 éq H2SO4 × × × 500,0 mL 1L 98,08 g H2SO4 1 mol H2SO4

= 0,200 N

EXERCICE 1.13 (page 31)

100 g d'une solution HCl (37,2 % m/m) contient 62,8 g d'eau. XHCl =

37, 2 g HCl / 36, 45 g / mol nHCl = 37, 2 g HCl / 36, 45 g / mol + 62, 8 g H2O /18, 02 g / mol nHCl + nH2O = 0,226

EXERCICE 1.14 (page 33)

100 g d'une solution HCl (37,2 % m/m) contient 62,8 g d'eau (0,0628 kg). Molalité =

37, 2 g HCl / 36, 45 g / mol = 16,2 m 0,0628 kg H2O

EXERCICE 1.15 (page 33)

1° On note les données connues dans un tableau.

Soluté (NaCl) Masse (g) 0,85 Solvant (eau) Solution 100,00

© Groupe Modulo inc., 2010 — Chimie des solutions, 3e édition, Solutions détaillées — Autorisation conditionnelle de reproduction.

4 SOLUTIONS DÉTAILLÉES – Chapitre 1 2° On exprime les quantités de chaque composant dans les unités désirées. Soluté : 0,85 g ×

1 mol = 1,5 × 10−2 mol 58, 44 g

Solvant : masse solution − masse de soluté