Exercices : La concentration et les solutions électrolytiques – 1ère Bac

Cette page propose une série d’exercices corrigés sur la concentration et les solutions électrolytiques, un chapitre essentiel du programme de chimie en 1ère Bac. Vous y trouverez des applications directes du cours pour maîtriser le calcul des concentrations, l’écriture des équations de dissolution, la détermination des concentrations ioniques effectives et la vérification de l’électroneutralité des solutions.

Exercice 1 : Sulfate d’aluminium

Énoncé : Une masse m = 17,1 g de sulfate d’aluminium solide est dissoute dans V = 250 mL d’eau.

1. Quelle est la masse molaire du sulfate d’aluminium ?
2. Quels sont la concentration massique (titre) et la concentration en soluté apporté du sulfate d’aluminium ?
3. Quels sont les concentrations effectives des ions Al³⁺ et SO₄^2- ?
4. Vérifier que la solution est électriquement neutre.

Données : masses molaires en g.mol^-1 : Al = 27 ; S = 32 ; O = 16

Correction de l’exercice 1

1. Masse molaire du sulfate d’aluminium (Al₂(SO₄)₃) :
   M = 2 × M(Al) + 3 × (M(S) + 4 × M(O))
   M = 2 × 27 + 3 × (32 + 4 × 16) = 342 g.mol^-1
2. Concentration massique et molaire :
   Le volume doit être en Litres : V = 250 mL = 0,25 L.
   Concentration massique (C_m) :
   C_m = m / V = 17,1 / 0,25 = 68,4 g.L^-1
   Concentration molaire (C) :
   C = C_m / M = 68,4 / 342 = 0,20 mol.L^-1
3. Concentrations effectives des ions :
   L’équation de dissolution est : Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺_(aq) + 3SO₄^2-_(aq)
   La dissolution d’une mole de soluté produit 2 moles d’ions Al³⁺ et 3 moles d’ions SO₄^2-.
   Concentration en ions aluminium : [Al³⁺] = 2 × C = 2 × 0,20 = 0,4 mol.L^-1
   Concentration en ions sulfate : [SO₄^2-] = 3 × C = 3 × 0,20 = 0,6 mol.L^-1
4. Vérification de l’électroneutralité :
   On calcule la concentration totale des charges positives et celle des charges négatives.
   Concentration des charges positives : 3 × [Al³⁺] = 3 × 0,4 = 1,2 mol.L^-1
   Concentration des charges négatives : 2 × [SO₄^2-] = 2 × 0,6 = 1,2 mol.L^-1
   Les concentrations des charges positives et négatives sont égales, la solution est donc électriquement neutre.

Exercice 2 : Chlorure de baryum

Énoncé : On dissout 0,20 g de chlorure de baryum (II) BaCl₂ dans une quantité d’eau suffisante de manière à obtenir 500 mL de solution.

1. Quelle est la quantité de matière de soluté dissous dans l’eau ?
2. En déduire la concentration molaire en soluté apporté de la solution obtenue.
3. Écrire l’équation bilan de la dissolution du chlorure de baryum (II) dans l’eau.
4. En déduire les concentrations molaires des ions baryum (II) Ba²⁺_(aq) et des ions chlorure Cl^–_(aq) dans la solution.

Données : masse molaire Ba = 137 g.mol^-1 ; Cl = 35,5 g.mol^-1

Correction de l’exercice 2

1. Quantité de matière (n) :
   D’abord, on calcule la masse molaire de BaCl₂.
   M = M(Ba) + 2 × M(Cl) = 137 + 2 × 35,5 = 208 g.mol^-1
   Ensuite, on calcule la quantité de matière.
   n = m / M = 0,20 / 208 ≈ 9,6 × 10^-4 mol
2. Concentration molaire (C) :
   Volume V = 500 mL = 0,500 L.
   C = n / V = (9,6 × 10^-4) / 0,500 ≈ 1,9 × 10^-3 mol.L^-1
3. Équation de la dissolution :
   BaCl_{2 (s)} → Ba²⁺_(aq) + 2Cl^–_(aq)
4. Concentration des ions en solution :
   D’après l’équation, la dissolution d’une mole de BaCl₂ produit une mole d’ions Ba²⁺ et deux moles d’ions Cl^–.
   Concentration en ions baryum : [Ba²⁺] = C = 1,9 × 10^-3 mol.L^-1
   Concentration en ions chlorure : [Cl^–] = 2 × C = 2 × 1,9 × 10^-3 = 3,8 × 10^-3 mol.L^-1

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