Travaux dirigés les réactions acido basiques avec solution

Ce document de Travaux Dirigés est conçu pour les étudiants universitaires des filières SMC2 et SMP2, visant à renforcer leur compréhension des concepts fondamentaux de la chimie en solution.

Il aborde de manière détaillée les notions clés, à travers une série d'exercices et d'examens, notamment :

Les réactions acido-basiques et les calculs de pH ;
Les équilibres de dissolution et le produit de solubilité (Ks) ;
Les réactions d'oxydoréduction et les titrages associés.

Ce module est essentiel pour maîtriser les principes de la chimie générale.

Chimie générale : Travaux dirigés les réactions acido basiques avec solution

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Chimie en Solution : Les Réactions Acido-Basiques

Ce module de Travaux Dirigés de Chimie Générale 2, destiné aux filières SMC2 et SMP2, aborde la chimie en solution, notamment les réactions acido-basiques.

Exercice 1 : Composés Acido-Basiques et Dissociation

On considère les composés suivants :

Acide perchlorique (HClO4)
Hypochlorite de sodium (NaClO) avec pKa : 7,6
Acide sulfurique (H2SO4)
Nitrite de potassium (KNO2) avec pKa : 3,4
Acide nitrique (HNO3)
Acide phosphorique (H3PO4) avec pKa : 2,1 ; 7,2 ; 12,1
Potasse (KOH)
Ammoniac (NH3) avec pKa : 9,2

Donner les réactions de dissociation des différents composés en indiquant le couple acide/base conjugué dans chaque cas.
Classer les acides et les bases selon leur force par ordre décroissant.
Donner les domaines de prédominance de chaque espèce en fonction du pH.
Donner le domaine de concentration où les électrolytes faibles sont considérés comme très peu dissociés.

Exercice 2 : Dissolution d'un Électrolyte Fort et Coefficient d'Ionisation

On dissout l’électrolyte fort NaF dans l’eau. Donnée : pKa (HF/F-) = 3,2.

Écrire la réaction de dissociation de NaF dans l’eau.
La solution obtenue est-elle acide, neutre ou basique ? Justifier votre réponse.
Donner l’expression du coefficient d’ionisation 𝛼 de F-. Le coefficient d'ionisation (ou degré de dissociation) 𝛼 représente la fraction de l'électrolyte qui est dissociée en ions dans la solution.
Donner la valeur de 𝛼 si la concentration initiale des ions F- est égale à 10^-4,8 M.
Donner les nouvelles valeurs de 𝛼 si la solution initiale des ions F- a subi des dilutions de 10⁵, 10¹⁰ et 10¹² fois. Conclure.

Exercice 3 : Calcul du pH de Mélanges de Solutions Aqueuses

On considère les solutions aqueuses suivantes :

Solution	S1	S2	S3	S4	S5
Espèces	HF	HCOOH	NH4Cl	HCl	NaOH
Concentration	0,1 M	0,1 M	0,1 M	0,1 M	0,1 M
pKa	3,17	3,8	9,2	--	--

Calculer le pH des solutions suivantes :

50 mL de S1 + 50 mL de S2
50 mL de S1 + 50 mL de S3
50 mL de S2 + 50 mL de S4
50 mL de S4 + 50 mL de S5
50 mL de S2 + 50 mL de S5
50 mL de S3 + 25 mL de S5
50 mL de S3 + 50 mL de S4 + 50 mL de S5

Exercice 4 : Préparation et Neutralisation de Solutions Acides et Basiques

Partie A : Préparation d'une solution d'acide chlorhydrique

On prépare une solution d’acide chlorhydrique en faisant barboter dans 5 litres d’eau 6 litres de chlorure d’hydrogène gazeux (à 25 °C et 1 atm). La totalité du gaz est dissoute en solution. On considère que la dissolution du gaz ne change pas le volume de la solution.

Déterminer la concentration en acide chlorhydrique de la solution préparée.
Calculer son pH.

Partie B : Neutralisation de chlorure d'hydrogène

20 mL d'une solution de chlorure d'hydrogène 0,01 M sont neutralisés par une solution d'hydroxyde de potassium (KOH) 0,02 M.

Calculer le volume de la solution basique nécessaire pour neutraliser totalement la prise d’essai de la solution acide.
Quelle est la valeur du pH en ce point ? Justifier votre réponse.
On évapore totalement la solution obtenue à l'équivalence. Quelle masse de sel obtient-on ?
Calculer le pH de la solution à moitié neutralisée.

Exercice 5 : Solutions de Soude et d'Acide Acétique

On considère une solution commerciale de soude (NaOH) à 35 % (pourcentage massique) et de densité 1,371 par rapport à l’eau. (Masse molaire de NaOH = 40 g/mol)
1. Calculer la concentration molaire de la solution commerciale.
2. Quel volume faut-il prélever de cette solution pour préparer 500 mL d’une solution 0,06 M ?
3. Calculer le pH de la solution de soude diluée.
Quelle masse d'acide acétique (CH3COOH) faut-il dissoudre dans l'eau pour obtenir 250 mL d'une solution 0,048 M ?
1. Calculer le pH de cette solution.
On effectue la neutralisation de 10 mL de la solution d’acide acétique par la solution de soude diluée. On donne M(CH3COOH) = 60 g/mol et pKa (CH3COOH / CH3COO-) = 4,8.
1. Écrire l’équation globale de la réaction de neutralisation.
2. Calculer le volume Ve de la solution de soude nécessaire pour neutraliser totalement la prise d’essai de la solution acide (point équivalent).
3. Calculer le pH au point équivalent.

Exercice 6 : Solution d'Acide Nitrique et Dosage de Méthylamine

On considère une solution commerciale d’acide nitrique de densité par rapport à l’eau d = 1,84 et contenant 62 % en masse d’acide HNO3. (Masse molaire de HNO3 = 63 g/mol)

Calculer la concentration molaire de la solution commerciale.
Quel volume faut-il prélever de la solution commerciale pour préparer 1 litre d’une solution diluée d’acide nitrique de concentration 0,1 mol/L ?
Calculer le pH de la solution diluée d’acide nitrique.

20 mL d’une solution de méthylamine (CH3NH2) sont dosés par la solution d’acide nitrique 0,1 M. Le pH initial (avant toute addition d’acide) pHi = 11,8 et l’équivalence est obtenue après addition de 16,0 mL de la solution acide.

Justifier le caractère basique de CH3NH2 (écrire la réaction de dissociation dans l’eau).
Calculer la concentration des ions OH- dans la solution basique.
Écrire l’équation de la réaction entre l’acide nitrique et la méthylamine.
Calculer la concentration molaire de la solution de méthylamine.
En déduire qu’il s’agit d’une base faible. Calculer son coefficient de dissociation et sa constante d’acidité.
Quelle est la nature acido-basique du mélange (dans le bécher) au point équivalent ? Calculer alors la valeur du pH en ce point.
Tracer l’allure de la courbe pH = f(Va) ; Va étant le volume d’acide versé. En particulier, reporter les points ayant pour abscisses : Va = 0 mL, Va = 8,0 mL, Va = 16,0 mL.

Examen SV1 (2013) : Réactions Acido-Basiques et Titrage

Complétez le tableau suivant :

Solution aqueuse	C (mol/L)	pH
HCl		4,3
H2SO4		4,3
NaOH	0,06
Ca(OH)2		12,8
CH3NH2 (pKa = 10,6)		11,7
HClO	7,5.10^-2	4,3

Un volume Va de la solution de HClO (C = 7,5.10^-2 mol/L et pH = 4,3) est dosé par une solution de soude (NaOH) (0,06 mol/L). L’équivalence est obtenue pour Vb = 12,5 mL.
1. Écrire l’équation de la réaction de dosage.
2. Calculer le volume Va de la prise d’essai de la solution acide.
3. Calculer le pH du mélange à l’équivalence.

Examen SMP2 (2013) : pH de Mélanges de Solutions

On considère les solutions suivantes : S1 : acide nitrique (HNO3), S2 : acide nitreux (HNO2 ; pKa = 3,35), S3 : soude (NaOH). Les trois solutions ont la même concentration C = 0,1 mol/L.

On réalise les mélanges suivants :

Mélange N°1 : 100 mL S1 + 100 mL S3
Mélange N°2 : 100 mL S2 + 50 mL S3
Mélange N°3 : 100 mL S2 + 100 mL S3
Mélange N°4 : 100 mL S1 + 100 mL S2

Calculer le pH des mélanges 1, 2, 3 et 4.

Examen SV1 (2014) : QCM sur les Acides, Bases et pH

On dispose des solutions aqueuses suivantes :

Espèce	CH3NH2 (méthylamine)	HCl	HClO	NaOH	C2H5O-, Na+ (éthanolate de sodium)
C (mol/L)	7,5.10^-2			1.10^-4
pH	11,7	1,3	4,3	12,78	10
pKa	10,6

Questions à Choix Multiples (QCM)

Parmi les propositions suivantes, laquelle est fausse ?
1. Dans une solution basique, pH = -log([H3O+]).
2. Dans une solution acide, Ke = 10^-14 à 25°C.
3. Le pH d’une solution acide augmente avec la dilution.
4. À 37°C, Ke = 2,4.10^-14 ; le pH d’une solution neutre est de 6,8 à cette température.
5. En solution aqueuse, l’ion C2H5O- est une base forte au même niveau que NaOH.
6. Aucune réponse fausse.
La concentration molaire de NaOH est égale :
1. 0,05
2. 0,055
3. 0,055
4. 0,021
5. 0,06
6. Autre
La concentration molaire de CH3NH2, en mol/L, est :
1. 0,055
2. 0,037
3. 0,110
4. 0,021
5. 0,063
6. Autre
HClO est un acide faible dont la valeur de la constante d’acidité Ka est :
1. 9,8.10^-7
2. 1,9.10^-10
3. 3,35.10^-8
4. 6,45.10^-12
5. 4,8.10^-5
6. Autre

Un volume V = 10 mL de la solution de CH3NH2 est dosé par la solution de HCl.

Parmi les propositions suivantes, laquelle est fausse ?
1. Il s’agit d’un dosage de base faible par un acide fort.
2. À la demi-équivalence, le pH est indépendant de la concentration de l’acide.
3. À l’équivalence, le pH dépend de la concentration de l’acide.
4. À l’équivalence, le mélange est acide.
5. Le volume d’HCl, nécessaire pour neutraliser totalement la prise d’essai, est 12,6 mL.
6. Aucune réponse fausse.
Au point équivalent, le pH du mélange est égal :
1. 5,9
2. 7,0
3. 7,8
4. 6,5
5. 6,1
6. Autre

Équilibre de Dissolution – Produit de Solubilité

Ces exercices explorent les concepts d'équilibre de dissolution et de produit de solubilité (Ks), fondamentaux pour comprendre la formation et la dissolution des précipités.

Exercices sur la Solubilité et le Produit de Solubilité (Ks)

Déterminer la solubilité en mol/L et en g/L des composés suivants :
1. CaCO3 avec Ks = 8,7.10^-9
2. Cu(OH)2 avec Ks = 5,6.10^-20
De ces deux hydroxydes, Zn(OH)2 et Al(OH)3, quel est le plus soluble dans l’eau ?

Données : Ks (Zn(OH)2) = 1.10^-17 ; Ks (Al(OH)3) = 3,7.10^-15
Un malade souffre d'un calcul rénal dont la masse est de 0,384 g. En supposant qu'il est entièrement constitué d'oxalate de calcium (CaC2O4) dont le Ks vaut 3,6.10^-9, calculer le volume nécessaire d'eau pour le dissoudre.
Le pH d’une solution saturée d’hydroxyde de calcium Ca(OH)2 est égal à 12,8. Calculer le produit de solubilité Ks de cet hydroxyde à la même température. Le produit de solubilité (Ks) est une constante d'équilibre qui décrit la solubilité d'un composé ionique peu soluble dans l'eau.
On répartit dans 3 béchers une solution saturée de KClO4.
1. Dans le premier, on ajoute un peu de solution aqueuse d’acide HClO4.
2. Dans le deuxième, on verse un peu de solution de chlorure de potassium KCl.
3. Dans le troisième, on met un peu de solution de nitrate d'ammonium NH4NO3.
Prévoir ce qui va se passer dans ces 3 béchers et expliquer les réponses. Les changements observés seront dus à l'effet d'ion commun ou à la variation de pH.
Quelle est la solubilité du sulfate de baryum dans une solution de chlorure de baryum 10^-2 mol/L ? On donne Ks (BaSO4) = 10^-10.

Quelle est la quantité maximale (en grammes) de sulfate de baryum qui peut se dissoudre dans 1 litre de sulfate de sodium 0,1 mol/L ?
Y aura-t-il précipitation :
1. si on mélange 100 mL de CaCl2 0,02 mol/L à 100 mL de Na2SO4 4.10^-4 mol/L ?
2. si on mélange 100 mL d’une solution de AgNO3 6.10^-4 mol/L et 200 mL d’une solution de NaCl 9.10^-3 mol/L ?
3. si on mélange 250 mL d’une solution de Pb(NO3)2 1,6.10^-3 mol/L avec 750 mL d’une solution de Na2SO4 2,4.10^-3 mol/L ?
On donne : Ks (CaSO4) = 2.10^-5 ; Ks (AgCl) = 1,6.10^-10 ; Ks (PbSO4) = 2.10^-8
On considère une solution aqueuse contenant des ions Fe³⁺ et Mg²⁺ à la concentration de 3.10^-5 mol/L. Sachant que Ks Fe(OH)3 = 10^-38 et Ks Mg(OH)2 = 10^-11.
1. À quel pH la précipitation de Fe(OH)3 commence ?
2. À quel pH la précipitation de Mg(OH)2 commence ?
3. Quels ions précipitent-ils en premier ? Expliquer.
4. Quelle est la concentration résiduelle en ions Fe³⁺ lorsque Mg²⁺ commence à précipiter ?

Réactions d'Oxydoréduction

Ces exercices couvrent l'identification, l'équilibrage et l'application des réactions d'oxydoréduction, incluant les calculs stœchiométriques et les potentiels redox. Une réaction d'oxydoréduction implique un transfert d'électrons : l'oxydation est une perte d'électrons et la réduction est un gain d'électrons.

Exercices sur l'Identification et l'Équilibrage des Réactions Redox

Quelles sont les réactions d’oxydoréduction parmi les réactions suivantes ?
- Ca(OH)2 + CO2 ⇌ CaCO3 + H2O
- S2O3⁼ + Cr2O7⁼ ⇌ Cr³⁺ + S4O6⁼
- BaCl2 + Na2SO4 ⇌ 2NaCl + BaSO4
- Cl2 + 2NaOH ⇌ NaCl + NaClO
- Fe(OH)3 + 6CN- ⇌ (Fe(CN)6)^3- + 3OH-
Équilibrer les réactions d’oxydoréduction suivantes :
- MnO4^- + SO3⁼ ⇌ SO4⁼ + Mn²⁺ (milieu acide)
- Cr(OH)3 + ClO^- ⇌ CrO4⁼ + Cl^- (milieu basique)
- Br^- + PbO2 ⇌ Br2 + Pb²⁺ (milieu acide)
Le permanganate de potassium (KMnO4, M=158 g/mol) peut être réduit en sel de manganèse (II), en milieu acide, et en dioxyde de Manganèse (MnO2) en milieu basique.
1. Écrire les demi-réactions correspondantes.
2. Quelle est alors la normalité d’une solution de KMnO4 à 3,16 g/L ?
Une méthode simple de préparer le dichlore (Cl2) consiste à verser une solution concentrée d'acide chlorhydrique sur des cristaux de permanganate de potassium (KMnO4). Le manipulateur utilise 25 g de KMnO4 solide et une solution d’acide chlorhydrique concentrée 12 M.
1. Écrire les deux demi-équations et l'équation bilan de la réaction observée.
2. Calculer le volume de la solution acide nécessaire s'il veut employer tout le permanganate.
3. Quel est le volume de dichlore qu'il peut obtenir ?
4. Quelle sera, dans la solution obtenue, la concentration en ions Mn²⁺ ?
On plonge une lame de cuivre dans 500 mL d’une solution de nitrate d’argent (AgNO3) 5.10^-2 M.
1. Écrire les demi-équations ainsi que l’équation bilan de la réaction mise en jeu.
2. Après un certain temps, la lame a perdu une masse m = 635 mg. Calculer la concentration des ions présents en solution.
Données : E°(Ag+/Ag) = 0,80 V ; E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V ; M(Cu) = 63,5 g/mol.
Dans 50 mL d’une solution de sulfate de cuivre (CuSO4) à 0,25 M, on ajoute 1 g de zinc solide.
1. Décrire les phénomènes observés.
2. Écrire les équations des demi-réactions et de la réaction globale.
3. Calculer la constante d’équilibre de la réaction globale.
4. Établir le tableau d’avancement de la réaction.
Un échantillon de 1,20 g d'un mélange de poudre de fer et d'aluminium est traité par une solution d'acide chlorhydrique 12 M en excès. Après la réaction totale des deux métaux, il s'est formé un volume de 710 mL de dihydrogène.
1. Écrire les équations des réactions qui ont lieu.
2. Calculer la masse du fer dans le mélange.
3. Déterminer le volume minimum de la solution acide utilisé.
On dispose de quatre solutions aqueuses de HCl, FeSO4, MgCl2 et AgNO3, et de trois lames de fer, magnésium et d’argent. Que se passe-t-il si l'on plonge les lames dans chacune des solutions ?

Données : E°(Fe2+/Fe) = -0,44 V ; E°(Mg2+/Mg) = -2,37 V ; E°(Ag+/Ag) = +0,80 V.
Une solution d’acide chlorhydrique (HCl) attaque le zinc avec dégagement d’hydrogène, mais n’attaque pas le cuivre. L’acide nitrique (HNO3) attaque le cuivre, avec un dégagement de NO. Justifier ces comportements.

Données : E°(Zn2+/Zn) = -0,76 V ; E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V ; E°(NO3-/NO) = +0,96 V.
On réalise une pile constituée d’une solution de Zn(NO3)2 dans laquelle plonge une lame de Zinc, et d’une solution d’AgNO3 dans laquelle plonge une lame d’argent. Les deux solutions sont reliées par un pont conducteur. Les deux lames sont réunies par un fil conducteur.
1. Expliquer ce qui se passe dans chaque compartiment.
2. Écrire les demi-réactions ainsi que la réaction globale.
3. Calculer la différence de potentiel (ddp) entre les deux lames si les deux solutions sont à 0,1 M.
4. Lorsque l’équilibre est atteint, calculer la constante de l’équilibre chimique. Quelles sont alors les concentrations respectives des cations dans les deux compartiments ?

Examen 1 : Degrés d'Oxydation et Réactions Redox

Déterminer le degré d’oxydation (DO) des éléments suivants :
- Cr dans Cr2O7^2- : DO(Cr) = .....
- Cr dans CrO4^2- : DO(Cr) = .....
- Cr dans Cr³⁺ : DO(Cr) = .....
- Cr dans Cr(OH)3 : DO(Cr) = .....
- Cr dans Cr : DO(Cr) = .....
- H dans H2O : DO(H) = .....
- C dans C2H6O : DO(C) = .....
- C dans C2H4O2 : DO(C) = .....
- C dans C2H3O2Na : DO(C) = .....
- H dans H2 : DO(H) = .....
- O dans H2O : DO(O) = .....
- O dans H2O2 : DO(O) = .....
Le degré d'oxydation est une mesure du nombre d'électrons qu'un atome perd ou gagne lorsqu'il forme des liaisons avec d'autres atomes.
Entourer les couples ox/red parmi les couples ci-dessous :

Cr2O7^2-/CrO4^2-, Cr2O7^2-/Cr³⁺, Cr³⁺/Cr(OH)3, H+/H2, H+/H2O, H2O2/H2O, HCl/Cl-, C2H4O2/C2H3O2-, C2H4O2/C2H6O, C2H4O2/C2H3O2Na, Ag+/AgCl, NH4+/NH3.
En milieu acide, Cr2O7^2- permet l’oxydation complète de l’éthanol (C2H6O) en acide acétique (C2H4O2). Écrire les demi-réactions associées aux couples correspondants et la réaction globale.
On réalise le titrage de 20 mL d’une solution d’éthanol par une solution de bichromate de potassium (K2Cr2O7) 0,015 M. L’équivalence est obtenue après addition de 12 mL de la solution oxydante. Calculer le titre de la solution d’éthanol : normalité, molarité et concentration massique.

Examen 2 : Titrage Redox du Dioxyde de Soufre

Un volume V = 10 mL d’une solution de dioxyde de soufre (SO2) est dosé par une solution de permanganate de potassium (KMnO4) à 10^-4 mol/L et en milieu acide. Il faut verser 4,7 mL pour atteindre l'équivalence. Les couples d’oxydoréduction mis en jeu sont : SO4^2-/SO2 et MnO4^-/Mn²⁺.

Parmi les propositions suivantes, laquelle est exacte ?
1. Le degré d’oxydation du soufre dans la molécule SO4^2- est égal à (5).
2. Dans l’équation de réaction globale d’oxydoréduction, les coefficients stœchiométriques de SO4^2- et MnO4^- sont respectivement 5 et 2.
3. L’oxydant est SO2.
4. Le réducteur est MnO4^-.
5. La réaction d’oxydation correspond à un gain d’électrons.
6. Aucune réponse exacte.
La normalité en SO2 de la solution analysée N est :
1. 4,47.10^-7
2. 5,9.10^-5
3. 9,4.10^-6
4. 4,7.10^-6
5. 2,35.10^-4
6. Autre
La molarité en SO2 de la solution analysée M est :
1. 9,4.10^-6
2. 1,2.10^-4
3. 4,7.10^-5
4. 10,8.10^-5
5. 2,1.10^-4
6. Autre

Examen 3 : Titrage Redox de l'Éthanol

Une solution d'éthanol (C2H5OH) de concentration C1 est dosée par une solution acidifiée de permanganate de potassium (KMnO4) de concentration C2 = 0,2 mol/L. Pour un volume V1 = 10 mL de la solution alcoolique initiale, il faut ajouter V2 = 17,4 mL de la solution de permanganate pour atteindre le point d’équivalence. Les couples d’oxydoréduction mis en jeu sont CH3COOH/C2H5OH et MnO4^-/Mn²⁺.

Masses molaires (en g/mol) : H=1, C=12, O=16, K=39, Mn=55.

Parmi les propositions suivantes, laquelle est exacte ?
1. L’oxydation correspond à un gain d’électrons.
2. Un réducteur est une espèce chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.
3. Dans l’écriture d’une demi-équation d’oxydoréduction d’un couple, l’oxydant est toujours du côté des électrons.
4. Une espèce chimique est soit réducteur, soit oxydant, mais jamais les deux.
5. La réduction correspond à une augmentation du degré d’oxydation.
6. L’éthanol (C2H5OH) est l’oxydant dans cette réaction de dosage.
L’équivalence se traduit par la relation :
1. 5C1V1 = 2C2V2
2. C1V1 = C2V2
3. 5C1V1 = 4C2V2
4. 2C1V1 = 5C2V2
5. 4C1V1 = 5C2V2
6. 4C1V1 = 8C2V2

La concentration molaire de la solution alcoolique est égale (mol/L) :
1. 0,696
2. 0,348
3. 0,278
4. 0,435
5. 0,139
6. Autre
La masse d’éthanol contenue dans un litre de solution est égale (g/L) :
1. 16,0
2. 32,0
3. 12,8
4. 6,4
5. 20,0
6. Autre

Exercice sur l'Oxydation d'Aluminium par Acide Nitrique

On fait réagir 2,7 g d’aluminium sur 50 mL de solution d’acide nitrique (HNO3) à 0,1 M. Il se forme des ions aluminium Al³⁺ et il se dégage de l’ammoniac NH3.

Écrire les équations des demi-réactions et de la réaction globale.
Calculer, en fin de réaction, la concentration des ions Al³⁺ en solution.

Exercice VIII : Analyse Qualitative d'Anions

Lors d’une analyse qualitative d’un mélange d’anions, la recherche des ions chlorures (Cl-) en présence des ions bromures (Br-) s’effectue en deux étapes :

Dans un premier temps, le mélange est traité par une solution de bichromate de potassium (K2Cr2O7), en milieu acide, ce qui libère sélectivement du brome (Br2).
Ensuite, on ajoute une solution de permanganate de potassium (KMnO4) (milieu acide) pour libérer le chlore (Cl2).

Écrire les réactions correspondantes.
Pourquoi n’obtient-on pas les mêmes résultats si l'on inverse les étapes ?

Données : O = 16, K = 39. E°(Br2/Br-) = 1,06 V ; E°(Cl2/Cl-) = 1,36 V ; E°(Cr2O7^2-/Cr³⁺) = 1,33 V ; E°(MnO4^-/Mn²⁺) = 1,51 V.

Exercice 11 : Réaction de Zinc avec Acide Chlorhydrique

L’acide chlorhydrique attaque le zinc métallique avec un dégagement de dihydrogène. On fait réagir 5 g de zinc sur 50 mL d'acide chlorhydrique 0,1 M.

Écrire l'équation de la réaction globale correspondante en précisant les couples redox mis en jeu.
Calculer en fin de réaction la masse de Zn qui a réagi, la concentration des ions Zn²⁺ en solution et le volume de H2 formé (à 25 °C, 1 atm).

Exercice 13 : Comportement de Zinc et Cuivre avec Acides

Une solution d’acide chlorhydrique (HCl) attaque le zinc avec dégagement d’hydrogène, mais n’attaque pas le cuivre. L’acide nitrique (HNO3) attaque le cuivre, avec un dégagement de NO. La justification de ces comportements est demandée.

Foire Aux Questions (FAQ) sur la Chimie en Solution

Qu'est-ce qu'un pKa et comment est-il utilisé en chimie ?: Le pKa (potentiel d'acidité) est une mesure logarithmique de la force d'un acide en solution. Plus le pKa est faible, plus l'acide est fort et plus il se dissocie facilement en solution aqueuse. Il est essentiel pour prédire les équilibres acido-basiques et déterminer les domaines de prédominance des espèces chimiques en fonction du pH.
Comment le produit de solubilité (Ks) permet-il de prévoir la précipitation d'un composé ?: Le produit de solubilité (Ks) est une constante d'équilibre qui représente le produit des concentrations des ions d'un sel peu soluble à saturation. En comparant le produit ionique (Q) d'une solution au Ks, on peut prévoir si une précipitation aura lieu : si Q > Ks, il y aura précipitation ; si Q < Ks, le composé se dissoudra ou la solution restera insaturée ; si Q = Ks, la solution est saturée et l'équilibre est atteint.
Quelle est la différence entre une oxydation et une réduction dans une réaction redox ?: Dans une réaction d'oxydoréduction (redox), l'oxydation est le processus de perte d'électrons par une espèce chimique, et le réactif qui subit cette perte est appelé réducteur. La réduction est le processus de gain d'électrons, et le réactif qui gagne ces électrons est appelé oxydant. Ces deux processus se produisent simultanément et sont complémentaires.