Serie les électrolytes
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Prof : Med Dhafer Bahroun
Matière : Sciences Physiques
Série : les électrolytes
Chimie
Année scolaire : 2026 / 2027
Niveau : 2
ème
SC
Dissolution et précipitation des électrolytes
Exercice 1 :
On dissout une masse m = 7,6 g de sulfate de fer II (FeSO4) dans l’eau afin d’obtenir une solution
(S) de volume 500 mL et de concentration molaire C.
1- Écrire l’équation de dissolution du sulfate de fer II.
2- a) Calculer la concentration molaire C de la solution (S).
On donne M(Fe) = 56 g.mol
−1
; M(S) = 32 g.mol
−1
; M(O) = 16 g.mol
−1
b) En déduire les concentrations molaires des ions Fe
2+
et SO4
2−
.
3- On mélange un volume V = 20 cm
3
de la solution (S) avec un volume V’ = 30 cm
3
d’une
solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de concentration molaire C’ = 0,2 mol.L
−1
. On observe
un précipité vert d’hydroxyde de fer II.
a) Écrire l’équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation.
b) Montrer que les ions OH
−
sont en excès.
c) Calculer la masse du précipité obtenu. On donne M(H) = 1 g.mol
−1
.
Exercice 2 :
On dissout une masse m = 1,11 g de chlorure de calcium (CaCl2) dans l’eau afin d’obtenir 250 mL
de solution.
1- a) Calculer la concentration molaire C de la solution. On donne M(Ca) = 40 g.mol
−1
; M(Cl) =
35,5 g.mol
−1
.
b) Écrire l’équation de dissolution du chlorure de calcium.
c) Déterminer la molarité des ions formés.
2- On ajoute à 50 mL de cette solution, 100 mL d’une solution de carbonate de sodium (Na2CO3)
de concentration 0,05 mol.L
−1
. On observe un précipité blanc. En supposant que la réaction de
précipitation est totale :
a) Écrire l’équation de précipitation.
b) Quel est le réactif en excès ?
c) Calculer la masse du précipité. On donne M(C) = 12 g.mol
−1
; M(O) = 16 g.mol
−1
.
Exercice 3 :
1) On mélange 200 cm
3
d’une solution aqueuse de nitrate de potassium (KNO3) 0,2 M et 300 cm
3
d’une solution de chlorure de calcium (CaCl2) 0,1 M. On obtient une solution (S).
a- Faire le bilan de tous les ions présents dans la solution (S).
b- Déterminer leurs concentrations molaires.
2) On verse dans la solution (S) 100 cm
3
d’une solution de nitrate d’argent (AgNO3) de
concentration molaire C. On obtient un précipité.
a- Calculer la masse du précipité sachant qu’il y a eu précipitation de tous les ions chlorures.
On donne M(Ag) = 108 g.mol
−1
.
b- Déterminer la concentration molaire C de la solution de nitrate d’argent.
Exercice 4 :
On dissout complètement une masse m1 de sulfate de potassium (K2SO4) dans l’eau pure afin
d’obtenir une solution S1 de concentration C1 = 0,25 mol.L
−1
et de volume V1 = 200 mL.
1) Calculer la masse m1. On donne M(K) = 39 g.mol
−1
; M(S) = 32 g.mol
−1
; M(O) = 16 g.mol
−1
.
2) On prélève un volume v = 20 mL de S1 que l’on place dans une fiole jaugée de 200 mL, puis on
ajoute de l’eau pure jusqu’au trait de jauge. Calculer la concentration C2 de la solution S2
obtenue. Quel est alors l’effet d’une dilution sur la concentration d’une solution ? Quel volume
d’eau pure a-t-on ajouté ?
3) On mélange maintenant dans un bécher 40 mL de S1 et 60 mL de S2.
Calculer la concentration C de la solution obtenue, puis les concentrations molaires des ions
K
+
et SO4
2−
.
Exercice 5 :
On dissout dans l’eau pure une masse m1 de sulfate de cuivre II (CuSO4) afin d’obtenir une
solution (S1) de volume V1 = 250 cm
3
et de concentration molaire C1 = 0,08 mol.L
−1
.
1) Écrire l’équation chimique de la dissolution du sulfate de cuivre II.
2) Calculer m1. On donne M(Cu) = 63,5 g.mol
−1
; M(S) = 32 g.mol
−1
; M(O) = 16 g.mol
−1
.
3) Déduire la concentration des ions cuivre II et des ions sulfate dans (S1).
4) À un volume V0 = 20 cm
3
de la solution (S1) on ajoute un excès d’une solution aqueuse (S2)
d’hydroxyde de sodium (NaOH) de concentration molaire C2 inconnue ; on observe un précipité
bleu.
a) Écrire l’équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation.
b) On suppose que la précipitation est totale. Calculer la masse m de précipité obtenu. Quel
est son nom ? On donne M(H) = 1 g.mol
−1
.
c) Le volume minimal de la solution (S2) nécessaire pour précipiter tous les ions cuivre II
contenus dans 20 cm
3
de la solution (S1) est V = 16 cm
3
. En déduire la concentration molaire
C2 de la solution (S2).
Exercice 6 :
Le chlorure de sodium (NaCl) est un électrolyte fort très soluble dans l’eau pure.
1) On prépare une solution aqueuse (S1) de chlorure de sodium de volume V1 = 500 cm
3
, en
faisant dissoudre une masse m = 5,85 g de cet électrolyte dans l’eau.
a. Donner la définition d’un électrolyte fort.
b. Écrire l’équation de dissociation ionique de NaCl dans l’eau pure.
c. Calculer la concentration molaire C1 de la solution (S1).
d. En déduire la molarité des ions Na
+
et Cl
−
présents dans la solution (S1).
2) On ajoute à la solution (S1) un volume de 500 mL d’eau pure pour obtenir une solution (S2).
Calculer la nouvelle concentration (C2) ainsi obtenue. Comment appelle-t-on une telle opération ?
3) On prélève de la solution (S2) un volume égal à 200 cm
3
, auquel on ajoute une solution
aqueuse (S3) de nitrate d’argent (AgNO3) 0,15 M de volume 100 cm
3
.
a. Qu’observe-t-on ?
b. Préciser la nature de la réaction qui a eu lieu.
c. Écrire l’équation globale puis l’équation réduite de cette réaction. De quoi dépend cette
réaction ?
d. Montrer que l’un des deux réactifs est en excès par rapport à l’autre.
e. Calculer la masse m’ du précipité obtenu. Donner son nom.
On donne : M(Na) = 23 g.mol
−1
; M(Cl) = 35,5 g.mol
−1
; M(Ag) = 108 g.mol
−1
.
Exercice 7 :
On dispose d’une solution (S) préparée par la dissolution d’un électrolyte (A) dans l’eau. Cette
solution renferme des ions Cu
2+
et des anions.
1) Pour déterminer la molarité des ions Cu
2+
dans cette solution, on prélève un volume V1 = 50
cm
3
de la solution (S) sur lequel on ajoute un excès d’une solution de soude (NaOH). On obtient
alors un précipité de masse m = 0,78 g.
a) Donner le nom et la couleur du précipité obtenu.
b) Écrire l’équation de la réaction de précipitation.
c) Calculer la quantité de matière du précipité.
d) En déduire la molarité des ions Cu
2+
dans la solution (S).
2) Pour déterminer la nature de l’anion présent dans la solution (S), on en prélève un deuxième
volume V2 = 20 mL sur lequel on ajoute un volume V3 = 30 mL d’une solution de chlorure de
baryum (BaCl2) de concentration molaire C3 = 0,2 mol.L
−1
. On constate alors la formation d’un
précipité blanc insoluble dans l’acide.
a) Donner le nom et la formule du précipité formé. En déduire la nature de l’anion que
renferme la solution (S).
b) Écrire l’équation de la réaction de précipitation.
c) Donner le nom et la formule de l’électrolyte (A).
d) Écrire l’équation de l’ionisation de (A) dans l’eau.
e) Calculer la molarité de ces anions dans la solution (S).
f) Montrer que les ions Ba
2+
sont en excès lors de la réaction de précipitation.
g) Déterminer donc la masse du précipité formé.
On donne : M(Cu) = 63,5 g.mol
−1
; M(Ba) = 137 g.mol
−1
; M(S) = 32 g.mol
−1
; M(H) = 1
g.mol
−1
; M(O) = 16 g.mol
−1
.
Bon travail