Solution de sulfate du cuivre II 0,01 mol/L








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date de publication30.04.2017
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Réactions de complexation

1 Influence du ligant


Matériels :

1 Erlenmeyer 100 mL,

Baguette pour agiter
Réactifs

Solution de sulfate du cuivre II 0,01 mol/L

NaCl solide

Principe

Mode opératoire


On prépare une solution de sulfate de cuivre la solution est bleue, on verse du sel Na Cl qui se dissout, la solution vire au vert

Résultat


Le changement de ligant progressif entre l’eau et le Cl- change la nature du champ cristallin et

2. Détermination de constantes d’équilibre

a Mesure du Kd avec Nernst


Matériels :

2Becher 100 mL,

Pont salin
Burette

Pipettes graduées de 20 mL

pHmetre et électrodes

Agitateur


Réactifs

Eau pure (permutée, distillée plusieurs fois)

Plaque de cuivre

Plaque de Zinc

Multimètre

Solution de sulfate du cuivre II 0,01 mol/L

Solution de sulfate du zinc II 0,01 mol/L
Solution d’ammoniac à 1 mol.L-1 connue



Principe


On mesure le potentiel d’une pile Daniell, puis ce même potentiel en milieu ammoniacal, assez concentré en ammoniac, on relève le nouveau potentiel. Puis par la loi de nersnt on atteint la constante de dissociation du complexe tétraammino cuivre II

Mode opératoire


Réaliser la pile Daniel, l’ajout postérieur de l’ammoniaque ne doit pas intervenir dans une dilution . (sinon il faut en tenir compte). On mesure le potentiel avant et après l’ajout dans le compartiment anodique de la solution d’ammoniac.

Résultat


Avec la loi de Nernst, on atteint le Kd

a Dosage d’une solution de Al 3+


Matériels :

Becher 100 mL,

Burette

Pipettes graduées de 50 mL

pHmetre et électrodes

Conductimètre

Agitateur


Réactifs

Eau pure (permutée, distillée plusieurs fois)

Mélange de solution de Al 3+ et d’acide chlorhydrique à 0,01 mol/l (les deux à peu près mais donne moi les vraies valeurs)

Solution de soude à 0,1 mol/L


Principe


On réalise le dosage d’une solution d’ Al 3+ par la soude, les ruptures de pente des courbes conductimetriques et les sauts de potentiel indiquent les réactions chimiques qui se réalisent au cours de ce dosage, on peut atteindre les constantes de complexation et de précipitation relative au Al 3+ .

Mode opératoire


Introduire dans le bêcher 50 ml de solution d’Al 3+ puis les électrodes pH métrique et conductimètriques, reliez les appareils, réaliser le dosage avec de la solution de soude a 0,1 mol/L

Résultat


Voir l’annexe ci-dessous

Dureté de L’eau



C Etalonnage d'une solution d'EDTA (peut être inutile)
On veut étalonner une solution d'EDTA environ 0,01 mol/l.

C 1 Préparation d'une solution étalon de sel de calcium 0,010 mol.L-1 par pesée



C 11 Manipulation
Peser à la balance de précision, une masse d'environ exactement 0,25 g de carbonate de calcium CaCO3, directement dans un bécher propre et sec. Noter la masse exacte. Dissoudre le carbonate de calcium avec le minimum d'acide chlorhydrique 1 mol.L-1. Chauffer un peu si nécessaire afin d'avoir une dissolution totale. Verser la solution obtenue dans une fiole jaugée de 250 ml. Compléter à 250 avec de l'eau distillée. Homogénéiser.
C 12 Exploitation de la manipulation
8 Compte tenu de l'utilisation qui va être faite de cette solution de carbonate de calcium, c’est-à-dire, le dosage d'une solution d'EDTA, pourquoi faut-il ajouter un minimum d'acide chlorhydrique ?

9 Combien de moles de CaCO3 ont été prélevées ?

10 Déterminer la concentration en Ca2+ dans la fiole ainsi que l'incertitude sur cette concentration.

C 2 Etalonnage de la solution d'EDTA environ 0,01 mol.L-1 par la solution de CaCO3



Vous venez de préparer une solution parfaitement connue de carbonate de calcium. Vous allez l'utiliser pour déterminer la concentration précise de la solution d'EDTA environ 0,01 mol.L-1 fournie.

C 21 Manipulation
Dans un bécher en polyéthylène, introduire 20,0 ml de la solution étalon de CaCO3. Ajouter 20 ml d'eau distillée, environ 10 ml de solution tampon ammoniacal pH = 10. Agiter. Ajouter alors quelques grains de NET. Chauffer au bain-marie si nécessaire. Placer la solution d’EDTA dans la burette. Doser jusqu'au changement de couleur de la solution.
C 22 Exploitation de la manipulation
11 Ecrire la réaction de dosage.

12 Que se passe-t-il à l'équivalence ?

13 Quel est le nombre de moles de CaCO3 introduits dans le bécher au début de la manipulation ?

14 Déterminer la concentration de l'EDTA ainsi que l'incertitude sur cette concentration.

15 Exprimer enfin le titre de la solution d'EDTA de la façon suivante :

T = masse de CaCO3 en cg dosée par 1 ml d'EDTA.

L'unité sera : cg/ml d'EDTA

Calculer ce titre noté m ainsi que l'incertitude associée.

16 Pour titrer l’EDTA pouvait-on réaliser ce dosage en plaçant la quantité adéquate de carbonate de Calcium solide dans le bêcher, donc éviter l’étape de la dilution ?
D Détermination de la dureté de l'eau
La dureté de l'eau est due aux ions métalliques "lourds" contenus dans cette eau. En général, elle est essentiellement due aux ions alcalino-terreux. Par convention, on exprime cette quantité de sels dissous en quantité de CaCO3. Par définition, 1 degré hydrométrique français (TH) correspond à 0,01 g de CaCO3 par litre.
Dureté totale : elle se mesure directement sur l'eau à étudier.

D 1 Détermination de la dureté totale d'une eau de source



D 11 Manipulations sur l'eau de source
M1 : A 50 ml d'eau de source à analyser, prélevée dans un bécher, on ajoute 10 ml de solution tampon ammoniacal pH=9,5 , une pointe de spatule de noir ériochrome T. Chauffer si nécessaire et doser par l'EDTA précédemment étalonné.

D 12 Exploitation des manipulations M1 et M2
17 Calculer la concentration en ions M2+ dans l'eau de source. Déterminer l'incertitude sur cette concentration.

18 Calculer la concentration en Ca2+ dans l'eau de source ainsi que l'incertitude sur cette concentration.

19 En déduire la concentration en Mg2+ ainsi que l’incertitude correspondante.

20 Comparer ces proportions avec les valeurs données sur l'étiquette de la bouteille d'eau de source étudiée. Conclure.
D 14 Exploitation des manipulations M3 et M4
On va déterminer la dureté de l'eau du robinet.

On rappelle qu'on exprime la quantité de sels dissous en quantité de CaCO3.

On sait également que 1 TH équivaut à 1 cg de CaCO3 par litre d’eau.

21 Montrer que la dureté TH peut s'écrire : TH = 20.V.m avec

m : masse de CaCO3 en cg dosée par 1 ml d'EDTA

V : volume d'EDTA utilisé pour doser 50 ml d'eau de source

22 D'après cette formule avec M3, calculer la dureté totale de l'eau du robinet ainsi que son incertitude.

23 D'après cette formule avec M4, calculer la dureté de l'eau du robinet due aux Ions Calcium ainsi que son incertitude.
24. Conclure

Influence de la complexation sur le potentiel des couples redox


Matériels :

Montage potentiometrique electrodes calomel et platine

Réactifs

Solution de Ce 4+ a 0,01 mol/l

Mélange Co 2+ et Fe 2+ a 0,01 mol/L ( à peu près mais donne moi les vraies valeurs)

Solution orthophenantroline à 1 mol/ L si possible (je ne sais pas)

Principe





Mode opératoire


Dosage classique

Résultat


Dans le deuxième dosage, le cobalt n’est plus dosé, il y a qu’un seul saut de potentiel



ANNEXE




Variation pH

Variation conductivité

1

le pH augmente car on ajoute régulièrement de la soude et la réaction de précipitation n’a pas lieu encore

La conductivité diminue de façon linéaire car on ajoute régulièrement de la soude donc les ions H3O+ de l’eau sont consommés

OH- + H3O+  2 H2O

2

Début de précipitation:

On a atteint le pH qui permet la précipitation : Al3+ + 3 OH-  Al(OH)3

On note le pH du point 2 de début de précipitation.




3

Précipitation

Le pH reste constant car les ions OH- sont consommés avec les ions Al3+ au fur et à mesure qu’ils sont ajoutés.

La conductivité diminue légèrement car les ions OH- sont consommés avec les Al3+ donc la conductivité diminue. Toutefois, les ions Na+ passent en solution dans le bécher ce qui atténue la diminution : on remplace Al3+ par Na+ de moins grande mobilité.

4

Fin de précipitation

Tous les Al3+ ont été consommés par les OH- .




5

Le précipité ne se dissout pas, les ions OH- et Na+ passent en solution. Le pH augmente rapidement.




6

Début dissolution du précipité




7

Dissolution du précipité

On a atteint le pH d’existence de AlO2-. La réaction : Al(OH)3 + OH-  AlO2- + 2 H2O a lieu.

Le pH augmente car les ions OH- passent en solution. Ensuite ils sont captés par Al(OH)3 donc le pH diminue ensuite pour former AlO2-. Ainsi à chaque mesure prise, on attend que le pH diminue. Normalement il faut attendre l’équilibre

On prend les 2 valeurs. Notamment le pH du point 8

La conductivité augmente légèrement car les OH- ajoutés sont consommés par les Al(OH)3 pour former AlO2- qui font augmenter la conductivité car plus mobiles.

8 et 9

Le précipité est complètement dissout. le pH augmente car on ajout NaOH : les OH- passent en solution qui font augmenter le pH.

Les OH- passent en solution sans être consommés ainsi que les Na+. Ils font augmenter la conductivité.





Biblio :

Des Expériences de la famille Acide Base Danielle Cachau Hereillat

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