ETUDE DE LA DURETE DE L`EAU I- Dosage des ions calcium et

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Physique-chimie
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« Dureté d’une eau »
ETUDE DE LA DURETE DE L’EAU
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La dureté d’une eau est définie comme la quantité d’ions calcium Ca2+ et magnésium Mg2+
présents dans cette eau. La dureté s’exprime en °TH (degré hydrotimétrique). Elle se
détermine par un dosage. Le réactif du dosage s’appelle E.D.T.A.
Une forte dureté de l’eau est responsable de la détérioration de la robinetterie, des chauffe-eau
etc. Elle est également responsable de la difficulté avec laquelle on peut se rincer après s’être
savonné.
I- Dosage des ions calcium et magnésium dans une eau minérale
On se propose de doser les ions calcium et magnésium responsables de la dureté de l’eau à
partir d’une eau minérale.
1) Réalisation du dosage
On réalise le montage de la figure ci-dessous :
Burette graduée
contenant la solution
d’E.D.T.A.
20 mL d’eau de
CONTREX® +
10 mL d’ammoniaque
Barreau aimanté
Agitateur magnétique
Mode opératoire
* Dans la burette, mettre l’E.D.T.A. Ajuster au zéro.
* Dans l’erlenmeyer, introduire à l’aide d’une éprouvette graduée 20 mL d’eau minérale
de CONTREX® (solution notée M).
* Cette réaction de dosage devant être réalisée en milieu basique (pH > 7), ajouter, à l’aide
d’une éprouvette graduée, 10 mL d’ammoniaque. Vérifier que le milieu est basique à l’aide de
papier pH.
* Ajouter quelques gouttes d’une solution de N.E.T. jusqu’à ce que la solution soit
franchement colorée en rouge-violet.
* Introduire le barreau aimanté.
* Mettre en marche l’agitateur magnétique.
* Verser l’E.D.T.A. jusqu’à l’équivalence (changement de couleur de la solution qui
devient bleue). Noter le volume à l’équivalence.
Questions de réflexion sur le dosage
Utiliser le modèle simplifié de la réaction chimique pour répondre aux questions.
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a. La solution de N.E.T. est-elle l’indicateur d’équivalence de ce dosage ? Justifier à
l’aide du modèle.
b. Les ions calcium et magnésium de l’eau minérale sont les réactifs 1 de ce dosage.
Quel est le réactif 2 ?
c. Donner un exemple de valeur du volume d’E.D.T.A. versé pour lequel on se trouve
dans le premier cas de l’énoncé 3 du modèle ? Dans le deuxième cas ? Dans le
troisième cas ? Justifier les réponses.
2) Détermination de la dureté de l’eau.
Une eau de dureté 30 °TH, est telle que l’indicateur d’équivalence change de couleur quand
20 mL d’eau sont dosées par 3,0 mL d’E.D.T.A.
Par ailleurs, 1 °TH correspond à une concentration de 4 mg L−1 d’ions calcium.
Questions
a. Déterminer la dureté de l’eau étudiée en l’exprimant en °TH.
b. A quelle quantité d’ions calcium cette dureté correspond-elle (on supposera qu’il n’y a
pas d’ions magnésium) ?
II- Influence de la dureté de l’eau sur le pouvoir moussant d’une solution
savonneuse.
Mode opératoire
* Dans quatre tubes à essais numérotés, mettre : 5mL d’eau distillée dans le premier
tube, 5mL d’eau de Volvic® dans le deuxième, 5mL d’eau de source dans le troisième
et 5mL d’eau de Contrex® dans le quatrième.
* Demander au professeur la solution savonneuse.
* Ajouter 5 gouttes de solution savonneuse dans chaque tube.
* Boucher et secouer dix fois le premier tube. Le résultat est-il surprenant ?
* Faire de même avec les trois autres tubes à essais.
Questions
a. Quelle différence constate-t-on ? Proposer une interprétation en relation avec la
quantité d’ions calcium et magnésium lue sur les étiquettes.
b. Quelle eau semble la plus adaptée pour le lavage ?
On interprète ces observations par l’existence d’une réaction chimique entre les ions calcium
(ou magnésium) et le savon.
III- Formation du tartre
Certaines bouilloires ou cafetières s’entartrent. L’expérience suivante se propose d’interpréter
ce phénomène.
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Expérience
- Le professeur fait bouillir pendant 30 min 100 mL d’eau déminéralisée dans un montage à
reflux.
- Il fait de même avec 100 mL d’eau minérale dont la dureté est déterminée pendant la séance.
Questions
a. Qu’observe-t-on dans chaque ballon ?
b. Bien qu’il y ait eu ébullition pendant une durée prolongée, il n’y a pas eu de perte
d’eau lors de cette expérience. Proposer une explication.
c. Le tartre est du carbonate de calcium ; comment expliquer les différences
d’observations des deux ébullitions à reflux.
EXERCICE
Le tartre, appelé dans certaines publicités pour détartrant « calcaire », est un dépôt blanc (insoluble
dans l’eau) qui se dépose dans les cafetières ou bouilloires. C’est en réalité du carbonate de calcium.
On souhaite déterminer la masse de calcium contenue dans 2 g de tartre.
Pour ce faire, on effectue les opérations expérimentales suivantes :
−
−
−
On introduit 2 g de tartre dans un erlenmeyer.
On ajoute une solution d’acide chlorhydrique : le tartre disparaît. On obtient une solution notée
(S).
On dose avec de l’E.D.T.A. les ions calcium présents dans la solution (S). Il faut ajouter 13 mL
d’E.D.T.A. pour observer un franc changement de couleur de l’indicateur d’équivalence.
La solution (S) contient 6 g L−1 d’ions calcium.
a. Quelle masse d’ions calcium y a-t-il dans ces 50 mL de solution (S)?
b. Pour 50mL de solution (S), il faut ajouter 5 mL d’E.D.T.A. pour observer le changement de
couleur. Calculer la masse de calcium dans les 2 g de tartre.
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