Chap 22

Sirius Term S - Livre du professeur
Chapitre 22. Contrôle de la qualité : dosages par étalonnage
Exercices d’application
5 minutes chrono !
1. Mots manquants
a. conductivité
b. conduire le courant électrique
c. élevée /grande
d. d’étalonnage
e. Beer-Lambert
2. QCM
a. Ions.
b. Conduire le courant électrique.
c. Sm-1.
d. molm-3.
e. D’une même solution ionique à des concentrations différentes.
f. 1,110-1. Dans le spécimen, la bonne réponse n’apparaît pas parmi les trois
propositions du QCM. Cette erreur a été corrigée dans le manuel élève, aussi bien
dans la question f. que dans les corrigés, page C4. La deuxième proposition, et la
bonne réponse, est donc bien « 1,110-1 ».
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------Compétences exigibles
3. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :
+
σ = λAg+[Ag ] + λNO3-[NO3 ]
Les concentrations molaires en ions doivent être exprimées en molm-3.
D’où :
[Ag+] = [NO3 ] = c = 2,0 molm-3
σ = (6,1910-3  2,0) + (7,1410-3  2,0) = 2,710-2 Sm-1
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------4. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :
+
2σ = λNa+[Na ] + λSO42-[SO4 ]
Les concentrations doivent être exprimées en molm-3 :
+
2[Na ] = 4,8 molm-3
et
[SO4 ] = 2,4 molm-3
D’où:
σ = (5,0110-3  4,8) + (16,010-3  2,4) = 6,210-2 Sm-1
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------5. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :
+
+
σ = λNa+[Na ] + λHO-[HO ] = (λNa+ + λHO-)  c car [Na ] = [HO ] = c
σ
0,144
c

 5,78 mol  m-3
D’où :
-3
-3
λ Na   λ HO- 5,0110  19,9 10
Soit :
c = 5,7810-3 molL-1 = 5,78 mmolL-1
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------6. Les conductivités σ1 et σ2 des deux solutions ioniques sont données par les relations :
2+
22+
2σ1 = λFe2+[Fe ] + λSO42-[SO4 ] et σ2 = λPb2+[Pb ] + λSO42- [SO4 ]
Or :
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2+
2-
2+
2-
[Fe ] = [SO4 ] = [Pb ] = [SO4 ] = c
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Chapitre 22. Contrôle de la qualité : dosages par étalonnage
D’où :
σ1 = (λFe2+ + λSO42-)  c et σ2 = (λPb2+ + λSO42-)  c
La conductivité σ2 étant plus grande que la conductivité σ1, la conductivité ionique molaire de
2+
2+
l’ion plomb Pb : λPb2+ est donc supérieure à celle de l’ion fer II Fe .
2+
2+
L’ion plomb Pb conduit plus facilement le courant électrique que l’ion fer II Fe .
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------7. a. Par lecture graphique, on trouve c = 3,6 mmolL-1.
b. Par lecture graphique, on trouve A’400 = 0,72.
---------------------------------------------------------------------------------------------------------------8. a. Par lecture graphique, on trouve : c = 3,7 mmolL-1.
b. Par lecture graphique, on trouve : σ’ = 79 mSm-1.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------9. a. La grandeur σ est la conductivité d’une solution et la grandeur λ est la conductivité
ionique molaire.
b. La grandeur Aλ est l’absorbance (à la longueur d’onde λ) d’une solution.
c. La grandeur (ελ l) représente l’absorbance ionique molaire.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------Compétences générales
10. σ1 = 0,059 Scm-1 = 5,9 Sm-1 ;
σ2 = 0,706 mScm-1 = 0,0706 Sm-1 ;
σ3 = 0,340 mSmm-1 = 0,340 Sm-1.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------11. Solution d’iodure de potassium :
a. Équation de dissolution dans l’eau de l’iodure de potassium :
+
KI (s)  K (aq) + I (aq)
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b. D’après l’équation de dissolution :
+
[K ] = [I ] = c = 2,0010-3 molL-1 = 2,00 molm-3
c. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :
+
σ = λK+[K ] + λI-[I ]
σ = (λK+ + λI-)  c
σ = (7,3510-3 + 7,7010-3)  2,00 = 0,0301 Sm-1
σ = 30,1 mSm-1
Solution de chlorure de cuivre :
a. Équation de dissolution dans l’eau du chlorure de cuivre :
2+
CuCl2 (s)  Cu (aq) + 2 Cl (aq)
b. D’après l’équation de dissolution :
2+
[Cu ] = c = 2,0010-3 molL-1 = 2,00 molm-3
[Cl ] = 2c = 4,0010-3 molL-1 = 4,00 molm-3
c. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :
2+
σ = λCu2+[Cu ] + λCl-[Cl ]
σ = (λCu2+ + 2λCl-)  c
σ = (10,710-3 + 2  7,6310-3)  2,00 = 0,0519 Sm-1
σ = 51,9 mSm-1
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------12. a.
1,2
Aλ
1
0,8
0,6
0,4
0,2
λ (nm)
0
400
450
500
550
600
650
700
b. Afin d’avoir des incertitudes de mesure les plus faibles possibles, on réalise les mesures
d’absorbance à la longueur d’onde λmax correspondant au maximum d’absorption.
c. Sur le graphique, on repère l’absorbance maximale pour la longueur d’onde λmax = 600 nm.
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
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Exercices de méthode
13. Exercice résolu.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------14. a. b. et c.
1,2 Aλ
1
0,8
y = 1,03E+05x
R2 = 9,99E-01
0,6
0,4
0,2
c (molL-1)
0
0,00E+00
2,00E-06
4,00E-06
6,00E-06
8,00E-06
1,00E-05
1,20E-05
d. La droite obtenue passe près des points car le coefficient de détermination R2 est très
proche de 1 (R2 = 0,999).
e. L’équation de la droite obtenue est :
Aλ = 1,03105  c
f. D’après la loi de Beer-Lambert :
A
ε λ l  λ = 1,03105 Lmol-1
c
g. D’après la loi de Beer-Lambert :
A'
c'  λ
ελ l
0,530
= 5,1510-6 molL-1
c' 
1,03 x 105
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------15. a. Équation de dissolution dans l’eau du sulfate de cuivre :
22+
CuSO4 (s)  Cu (aq) + SO4 (aq)
D’après l’équation de dissolution :
2+
2[Cu ] = [SO4 ] = c
b. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :
22+
σ = λCu2+[Cu ] + λSO42- [SO4 ]
soit :
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2-
σ = (λCu2+ + λSO42-)  c car [Cu ] = [SO4 ]
2+
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c
D’où :
λ Cu 2
σ
67

 2,5 mol  m-3
 λSO211  16
-3
4
Soit :
c = 2,510 molL-1 = 2,5 mmolL-1
c. La concentration vaut 2,510-3 molL-1, on a donc dissous une quantité n = 2,510-3 mol de
sulfate de cuivre dans un volume V = 1,0 L d’eau.
Or :
m = n  M = n (M(Cu) + M(S) + 4  M(O))
m = 2,510-3  (63,5 + 32 + 4  16) = 0,40 g
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
Exercices d’entraînement
+
+
16. a. Les ions présents dans le mélange sont les ions potassium K , les ions sodium Na et les
ions chlorure Cl .
c V
3,50 10-3  30,0
b.  K    1 1 
= 2,1010-3 molL-1 = 2,10 molm-3
V1  V2
30,0  20,0
c V
5,00 10-3  20,0
 Na    2 2 
= 2,0010-3 molL-1 = 2,00 molm-3
V V
30,0  20,0
1
Cl  
2
c1  V1  c2  V2 (3,50 10-3  30,0)  (5,00 10-3  20,0)
= 4,1010-3 molL-1

V1  V2
30,0  20,0
-
[Cl ] = 4,10 molm-3
c. La conductivité σ du mélange obtenu est donnée par la relation :
+
+
σ = λK+[K ] + λNa+[Na ] + λCl-[Cl ]
σ = (7,3510-3  2,10) + (5,0110-3  2,00) + (7,6310-3  4,10)
σ = 5,6710-2 Sm-1
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------17. a. Le dosage peut être réalisé par spectrophotométrie car l’espèce à doser, le bleu de
méthylène, est une espèce colorée.
b. Par lecture graphique : cm = 4,0 mgL-1.
c. Le collyre a été dilué 50 fois ; d’où :
cm, B = 50  cm = 50  4,0 = 2,0102 mgL-1
d. mB = cm, B  V = 2,0102  0,100 = 20 mg.
e. Cette valeur correspond bien à celle indiquée sur l’étiquette du flacon.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------18. 1. a. Au cours d’une dilution, il y a conservation de la quantité de matière :
c0  Vi = ci  V
b.
Solution Si
Volume Vi (mL)
Concentration ci (molL-1)
Absorbance A480, i
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S1
1,0
5,010-4
0,23
S2
2,0
1,010-3
0,49
S3
4,0
2,010-3
0,96
S4
6,0
3,010-3
1,45
S5
8,0
4,010-3
1,92
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c.
2,5
A480
2
1,5
1
0,5
0
0,0E+00
c (molL-1)
5,0E-04
1,0E-03
1,5E-03
2,0E-03
2,5E-03
3,0E-03
3,5E-03
4,0E-03
4,5E-03
2. a. Par lecture graphique, on trouve : c = 1,9510-3 molL-1.
La solution de Lugol® a été diluée 20 fois d’où :
cL = 20  c = 20  1,9510-3 = 3,9010-2 molL-1
b. nL = cL  V = 3,9010-2  0,100 = 3,9010-3 mol.
mL = nL  M(I2) = 3,9010-3  (2  126,9) = 0,990 g.
c. Écart relatif :
1- 0,99
100 = 1 %
1
La valeur de mL trouvée correspond à celle écrite dans la composition de la solution
de Lugol®.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------19. a. et b.
Dosage conductimétrique :
1,6E-02
σ (Sm-1)
1,4E-02
1,2E-02
y = 1,4E+01x
R2 = 1,0E+00
1,0E-02
8,0E-03
6,0E-03
4,0E-03
2,0E-03
0,0E+00
0,0E+00
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c (molL-1)
2,0E-04
4,0E-04
6,0E-04
8,0E-04
1,0E-03
1,2E-03
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L’équation de la droite obtenue est :
σ = 1,4101  c
Dosage spectrophotométrique :
2,5
A520
2
1,5
y = 1,9E+03x
R2 = 1,0E+00
1
0,5
0
0,0E+00
c (molL-1)
2,0E-04
4,0E-04
L’équation de la droite obtenue est :
6,0E-04
8,0E-04
1,0E-03
1,2E-03
A520 = 1,9103  c
c. Pour le dosage conductimétrique, la concentration en soluté apporté c0 est donnée par la
relation :
σ
7,40 10-3
= 5,310-4 molL-1
c

1,4 101 1,4 101
Pour le dosage spectrophotométrique, d’après la loi de Beer-Lambert :
A
c0  520, 0
ελ l
1,080
= 5,710-4 molL-1
c0 
3
1,9 10
Les valeurs obtenues sont proches l’une de l’autre. L’écart observé est dû à l’incertitude sur la
lecture des grandeurs physiques, à savoir la conductivité et l’absorbance.
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
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20. a. et b.
70
σ (mSm-1)
60
y = 12,6x
R2 = 1,0
50
40
30
20
10
c (mmolL-1)
0
0,0
1,0
2,0
3,0
4,0
5,0
6,0
L’équation de la droite obtenue est : σ = 12,6  c (σ en mSm-1 et c en mmolL-1).
c. Par lecture graphique, on trouve : cF = 3,5 mmolL-1.
La concentration cF de la solution F est également donnée par la relation :
σ
44
= 3,5 mmolL-1
cF 

12,6 12,6
Les résultats obtenus par lecture graphique et par le calcul sont identiques.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------21. a.
1,370
n
1,365
1,360
y = 0,0001x + 1,3309
R2 = 0,9977
1,355
1,350
1,345
1,340
cm (gL-1)
1,335
0
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50
100
150
200
250
300
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b. L’équation de la droite passant au plus près des points est :
n = 0,0001  c + 1,3309
c. La concentration massique en sucre d’un jus de raison est donnée par la relation :
n - 1,3309
cm 
0,0001
Jus de raisin A :
1,347 - 1,3309
= 161 gL-1
cm, A 
0,0001
Jus de raisin B :
1,360 - 1,3309
= 291 gL-1
cm, B 
0,0001
Le raisin A n’est pas mûr alors que le raisin B est arrivé à maturité.
d. Le raisin vendangé est le raisin B. Pour déterminer le degré d’alcool du vin obtenu, on
effectue le calcul suivant :
2911
= 17,3°
16,83
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------22. a. Matériel : un bécher de prélèvement ; cinq fioles jaugées de 50,0 mL ; une pipette
graduée de 5 mL.
On prélève un volume Vi de solution mère S0 à l’aide de la pipette graduée, et on verse ce
prélèvement dans une fiole jaugée de 50,0 mL. On complète la fiole avec de l’eau distillée
jusqu’aux 2/3. On bouche et on agite. On finit de compléter la fiole jusqu’au trait de jauge et
on homogénéise à nouveau.
b.
Solution Si
S1
S2
S3
S4
S5
Volume Vi (mL)
0,5
1,5
2,5
3,5
4,5
1,0
3,0
5,0
7,0
9,0
ci (mmolL-1)
-1
24,8
75,0
124,0
174,5
224,1
σ (mSm )
c.
250
σ (mSm-1)
200
150
100
50
c (mmolL-1)
0
0,0
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2,0
4,0
6,0
8,0
10,0
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d. Par lecture graphique, on trouve :
c’ = 5,90 mmolL-1
e. La solution de déboucheur liquide a été diluée 50 fois.
D’où :
c = 500  c’ = 500  5,9010-3 = 2,95 molL-1
f. La masse molaire de l’hydroxyde de sodium est :
M(NaOH) = 40,0 gmol-1
La concentration massique cm du déboucheur liquide est :
cm = c  M(NaOH) = 118 gL-1
Le pourcentage en masse d’hydroxyde de sodium est :
c
118
P m 
100 = 9,8 %
ρ 1,2 103
Cette valeur correspond à celle indiquée sur l’étiquette.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------23. a. Pour réaliser la dilution, il faut utiliser une pipette jaugée de 5,0 mL, une fiole jaugée
de 1,0 L et un bécher de prélèvement de 50 mL.
b. On verse un peu de la solution commerciale dans le bécher et on prélève 5,0 mL de cette
solution à l’aide de la pipette jaugée. On introduit le prélèvement dans la fiole jaugée, que
l’on remplit aux 2/3 avec de l’eau distillée. On bouche la fiole et on l’agite. On finit de
compléter la fiole avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge et on homogénéise à nouveau.
c. Le détartrant contenant de l’acide chlorhydrique, le pictogramme  (produit corrosif) doit
figurer sur la bouteille.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------24. a. Les dosages des solutions utilisent la conductimétrie.
b. La valeur trouvée doit tenir compte de l’incertitude sur la concentration de la solution
d’étalonnage, et de l’incertitude sur la mesure faite par le conductimètre.
c. La dilution est faite avec une éprouvette graduée, et non avec une verrerie de précision
(verrerie jaugée de préférence).
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------3+
25. En ajoutant du thiocyanate de potassium au vin, les ions fer (III) Fe contenus dans le vin
vont réagir avec les ions thiocyanate SCN suivant la réaction quasi-totale d’équation :
–
3+
2+
Fe (aq) + SCN (aq)  [Fe(SCN)] (aq)
Pour que tout le fer présent dans le vin soit dosé, on y ajoute de l’eau oxygénée pour oxyder
2+
3+
les ions fer (II) Fe présents en ion fer (III) Fe . L’équation de la réaction d’oxydoréduction
qui a lieu est :
2+
+
3+
2Fe (aq) + H2O2 (aq) + 2H (aq)  2Fe (aq) + 2H2O (l)
+
Dans cette équation apparaissent les ions oxonium H (aq) : la réaction doit donc avoir lieu en
milieu acide. Ce qui explique l’ajout d’acide sulfurique dans l’échantillon de vin que l’on
dose.
L’ion thiocyanatofer (III) est une espèce de couleur rouge orangé ; il est donc possible de
3+
déterminer la concentration de cet ion, et par conséquent celle de l’ion Fe , par une mesure
d’absorbance. Il faut donc, au préalable, tracer une droite d’étalonnage.
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A468
2
1,8
1,6
y = 0,483x
R2 = 0,996
1,4
1,2
1
0,8
0,6
0,4
0,2
c (10-4 molL-1
0
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
4
L’équation de la droite obtenue est :
A468 = 0,483  c où c est en 10-4 molL-1
3+
La concentration en ions Fe dans la solution Svin est donnée par la relation :
0,854
= 1,7710-4 molL-1
cvin 
0,483
La solution Svin, de volume 12 mL, a été préparée avec 7,5 mL de vin blanc.
3+
La concentration en ions Fe dans le vin blanc est donc égale à :
1,77 10-4 12
= 2,810-4 molL-1
cV 
7,5
3+
Pour obtenir la concentration massique en ions Fe dans le vin blanc, on effectue le calcul
suivant :
cm, v = cv  M(Fe) = 2,810-4  55,8 = 0,016 g = 16 mgL-1
3+
La concentration massique en ions Fe étant supérieure à 10 mgL-1, le vin analysé présente
donc un risque de casse ferrique.
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
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Chapitre 22. Contrôle de la qualité : dosages par étalonnage
Exercices de synthèse
26. D’après l’énoncé : V2 = 2  V1 et c1 = 3  c2.
De plus : V1 + V2 = 3  V1 = 600 mL.
D’où : V1 = 200 mL et V2 = 400 mL.
+
+
pH = -log [H3O ]  [H3O ] = 10-pH = 10-11,4 = 3,9810-12 molL-1.
Ke
10-14
+
[H3O ]  [HO ] = Ke  [HO ] =
= 2,5110-3 molL-1.

-12

 H3O  3,98 10
La concentration en ions oxonium est également donnée par la relation :
c  V  c 2 V2 3  c 2 V1  c 2 2 V1
5  c 2 V1 5
[HO ] = 1 1


 c2
V1  V2
3 V1
3 V1
3
3
3
D’où :
c2 =   HO-    2,5110-3 = 1,5110-3 molL-1
5
5
Et :
c1 = 3  c2 = 3  1,5110-3 = 4,5310-3 molL-1
+
[Na ] =
c1  V1 4,53 10-3  0,200
= 1,5110-3 molL-1

V1  V2
0,600
c2  V2 1,5110-3  0,400
= 1,0110-3 molL-1

V1  V2
0,600
La conductivité σ du mélange obtenu est donnée par la relation :
+
+
σ = λK+[K ] + λNa+[Na ] + λHO-[HO ] où les concentrations sont en molm-3
σ = (7,3510-3  1,01) + (5,0110-3  1,51) + (19,910-3  2,51) = 64,9 mSm-1
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------27. Dans le manuel élève, une donnée a été rajoutée :
« Donnée : λCH3CO2- = 4,0910-3 molL-1”
a. Équation de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau :
+
CH3CO2H (aq) + H2O (l)
CH3CO2 (aq) + H3O (aq)


H 3O   CH 3CO 2
b. Ka =
.
CH 3CO 2 H
c. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :
+
σ = λH3O+[H3O ] + λCH3CO2-[CH3CO2 ]
d. En conductimétrie, la concentration molaire est exprimée en molm-3.
+
e. On a : [H3O ] = [CH3CO2 ] = cf. D’où :
+
σ = (λH3O+ + λCH3CO2-)  [H3O ] = (λH3O+ + λCH3CO2-)  cf
σ
cf =
λ H O   λ CH CO 
+
[K ] =


3
cf =
3
2
1,59 10-2
= 4,0710-1 molm-3
-3
-3
35,0 10  4,09 10
cf = 4,0710-4 molL-1
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Chapitre 22. Contrôle de la qualité : dosages par étalonnage
f. cf << c : on peut négliger la concentration finale en ions éthanoate devant la concentration
molaire c. D’où :
[CH3CO2H]f = c – cf = c
 H3O  CH3CO2 
c c
g. Ka = 
 f f
c
CH3CO2 H


cf 2
Ka =
c
 4,07 10 
h. Ka =
-4 2
= 1,6610-5
1,00 10
pKa = -log Ka = -log (1,6610-5) = 4,78
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------28. 1. Mélange initial
nD = c0  V0 = 2,010-2  20,010-3 = 4,010-4 mol
-2
2. Réaction entre le glucose et le diiode
a. Couples oxydant/réducteur :
- RCO2 (aq)/RCHO (aq)
- I2 (aq)/I (aq)
Les oxydants sont l’ion gluconate RCO2 et le diiode I2.
Les réducteurs sont le glucose RCHO et l’ion iodure I .
b. La solution étant colorée, il reste donc du diiode dans le milieu réactionnel.
Le réactif limitant est le glucose
c.
I 2 (aq)  RCHO(aq) 
Équation
Avancement
État
0
nD
nG
initial
x
en cours
nD - x
nG - x
xmax
final
nR
nG - xmax
3HO (aq)  2 I- (aq)  RCO-2 (aq)  2 H2O (l )
Quantités de matière
en excès
0
0
solvant
en excès
2x
x
solvant
en excès
2xmax
xmax
solvant
d. Le réactif limitant étant le glucose :
De plus :
nG - xmax = 0
nR = nD - xmax = nD - nG  nG = nD – nR
3. Dosage du diiode en excès
a. Par lecture graphique, la concentration cR de diiode restant dans la solution est :
cR = 3,0 mmolL-1
D’où :
nR = cR  Vfiole = 3,010-3  50,010-3 = 1,510-4 mol
b. nG = nD – nR = 4,010-4 – 1,510-4 = 2,510-4 mol.
4. Conclusion
nG représente la quantité de glucose présent dans 2,0 mL de jus de fruit.
D’où :
n’G = 500  nG = 1,310-1 mol
Et :
mG = n’G  M = 500  nG  M = 500  2,510-4  180
mG = 23 g
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------
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Chapitre 22. Contrôle de la qualité : dosages par étalonnage
29. 1. Étude du sulfate de zinc
a. et b.
Solution Si
ci (mmolL-1)
σi (en 10-3 Sm-1)
ci (molm-3)
ci (mol1/2  m-3/2 )
Λ (Sm mol )
2
-1
S1
0,10
3,51
0,10
S2
0,20
6,87
0,20
S3
0,50
16,5
0,50
S4
1,0
31,2
1,0
S5
5,0
121
5,0
S6
10
189
10
0,32
0,45
0,71
1,0
2,2
3,2
0,0351
0,0344
0,0330
0,0312
0,0242
0,0189
c.
0,04
Λ (Sm2mol-1)
0,035
0,03
0,025
0,02
y = -0,0057x + 0,0369
R2 = 0,9996
0,015
0,01
0,005
c i (mol 1/2 .m -3/2 )
0
0
0,5
1
1,5
2
2,5
)
3
3,5
d. On observe bien une relation linéaire entre Λ et ci . La loi de Kohlrausch s’écrit alors :
Λ = 0,0369 – 0,0057 ci
2. Étude de l’acide éthanoïque
a.
Solution Si
ci (mmolL-1)
σi (en 10-3 Sm-1)
ci (molm-3)
ci (mol1/2  m-3/2 )
Λ (Sm mol )
2
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-1
S1
0,10
2,25
0,10
S2
0,20
3,22
0,20
S3
0,50
5,35
0,50
S4
1,0
7,80
1,0
S5
5,0
18,5
5,0
S6
10
25,0
10
0,32
0,45
0,71
1,0
2,2
3,2
0,0225
0,0161
0,0107
0,00708 0,00370 0,00250
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Chapitre 22. Contrôle de la qualité : dosages par étalonnage
0,025
Λ (Sm2mol-1)
0,02
y = 0,0076x -0,9474
R2 = 0,9983
0,015
0,01
0,005
ci (mol1/2 .m-3/2 )
0
0
0,5
1
1,5
2
2,5
)
3
3,5
b. La courbe obtenue n’est pas une droite, contrairement au cas précédent. Il n’y a donc pas
de relation simple entre Λ et ci .
Dans le cas d’un électrolyte fort comme le sulfate de zinc, c’est-à-dire une espèce se
dissociant totalement dans l’eau, il existe une relation linéaire entre Λ et ci : c’est la loi de
Kohlrausch. C’est relation linéaire n’existe plus dans le cas d’électrolytes faibles.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------30. Proposition de synthèse de documents
En aquariophilie, la survie d’une espèce (comme le Paracheirodon innesi) exige que l’eau
dans laquelle elle évolue respecte des critères bien définis : température, pH, dureté, etc.
La dureté d’une eau correspond à la quantité de sels de calcium et de magnésium dissous dans
cette eau. La dureté peut être exprimée en degrés français (°TH) ou degrés allemand (°gH ou
°dH). Dans le cas du Paracheirodon innesi, la dureté de l’eau doit être comprise entre 3 °dH
et 10 °dH, ce qui correspond à une eau douce.
Pour connaître la dureté d’une eau, il faut donc déterminer la quantité de sels de calcium et de
magnésium dissous, ce qui revient à déterminer la quantité d’ions calcium et magnésium
présents dans cette eau.
La présence d’ions dans l’eau lui assure un caractère de conducteur électrique. Une mesure de
conductivité permet ainsi de déterminer la quantité d’ions présents dans une eau, et donc de
savoir si cette eau est douce ou dure. Plus la conductivité électrique d’une eau est élevée, plus
sa concentration en ions est grande, et plus elle est dure.
Les appareils utilisés en aquariophilie peuvent mesurer la conductivité de l’eau de l’aquarium.
En atteste la notice jointe dans laquelle apparaît l’indication « µS/cm », qui correspond à
l’unité de la conductivité. Ainsi, une simple mesure de conductivité de l’eau d’un aquarium
permet de savoir très rapidement si cette eau constitue un milieu propice aux poissons qui y
vivent.
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