ChimieTerminale SE & SM11 pages

Chimie N°1 : Solutions Aqueuses — Notion de pH

Ions, concentrations, dilution, pH & électroneutralité

Premier cours de Chimie de Terminale Sciences Expérimentales (SE) et Sciences Mathématiques (SM). Il pose les bases indispensables : reconnaître et nommer les ions, comprendre les composés ioniques, tester la présence des espèces, calculer les concentrations et les dilutions, maîtriser l’autoprotolyse de l’eau et la définition du pH, puis vérifier l’électroneutralité d’une solution. Ce cours ouvre toute la partie « Chimie générale » du programme.

Lire le document

💡 Le document est entièrement lisible ci-dessous, réécrit et structuré pour une lecture facile sur téléphone.

Sommaire

Cliquez sur une section pour y accéder directement.

1Quelques ions monoatomiquesFormules et noms usuels : Cu²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Br⁻, Zn²⁺, Al³⁺, Ca²⁺, K⁺, Cl⁻, Na⁺.
2Quelques ions polyatomiquesOH⁻, NO₃⁻, SO₄²⁻, CO₃²⁻, NH₄⁺, H₃O⁺, Cr₂O₇²⁻, MnO₄⁻.
3Les composés ioniquesRègle de nommage anion + cation, formules ioniques et statistiques (NaCl, CuSO₄, Fe(OH)₃…).
4Tests d’identification des ionsRéactifs et observations pour Ag⁺, Ba²⁺, Cu²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Zn²⁺, Cl⁻, OH⁻, SO₄²⁻, CO₃²⁻, NO₃⁻, PO₄³⁻.
5Masse molaire & quantité de matièreDéfinitions et relation n = m / M avec les bonnes unités.
6Les solutions aqueusesDissolution (athermique, exo, endo), équation-bilan, concentration molaire, concentration massique, solution commerciale et dilution.
7Autoprotolyse de l’eauÉquation 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻ et produit ionique Ke = [H₃O⁺][OH⁻] (Ke = 10⁻¹⁴ à 25 °C).
8pH des solutions aqueusesDéfinition pH = −log[H₃O⁺], caractère acide / neutre / basique et mesure expérimentale.
9Électroneutralité d’une solutionSomme des charges positives = somme des charges négatives, avec exemple de Na₂SO₄.
10Exercices résolus (1 à 6)Corrections détaillées : dissolution d'un gaz, pH & Ke, dilution d'un sirop, chlorure de cobalt, acide sulfurique commercial, mélange d'acides et sels.
11Exercices de perfectionnement (1 à 6)Corrections débloquées après autorisation Telegram du professeur : Na₂SO₄·10H₂O, NH₃ commercial, AlCl₃/HCl, HCOOH, mélange d'ions, dilution HCl.

Quelques ions monoatomiques

À connaître par cœur — les cations portent une charge positive, les anions une charge négative.

Formule	Cu²⁺	Fe²⁺	Fe³⁺	Br⁻	Zn²⁺
Nom	ion cuivre II	ion fer II (ferreux)	ion fer III (ferrique)	ion bromure	ion zinc

Formule	Al³⁺	Ca²⁺	K⁺	Cl⁻	Na⁺
Nom	ion aluminium	ion calcium	ion potassium	ion chlorure	ion sodium

Quelques ions polyatomiques

Ces ions sont constitués de plusieurs atomes liés portant globalement une charge.

Formule	OH⁻	NO₃⁻	SO₄²⁻	CO₃²⁻
Nom	hydroxyde	nitrate	sulfate	carbonate

Formule	NH₄⁺	H₃O⁺	Cr₂O₇²⁻	MnO₄⁻
Nom	ammonium	hydronium	bichromate	permanganate

Les composés ioniques

3.1 — Règle de nom

On donne d’abord le nom de l’anion, puis celui du cation.

Exemple : chlorure de sodium (NaCl) — anion Cl⁻, cation Na⁺.

3.2 — Quelques exemples

Nom	Formule ionique	Formule statistique
Chlorure de sodium	(Na⁺, Cl⁻)	NaCl
Sulfate de cuivre II	(Cu²⁺, SO₄²⁻)	CuSO₄
Carbonate de sodium	(2 Na⁺, CO₃²⁻)	Na₂CO₃
Chlorure d’ammonium	(NH₄⁺, Cl⁻)	NH₄Cl
Chlorure de baryum	(Ba²⁺, 2 Cl⁻)	BaCl₂
Hydroxyde de fer III	(Fe³⁺, 3 OH⁻)	Fe(OH)₃
Nitrate d’argent	(Ag⁺, NO₃⁻)	AgNO₃
Sulfate de sodium	(2 Na⁺, SO₄²⁻)	Na₂SO₄
Hydroxyde de cuivre II	(Cu²⁺, 2 OH⁻)	Cu(OH)₂
Chlorure de fer III	(Fe³⁺, 3 Cl⁻)	FeCl₃
Bichromate de potassium	(2 K⁺, Cr₂O₇²⁻)	K₂Cr₂O₇
Sulfate d’aluminium	(2 Al³⁺, 3 SO₄²⁻)	Al₂(SO₄)₃

Tests d’identification de quelques ions

À chaque ion correspond un réactif et une observation caractéristique.

Ion testé	Réactif utilisé	Observation — Équation bilan
Ag⁺	Cl⁻ (NaCl)	Précipité blanc d’AgCl noircissant à la lumière. Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl
Ba²⁺	SO₄²⁻ (ZnSO₄)	Précipité blanc de BaSO₄. Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄
Na⁺	Flamme	Flamme jaune.
Cu²⁺	Flamme ; OH⁻ (NaOH)	Flamme bleu-verte. Précipité bleu de Cu(OH)₂ qui se dissout dans un excès d’ammoniaque. Cu²⁺ + 2 OH⁻ → Cu(OH)₂
Fe²⁺	OH⁻ (NaOH)	Précipité vert de Fe(OH)₂. Fe²⁺ + 2 OH⁻ → Fe(OH)₂
Fe³⁺	OH⁻ (NaOH)	Précipité rouille de Fe(OH)₃. Fe³⁺ + 3 OH⁻ → Fe(OH)₃
Zn²⁺	OH⁻ (NaOH)	Précipité blanc de Zn(OH)₂ soluble dans un excès de soude. Zn²⁺ + 2 OH⁻ → Zn(OH)₂
Cl⁻	Ag⁺ (AgNO₃)	Précipité blanc d’AgCl noircissant à la lumière.
OH⁻	Ion métallique Mⁿ⁺ (ex. Cu²⁺)	Précipité d’hydroxyde M(OH)ₙ. Mⁿ⁺ + n OH⁻ → M(OH)ₙ
SO₄²⁻	Ba²⁺ (BaCl₂)	Précipité blanc de BaSO₄.
CO₃²⁻	Acide sulfurique (SO₄²⁻, 2 H⁺)	Dégagement de CO₂ qui trouble l’eau de chaux. CO₃²⁻ + 2 H⁺ → CO₂ + H₂O
NO₃⁻	Cu + acide nitrique	Coloration bleue de la solution et vapeurs rousses de NO₂.
PO₄³⁻	Ag⁺ (AgNO₃)	Précipité jaunâtre de phosphate d’argent. 3 Ag⁺ + PO₄³⁻ → Ag₃PO₄

Masse molaire & quantité de matière

La masse molaire M d’une espèce est la masse d’une mole de cette espèce.

La quantité de matière n est le nombre de moles de cette espèce.

n = m / M ou M = m / n

m : masse (g)
n : quantité de matière (mol)
M : masse molaire (g/mol)

Les solutions aqueuses

6.1 — Définition

Une solution aqueuse est un mélange homogène dont le solvant est l’eau. Le corps dissous est le soluté ; l’opération est la dissolution.

6.2 — Effet thermique

Athermique : à température constante.
Exothermique : élévation de température.
Endothermique : diminution de température.

6.3 — Réaction chimique — Réactif limitant

On écrit l’équation-bilan puis on identifie le réactif en défaut (limitant). On travaille toujours avec le réactif en défaut, jamais avec l’excès.

6.4 — Concentration molaire

C_A = [A] = n_A / V (mol/L)

6.5 — Concentration massique

C_m = m_A / V (g/L). Relation avec la concentration molaire : C_m = M_A × C_A.

6.6 — Solution commerciale

C = (% × ρ) / M

% : pourcentage massique (ex. 45 % = 0,45)
ρ : masse volumique (g/L) ; densité d ⇒ ρ = d × 1000 g/L
M : masse molaire du soluté (g/mol)

6.7 — Dilution

Diluer, c’est diminuer la concentration en ajoutant du solvant. La quantité de matière ne change pas :

C_i V_i = C_f V_f soit C_f = C_i V_i / V_f

Taux de dilution : r = V_f / V_i = C_i / C_f.

L’autoprotolyse de l’eau

7.1 — Équation

Deux molécules d’eau réagissent entre elles :

2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻

7.2 — Produit ionique de l’eau

K_e = [H₃O⁺] × [OH⁻] (sans unité).

K_e dépend de la température : à 25 °C, K_e = 10⁻¹⁴.

pH des solutions aqueuses

8.1 — Définition

pH = − log [H₃O⁺] soit [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ (en mol/L).

8.2 — Nature d’une solution (à 25 °C)

Acide : pH < 7 ⇔ [H₃O⁺] > [OH⁻]
Neutre : pH = 7 ⇔ [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L
Basique : pH > 7 ⇔ [H₃O⁺] < [OH⁻]

8.3 — Mesure expérimentale

pH-mètre : mesure précise à 0,1 unité près.
Papier pH ou indicateurs colorés : mesure approchée.

Électroneutralité d’une solution

9.1 — Principe

Toute solution aqueuse est électriquement neutre : la somme des concentrations en charges positives est égale à la somme des concentrations en charges négatives.

9.2 — Vérification

Un cation Xⁿ⁺ apporte n × [Xⁿ⁺] de charges positives.
Un anion Xᵐ⁻ apporte m × [Xᵐ⁻] de charges négatives.

Exemple — solution de Na₂SO₄ : [Na⁺] = 2 × [SO₄²⁻].

Exercices résolus & de perfectionnement

Le PDF ci-dessous contient 6 exercices résolus et 6 exercices de perfectionnement couvrant : dissolution de HCl gazeux, calcul de pH à différentes températures, dilution d’acide sulfurique commercial, mélange d’acides forts, dissolution de sels hydratés, préparation de solutions par mélange (Mg²⁺, Ca²⁺, K⁺, NO₃⁻, Cl⁻)…

👉 Ouvrez le PDF plus bas pour les énoncés complets et les corrections.

Partie 2 — Traité d'exercices

Exercices corrigés & de perfectionnement

Les 6 exercices résolus sont libres. Les 6 exercices de perfectionnement sont verrouillés : envoie une demande, le professeur autorise sur Telegram, la correction s'affiche automatiquement.

Exercices résolus

Corrections détaillées, visibles librement.

Dissolution d'un gaz — concentration

À 20 °C, quel volume de chlorure d'hydrogène gazeux faut-il dissoudre dans un litre d'eau pour obtenir une solution de concentration 10⁻¹ mol·L⁻¹ ? On suppose que la dissolution s'effectue sans variation de volume.

Donnée : volume molaire V_m = 24 L·mol⁻¹.

Correction

📋 Données

Température : θ = 20 °C
Volume d'eau : V = 1 L
Concentration visée : C = 10⁻¹ mol·L⁻¹
Volume molaire du gaz : Vₘ = 24 L·mol⁻¹
Hypothèse : dissolution sans variation de volume
Inconnue : V(HCl) gazeux à dissoudre

✍️ Solution

Équation de dissolution

HCl(g) + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻

1 mole de HCl gazeux dissous libère 1 mole d'ions H₃O⁺ : n(HCl) dissous = n en solution = C × V.

Quantité de matière de HCl

n(HCl) = C × V = 10⁻¹ × 1 = 0,1 mol

Volume de gaz correspondant

V(HCl) = n × Vₘ = 0,1 × 24

V(HCl) = 2,4 L

pH, Ke et nature d'une solution

Donnée : Ke = 2,5×10⁻¹³ à 80 °C.

Une solution aqueuse a, à cette température, un pH égal à 6,5. Quelle est sa nature ?
200 mL d'une solution contient 1,0×10⁻⁴ mol d'ions OH⁻. Quel est son pH à 80 °C ?
Le pH d'une solution est 4,7 à 80 °C. En déduire sa concentration en OH⁻.
À 37 °C, le sang a pH ≈ 7,4 et pKe = 13,6. Est-il neutre, acide ou basique ? En déduire l'échelle de pH à cette température.

Correction

📋 Données

À 80 °C : Ke = 2,5×10⁻¹³
Q1 : pH = 6,5 à 80 °C
Q2 : V = 200 mL = 0,200 L ; n(OH⁻) = 1,0×10⁻⁴ mol
Q3 : pH = 4,7 à 80 °C
Q4 : à 37 °C, pH = 7,4 et pKe = 13,6
Relation : Ke = [H₃O⁺]·[OH⁻] ; pH = −log[H₃O⁺]

✍️ Solution

Équation d'autoprotolyse de l'eau

2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻ avec Ke = [H₃O⁺]·[OH⁻]

C'est cette équation qui relie [H₃O⁺] et [OH⁻] à toute température : on l'utilise dans chaque question.

Calcul préalable

pKe = −log(2,5×10⁻¹³) ≈ 12,6 ; ½ pKe = 6,3

1) Nature de la solution (pH = 6,5)

pH = 6,5 > ½ pKe = 6,3 donc [H₃O⁺] < [OH⁻].

La solution est basique

2) pH avec 1,0×10⁻⁴ mol d'OH⁻ dans 200 mL

[OH⁻] = n/V = 5,0×10⁻⁴ mol·L⁻¹

[H₃O⁺] = Ke/[OH⁻] = 5,0×10⁻¹⁰ mol·L⁻¹

pH ≈ 9,3

3) [OH⁻] pour pH = 4,7

[H₃O⁺] = 10⁻⁴·⁷ ≈ 2,0×10⁻⁵ mol·L⁻¹

[OH⁻] = Ke/[H₃O⁺]

[OH⁻] ≈ 1,3×10⁻⁸ mol·L⁻¹

4) Sang à 37 °C (pKe = 13,6)

½ pKe = 6,8 ; pH = 7,4 > 6,8 ⇒ [H₃O⁺] < [OH⁻].

Le sang est légèrement basique à 37 °C

Échelle : acide 0 ≤ pH < 6,8 ; neutre pH = 6,8 ; basique 6,8 < pH ≤ 13,6.

Concentrations et dilution d'un sirop

Un sirop de menthe contient 200 g de glucides pour 2 L.
1. Concentration massique du sirop ?
2. Concentration molaire (M = 180 g·mol⁻¹).
On verse 20 mL de sirop dans un verre puis 180 mL d'eau.
1. Volume total dans le verre.
2. Combien de fois le sirop a-t-il été dilué ?
3. Masse de glucides dans un verre.

Correction

📋 Données

Masse de glucides : m = 200 g
Volume de sirop : V = 2 L
Masse molaire des glucides : M = 180 g·mol⁻¹
Volume de sirop prélevé : V_p = 20 mL = 0,020 L
Volume d'eau ajoutée : V_e = 180 mL = 0,180 L

✍️ Solution

1.a) Concentration massique

𝒞 = m/V = 200/2 = 100 g·L⁻¹

1.b) Concentration molaire

C = 𝒞/M = 100/180 ≈ 0,56 mol·L⁻¹

2.a) Volume dans le verre

V = 20 + 180 = 200 mL = 0,2 L

2.b) Facteur de dilution

r = 200/20 = 10 fois

La quantité de soluté est conservée, donc la concentration est divisée par 10.

2.c) Masse de glucides

m = 𝒞 × V_prélevé = 100 × 0,020 = 2 g

Chlorure de cobalt (II) hexahydraté

On introduit dans une fiole jaugée de 250,0 mL une masse m = 1,19 g de CoCl₂,6H₂O et on complète à l'eau distillée.

M(Co) = 58,9 ; M(Cl) = 35,5 ; M(H) = 1,0 ; M(O) = 16 g·mol⁻¹.

Concentration molaire de S.
Équation de dissolution.
Concentrations des ions.
Volume à prélever pour préparer 100,0 mL de S′ à C′ = 4,00×10⁻³ mol·L⁻¹.
Mode opératoire.

Correction

📋 Données

Soluté : CoCl₂,6H₂O
Masse dissoute : m = 1,19 g
Volume de la fiole : V = 250,0 mL = 0,2500 L
Masses molaires : M(Co) = 58,9 ; M(Cl) = 35,5 ; M(H) = 1,0 ; M(O) = 16 g·mol⁻¹
Solution fille : V′ = 100,0 mL, C′ = 4,00×10⁻³ mol·L⁻¹

✍️ Solution

1) Concentration de S

M = 58,9 + 2×35,5 + 6×18 = 237,9 g·mol⁻¹

n = 1,19/237,9 = 5,00×10⁻³ mol

C ≈ 2,00×10⁻² mol·L⁻¹

2) Équation

CoCl₂,6H₂O → Co²⁺ + 2 Cl⁻ + 6 H₂O

3) Concentrations

[Co²⁺] = C = 2,00×10⁻² mol·L⁻¹ ; [Cl⁻] = 2C = 4,00×10⁻² mol·L⁻¹

4) Volume à prélever

V = C′V′/C = (4,00×10⁻³ × 100,0)/2,00×10⁻²

V ≈ 20,0 mL

5) Manipulation

Pipette jaugée de 20 mL (avec propipette) → fiole jaugée de 100 mL contenant un peu d'eau distillée. Compléter au trait de jauge, boucher, agiter.

Acide sulfurique commercial

Solution commerciale A₀ de H₂SO₄ : densité 1,815 ; 90 % en masse.

Concentration molaire de A₀.
On prépare 1 L de A₁ en prélevant 10,0 mL de A₀.
1. Nom de l'opération ?
2. Concentration de A₁.

Correction

📋 Données

Solution A₀ : H₂SO₄ commercial
Densité : d = 1,815 (⇒ ρ = 1815 g·L⁻¹)
Pourcentage massique : P = 90 % = 0,90
Masse molaire : M(H₂SO₄) = 98 g·mol⁻¹
Prélèvement : V₀ = 10,0 mL ; volume final V₁ = 1 L = 1000 mL

✍️ Solution

Équation de dissolution (diacide fort)

H₂SO₄ + 2 H₂O → 2 H₃O⁺ + SO₄²⁻

L'acide sulfurique concentré est un diacide fort : 1 mole de H₂SO₄ apporte 2 moles de H₃O⁺.

1) Concentration de A₀

ρ = 1,815 × 1000 = 1815 g·L⁻¹

C₀ = (0,90 × 1815)/98

C₀ ≈ 16,7 mol·L⁻¹

2.a) Opération

Une dilution

2.b) Concentration de A₁

C₁ = C₀V₀/V₁ = (16,7 × 10,0)/1000

C₁ ≈ 0,167 mol·L⁻¹

Mélange d'acides et de sels — électroneutralité

Dans une fiole de 250 mL, on introduit successivement : HCl (V₁ = 40 mL, C₁ = 0,3 mol/L), HNO₃ (V₂ = 25 mL, C₂ = 0,4 mol/L), m₃ = 1 g de CaCl₂, m₄ = 2 g de Ca(NO₃)₂ ; puis on complète à 250 mL.

H = 1 ; O = 16 ; Cl = 35,5 ; N = 14 ; Ca = 40 g/mol.

a) Équations de dissolution + autoprotolyse. b) Bilan des espèces.
Quantité de matière de chaque ion.
Concentrations.
Vérifier l'électroneutralité.
pH de la solution.

Correction

📋 Données

Volume final : V = 250 mL = 0,250 L
HCl : V₁ = 40 mL, C₁ = 0,3 mol·L⁻¹
HNO₃ : V₂ = 25 mL, C₂ = 0,4 mol·L⁻¹
CaCl₂ : m₃ = 1 g, M = 40 + 2×35,5 = 111 g·mol⁻¹
Ca(NO₃)₂ : m₄ = 2 g, M = 40 + 2×(14 + 3×16) = 164 g·mol⁻¹
Masses molaires : H = 1 ; O = 16 ; Cl = 35,5 ; N = 14 ; Ca = 40 g·mol⁻¹

✍️ Solution

1.a) Équations

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻ ; HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃⁻

CaCl₂ → Ca²⁺ + 2 Cl⁻ ; Ca(NO₃)₂ → Ca²⁺ + 2 NO₃⁻

2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻

1.b) Bilan

H₃O⁺ ; Cl⁻ ; NO₃⁻ ; Ca²⁺ ; OH⁻ (traces) ; H₂O.

2) Quantités de matière

n(H₃O⁺) = 1,2×10⁻² + 1,0×10⁻² = 2,20×10⁻² mol

n(Cl⁻) = 1,2×10⁻² + 1,80×10⁻² = 3,00×10⁻² mol

n(NO₃⁻) = 1,0×10⁻² + 2,44×10⁻² = 3,44×10⁻² mol

n(Ca²⁺) = 9,01×10⁻³ + 1,22×10⁻² = 2,12×10⁻² mol

3) Concentrations (V = 0,250 L)

[H₃O⁺] = 8,80×10⁻² ; [Cl⁻] = 1,20×10⁻¹ ; [NO₃⁻] = 1,38×10⁻¹ ; [Ca²⁺] = 8,48×10⁻² mol·L⁻¹.

4) Électroneutralité

[H₃O⁺] + 2[Ca²⁺] = 0,258 = [Cl⁻] + [NO₃⁻] ✓

Solution électriquement neutre

5) pH

pH = −log(8,80×10⁻²) ≈ 1,06

Exercices de perfectionnement

Les corrections de ces exercices sont verrouillées. Pour y accéder, envoie une demande : le professeur reçoit une notification Telegram et peut autoriser ou refuser l'accès en un clic. Dès qu'il autorise, la correction apparaît ici automatiquement.