Solubilité et extraction : exercices de sciences physiques première – PDF gratuit à télécharger et imprimer

Dire si chaque affirmation est vraie ou fausse, en justifiant.

1. Un solide ionique est constitué d’ions de charges opposées et est électriquement neutre.
2. Dissoudre un solide ionique dans l’eau revient à le faire fondre.
3. La liaison hydrogène est plus forte qu’une liaison covalente.
4. Deux liquides non miscibles forment deux phases distinctes.
5. Dans une ampoule à décanter, la phase la plus dense se trouve en bas.

Déterminer la formule statistique des solides ioniques formés par : (a) les ions Ca²⁺ et Cl⁻ ; (b) Al³⁺ et O²⁻ ; (c) Fe³⁺ et SO₄²⁻ ; (d) Mg²⁺ et F⁻. Justifier par l’électroneutralité.

1. Calculer la valeur de la force d’attraction entre un ion Na⁺ et un ion Cl⁻ distants de 2,8 × 10⁻¹⁰ m.
2. Que devient cette force si chaque ion porte une charge double (±2e), à la même distance ?
3. Que devient la force de la question 1 si la distance est doublée ?

1. Écrire l’équation de dissolution dans l’eau de NaCl, de CaCl₂ et de Al₂(SO₄)₃.
2. Pour chacune de ces trois solutions préparées avec une concentration apportée C = 0,10 mol·L⁻¹, donner la concentration de chaque ion.

Décrire les trois étapes de la dissolution du chlorure de sodium dans l’eau. Expliquer pourquoi l’eau est un bon solvant des solides ioniques en précisant l’orientation des molécules d’eau autour d’un cation et d’un anion.

On dissout 5,85 g de chlorure de sodium dans une fiole jaugée de 500,0 mL.

1. Calculer la quantité de matière de NaCl introduite.
2. Calculer la concentration apportée C.
3. En déduire les concentrations en ions Na⁺ et Cl⁻.

On dissout 3,99 g de sulfate de cuivre anhydre CuSO₄ dans de l’eau pour obtenir 250,0 mL de solution.

1. Calculer la masse molaire de CuSO₄.
2. Calculer la concentration apportée, puis les concentrations en ions Cu²⁺ et SO₄²⁻.
3. Calculer la concentration en masse en ions sulfate (M(SO₄²⁻) = 96,1 g·mol⁻¹).

Une solution de chlorure de fer(III), FeCl₃, est préparée à la concentration C = 0,050 mol·L⁻¹.

1. Écrire l’équation de dissolution.
2. Donner [Fe³⁺] et [Cl⁻] et vérifier l’électroneutralité de la solution.
3. Quelle masse de FeCl₃ faut-il peser pour préparer 200,0 mL de cette solution ?

La solubilité du chlorure de sodium dans l’eau à 20 °C est s = 360 g·L⁻¹.

1. Quelle masse maximale peut-on dissoudre dans 250 mL de solution ?
2. On introduit 100 g de sel dans ce volume. La solution est-elle saturée ? Quelle masse reste solide ?
3. Calculer la concentration en quantité de matière de la solution saturée (en négligeant la variation de volume).

1. Lire la solubilité à 20 °C, à 40 °C et à 60 °C.
2. On introduit 50 g de nitrate de potassium dans 100 mL d’eau à 20 °C. Quelle masse se dissout ? Quelle masse reste solide ?
3. On chauffe à 40 °C : tout se dissout-il ? Justifier.
4. On refroidit ensuite lentement jusqu’à 20 °C. Que se passe-t-il, et quelle masse de cristaux obtient-on ?

Parmi les corps purs H₂O, NH₃, CH₄, CH₃OH, HF et C₂H₆, indiquer ceux dont les molécules peuvent établir des liaisons hydrogène entre elles. Justifier à l’aide des conditions d’existence de la liaison hydrogène (atome H lié à O, N ou F ; doublet non liant sur O, N ou F).

1. Comment évolue la température d’ébullition de H₂S à H₂Te ? Quelle interaction l’explique ?
2. Quelle valeur attendrait-on environ pour H₂O en prolongeant cette tendance ?
3. Expliquer l’écart observé avec la valeur réelle.

1. Calculer la masse molaire de chaque alcane.
2. Décrire l’évolution de T_éb avec n et l’expliquer par les interactions entre molécules.
3. Quels alcanes sont gazeux à 20 °C ?
4. Estimer la température d’ébullition de l’heptane C₇H₁₆ par prolongement de la courbe.

L’éthanol CH₃CH₂OH et le méthoxyméthane CH₃OCH₃ ont la même formule brute C₂H₆O. L’éthanol est liquide à 20 °C (T_éb = 78 °C) ; le méthoxyméthane est un gaz (T_éb = −24 °C).

1. Vérifier qu’ils ont la même masse molaire.
2. Pourquoi leurs températures d’ébullition sont-elles si différentes ?

Prévoir si les mélanges suivants forment une ou deux phases, en justifiant par les interactions entre molécules : (a) eau et éthanol ; (b) eau et cyclohexane ; (c) cyclohexane et huile végétale ; (d) eau et propanone CH₃COCH₃ (liaison C=O très polarisée). Pour les mélanges à deux phases, indiquer quelle phase est au-dessus (d(eau) = 1,00 ; d(cyclohexane) = 0,78 ; d(huile) = 0,92).

On a agité 50 mL d’une solution aqueuse de diiode avec 20 mL de cyclohexane. Données : solubilité du diiode : 0,30 g·L⁻¹ dans l’eau, 28 g·L⁻¹ dans le cyclohexane ; d(eau) = 1,00 ; d(cyclohexane) = 0,78.

1. Identifier les phases A et B en justifiant.
2. Pourquoi le cyclohexane convient-il comme solvant d’extraction ?
3. Où se trouve l’essentiel du diiode ? Justifier avec les couleurs et les solubilités.
4. Décrire comment séparer les deux phases après décantation.
5. Pourquoi faut-il ouvrir régulièrement le robinet en retournant l’ampoule pendant l’agitation ?

Solubilité du diiode : 0,30 g·L⁻¹ dans l’eau et 28 g·L⁻¹ dans le cyclohexane.

1. Calculer la masse maximale de diiode dissoute dans 25 mL d’eau, puis dans 25 mL de cyclohexane.
2. Calculer le rapport des deux masses et conclure sur l’intérêt de l’extraction.

La solubilité du saccharose C₁₂H₂₂O₁₁ dans l’eau est de l’ordre de 2,0 × 10³ g·L⁻¹ à 20 °C. Ses molécules portent huit groupes hydroxyle O–H. Un morceau de sucre pèse 5,0 g.

1. Expliquer pourquoi le saccharose, solide moléculaire, est très soluble dans l’eau.
2. Combien de morceaux au plus peut-on dissoudre dans une tasse de 200 mL ?
3. Calculer la concentration en quantité de matière correspondante (M = 342,0 g·mol⁻¹).

L’eau de mer contient environ 27 g·L⁻¹ de chlorure de sodium. On évapore l’eau d’un litre d’eau de mer et on admet que seul NaCl compte ; les cristaux apparaissent quand la solubilité (360 g·L⁻¹) est atteinte.

1. Calculer la concentration en quantité de matière en NaCl de l’eau de mer.
2. Calculer le volume de solution restant quand les premiers cristaux apparaissent.
3. En déduire le volume d’eau évaporé et le pourcentage correspondant.

On dispose d’une solution aqueuse contenant du chlorure de sodium et un peu de diiode. On veut récupérer le diiode. Trois solvants sont disponibles : l’éthanol (miscible avec l’eau), le cyclohexane (d = 0,78, non miscible avec l’eau, inflammable) et le dichlorométhane (d = 1,33, non miscible avec l’eau, toxique par inhalation). Le diiode est très soluble dans chacun de ces trois solvants ; le sel n’est soluble que dans l’eau.

Choisir un solvant d’extraction en justifiant, décrire le protocole complet (verrerie, positions des phases, précautions de sécurité) et indiquer comment récupérer le diiode à la fin.