Correction

CORRECTION
Production d’eau potable, traitement des eaux.
Eau et ressources
Les eaux salées, ainsi que beaucoup d’eaux douces naturelles, ne sont pas potables. Elles peuvent contenir des
espèces minérales ou organiques indésirables et nuisibles pour la santé. Plusieurs traitements existent dont celui à
l’eau de Javel. En effet, OMS (organisation mondiale de la santé) recommande que 3 mg d’ions hypochlorite ClO(présents dans l’eau de Javel) soient ajoutés par litre d’eau pour une désinfection satisfaisante (élimination de virus
et de micro-organisme).
1. Production d’eau de Javel.
L’eau de Javel est une solution contenant de l’hypochlorite de sodium (Na+ + ClO-). Son action antibactérienne
provient du pouvoir oxydant des ions hypochlorites. Cette eau de Javel est synthétisée directement dans les usines
de traitement et de production d’eau potable suivant la réaction :
Cl2 + 2 HO-
ClO- + Cl- + H2O
1.1. Production de l’eau de Javel en laboratoire.
La soude ou solution d’hydroxyde de sodium (Na+ + Cl-) et le dichlore Cl2 utiles à la production d’eau de
Javel sont produits par électrolyse de l’eau salée.
 Dans un tube en U, introduire une solution saturée de chlorure de
sodium (Na+ + Cl-) puis réaliser le montage ci-contre.
P
G
N
A
indigo
phénolphtaléïne
 Régler ensuite la tension du générateur de telle sorte que le courant qui
dans l’ampèremètre se stabilise à I=50 mA.
circule
Eau salée
1.2. Observations.
a) Noter alors vos observations aux deux électrodes sachant que l’indigo
se décolore en présence de dichlore et que la phénolphtaléine se teinte
en rose en milieu basique.
b) Préciser à quelles électrodes ont lieu les réactions ci-dessous et indiquer ensuite sur le schéma ou se
trouve la cathode (électrode ou s’effectue une réduction) et l’anode (électrode ou s’effectue une
oxydation).
2Cl- Cl2 + 2e2H2O + 2e - H2 + 2HOA l’anode le courant arrive l’indigo se décolore car il y a production de diclhore 2Cl-
Cl2 + 2é
réaction d’oxydation
A la cathode la phénolphtaléine se décolore production d’ions OH- 2H2O + 2e -
H2 + 2HO-
c) Pourquoi les usines de traitement et de production d’eau potable réalise-t-il cette électrolyse dans des
grands bacs sous agitation permanente.
pendant le mélange Cl2 + 2HO- Cl - + 2ClO- + H2O
2. Titrage indirect de l’eau de Javel produite.
Au bureau du professeur, on a réalisé la même électrolyse, dans un bécher contenant 400 mL d’eau salée
saturée en chlorure de sodium, le tout sous agitation. L’électrolyse a duré t = 30 min sous intensité constante
et égale à I = 50 mA.
Dosons alors l’eau de Javel ainsi produite.
2.1. Protocole expérimental.
Prélever un volume V = 10,0 mL d’eau de Javel ainsi produite et l’introduire dans un erlenmeyer de 100 mL.
Ajouter ensuite dans l’erlenmeyer un volume V = 20 mL d’une solution d’iodure de potassium (K+(aq) + I-(aq)) de
concentration C = 0,100 mol.L-1
ainsi que 10 mL d’acide chlorhydrique de concentration molaire apportée 1,0 mol L-1.Boucher et Mélanger avec un
agitateur magnétique pendant 5 minutes.
Dans une burette graduée, introduire une solution de thiosulfate de sodium (2Na+(aq) + S2O32-(aq)) de concentration C1
= 1,00 10-3 mol.L-1.
Faire alors un premier dosage rapide sous agitation en ajoutant, lorsque la solution devient jaune pâle, une petite
quantité d’empois d’amidon (la solution prend alors une légère coloration bleutée). Continuer alors jusqu’à la
décoloration complète et noter approximativement le Véq versé.
Recommencer alors la manipulation pour un dosage plus précis.
2.2. Interprétation.
a) Ecrire l’équation d’oxydoréduction de la transformation des ions hypochlorites par les ions iodures Isachant que les couples oxydant/réducteur intervenant sont I2(aq)/I-(aq) et ClO-(aq)/Cl-(aq). Noter alors cette
réaction « réaction 1 ».
ClO - (aq) + 2 H+(aq) + 2 e - = Cl - (aq) + H2O ( l )
I2 (aq) + 2 e = 2 I -(aq)
réaction 1 : ClO - (aq) + 2 H+(aq) + 2 I - (aq) = I2 (aq) + Cl - (aq) + H2O ( l )
b) Ecrire l’équation de la réaction support du titrage sachant que les couples oxydant/réducteur
intervenant sont I2(aq)/I-(aq) et S4O62-(aq)/S2032-(aq). Noter alors cette réaction « réaction 2 ».
I2 (aq) + 2 e - = 2 I - (aq)
S4O6 2 - (aq) + 2 e - =
réaction 2:
2 S2O3 2 - (aq)
I2 (aq) + 2 S2O3 2 - (aq) = S4O6 2 - (aq) + 2 I - (aq)
c) En utilisant la réaction 2, montrer que les quantités d’ions thiosulfates versées jusqu’à l’équivalence et
de diïode présents, sont liés par la relation :
=
d) Etablir en utilisant la réaction 1 une relation entre
formée et
consommée.
et
e) En déduire alors une relation entre
=
f)
Calculer alors la quantité de matière totale d’ions hypochlorite formé dans le bécher du professeur.
 Résultats expérimentaux :
v2 = 8,0 mL donc
c1x V2 = 0,5 x 1,00 10-3x 8,0 .10-3= 4,0.10-6 mol dans 10 Ml
COMPARAISON
q = I Δt
2Cl- Cl2 + 2e-
et Cl2 + 2HO-
Cl - + 2ClO- + H2O
donc ne- /2 = n Cl2 = n ClO- /2 la quantité d’électrons qui circulent est donc égale à la quantité d’ions
ClO- produits
I Δt /F = 50.10-3 x 30x60 /96500 = 9,3.10-4 mol Une grande partie du di chlore s’est échappé
g) Déterminer ensuite le volume d’eau potable pouvant ainsi être traitée par les ions hypochlorites formés.
On donne MCl = 35,5 g.mol-1 et MO = 16,0 g.mol-1.
on a une masse de m = nxM = 4,0.10-6x ( 35,5+16,0) = 0,206 mg
3 mg peuvent traiter 1 litre d’eau
donc 0,206 mg pour 0,206 /3 = 0 ,068 L soit 68 m L
REMARQUE : Le titrage réalisé lors de ce TP est un titrage indirect car on ne titre pas directement les ions
hypochlorites ClO-, mais le diïode I2 produit lors de la réaction 1 entre les ions iodures I- (en excés) et les ions
hypochlorites ClO-