Corrigé du protocole expérimental

Corrigé du protocole expérimental
I-Détermination de la concentration en ions chlorure d’une eau par la méthode de CharpentierVolhard.
3- Questions
a) Ecrire l’équation de la réaction entre les ions Ag+ et Cl- ainsi que la réaction entre Ag+ et SCN-.
Ag+(aq) + Cl–(aq) = AgCl(s)
Ag+(aq) + SCN–(aq) = AgSCN(s)
b) Justifier l’utilisation d’ions Fe3+ lors de ce dosage. Comment observe-t-on expérimentalement
l’équivalence.
Fe3+ est un indicateur de fin de dosage. Les ions SCN- réagissent avec les ions Fe3+après avoir réagi avec
les ions Ag+. On est à l’équivalence. Apparition d’une couleur rouge sang.
c) A quel type de dosage, direct ou indirect, correspond la méthode de Charpentier-Volhard.
Le dosage effectué est du type indirect : en effet on ne dose pas directement les ions chlorure Cl–(aq),
mais l’excès d’ions Ag+.
d) Quelles doivent-être les conditions de la réaction de dosage.
La réaction de dosage doit être totale, rapide et unique.
e) Etablir une relation entre n0(Ag+) introduits n0(Cl-) de la solution initiale et neq(SCN-).
n0(Ag+) = n0(Cl–) + neq(SCN–)
f) En déduire la concentration CA en ion chlorure de l’eau de consommation.
La quantité initiale n0(Ag+) d’ions argent introduite est : n0(Ag+) = C0 × V0
La quantité neq(SCN–) d’ion thiocyanate versée à l’équivalence de la réaction de dosage est :
neq(SCN–) = C2 × Veq2
La quantité initiale n0(Cl– ) d’ion chlorure est : n0(Cl– ) = CA . VA
On a donc
soit
CA =
C0 × V0 = CA . VA + C2 × Veq2
C0V0 - C 2Veq 2
VA
La concentration CA des ions chlorure de la solution d’acide chlorhydrique est alors :
5, 0 × 10−2 × 25, 0 × 10−3 − 4, 0 × 10−2 × 8, 0 × 10−3
cA =
10, 0 × 10−3
CA = 9,3×10–2 mol.L-1
g) Préciser le domaine d'utilisation de la méthode de Charpentier-Volhard. Justifier votre réponse.
Il faut se placer à pH< 2 afin d’éviter les réactions parasites de précipitation
h) Pourquoi utilise-t-on de l’acide nitrique plutôt que de l’acide chlorhydrique ?
Il faut éviter l’acide chlorhydrique afin de ne pas amener d’ion Cl-
II- Détermination de la concentration des ions calcium et magnésium dans une eau.
3- Questions :
a)Donner la formule semi-développée de Y4-.
-OOC
COO-
N
-OOC
N
COO-
b) Décrire le schéma du dosage. Préciser la verrerie utilisée.
Matériel usuel de dosage : EDTA dans la burette et solution à doser dans le bécher
c) Préciser comment est repéré l’équivalence.
Changement de coloration : passage de la couleur rose à la couleur bleue
d) Calculer la concentration C = [Ca2+] + [Mg2+] de l’eau analysée.
A l’équivalence nEDTA = nions à titrer soit : CEDTA.Veq = C.Veau
C = CEDTA.Veq/Veau AN :C = 2,5.10-3 × 11,2/10 = 2,8.10-3 mol.L-1 soit 2,8 mmol.L-1
e) En déduire son degré hydrotimétrique.
Le degré vaut : 10 × 2,8 = 28°TH
III- Alcalinité d’une eau
a) Lorsque l’on ajoute quelques gouttes de phénolphtaléine à de l’eau minérale, la solution est
incolore. Que peut-on en conclure ?
L’eau minérale a un pH < 8,2
b) Quelle est alors l’espèce prédominante dans le couple HCO 3− / CO 32− ?
HCO3−
On titre un volume V0 = 50 mL d’eau par une solution d’acide sulfurique (2H+ + SO 24− )
de concentration en soluté apporté 0,010 mol.L-1 en présence de vert de bromocrésol.
A l’équivalence, le volume versé est VAéq = 15,0 mL.
c) Ecrire l’équation chimique de titrage.
HCO3– + H3O+ = CO2,H2O + H2O
d) Déterminer la concentration molaire C en ions HCO 3− de l’eau.
nA = CA ×VAéq = n( HCO3− ) = C.V0 avec CA = 2,0×10-2 mol.L-1
d’où C = CA ×VAéq / V0 = (2,0×10-2× 15,0×10–3)/(50×10–3) =0,6×10-2mol.L-1
e) En déduire la concentration massique en ions HCO 3− de l’eau.
Concentration massique : 0,6×10-2×61 = 36,6×10-2 g.L-1 ou 366 mg.L-1
f) Déterminer le titre alcalimétrique T.A. et le titre alcalimétrique complet T.A.C. de cette eau.
T.A = 0 et T.A.C = 30 car il a fallu 15 mL d’acide pour neutraliser 50 mL de solution, il en faudra 30 pour
neutraliser 100 mL