Solutions aqueuses
1) Dosage d'espèce en solution :
On réalise le spectre d’absorption UV-visible d’une solution contenant l’ion 𝑉𝑂(𝐻2𝑂)52+. Ce spectre présente une large bande d’absorption dont le maximum se trouve à une longueur d’onde égale à 775 𝑛𝑚.
1)Quelle est la couleur de cette solution ?
Une solution contenant l’ion 𝑉𝑂(𝐻2𝑂)52+, de volume 𝑉𝑜 = 100 𝑚𝐿 et de 𝑝𝐻 supposé égal à zéro, est titrée par une solution de permanganate de potassium 𝐾+𝑀𝑛𝑂4− de concentration 𝑐 = 0,02 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1. L’équivalence est repérée par la persistance d’une couleur orange-rouge. On mesure un volume équivalent 𝑉𝑒𝑞 = 8,0 𝑚𝐿.
2) Ecrire la réaction de titrage écrite avec le nombre stœchiométrique relatif à 𝑀𝑛𝑂4− égal à 1.
3) Calculer une valeur approchée de la constante d'équilibre de la réaction de titrage. Conclure.
4) Calculer la concentration 𝑐𝑜 de la solution contenant l’ion 𝑉𝑂(𝐻2𝑂)52+. Données :
𝐸𝑜(𝑉𝑂2+ / 𝑉𝑂(𝐻2𝑂)52+) = 1,0 𝑉 𝐸𝑜(𝑀𝑛𝑂4−/𝑀𝑛2+) = 1,50 𝑉
2) Synthèse du dibrome :
Le dibrome peut être synthétisé en laboratoire en faisant réagir du bromate de sodium 𝑁𝑎𝐵𝑟𝑂3 et du bromure de sodium 𝑁𝑎𝐵𝑟 . L’équation de la réaction est la suivante :
𝐵𝑟𝑂3(𝑎𝑞)− + 5 𝐵𝑟(𝑎𝑞)− + 6 𝐻3𝑂+ = 3 𝐵𝑟2(𝑎𝑞) + 9 𝐻2𝑂 (I) 1) Comment s’appelle ce type de réaction d’oxydo-réduction ?
2) Ecrire les demi-équations électroniques relatives aux deux couples redox intervenant dans la réaction (I).
On effectue la synthèse du dibrome en mélangeant un même volume d’une solution de bromate de sodium 𝑁𝑎𝐵𝑟𝑂3 de concentration 2,0.10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 et d’une solution de bromure de sodium 𝑁𝑎𝐵𝑟 de concentration 1,0.10−2 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1. Une coloration brune apparaît après un certain temps.
3) La réaction (I) est réalisée dans des conditions où on constate que 90% des ions bromate ont réagi une fois l’équilibre atteint. Déterminer la concentration en espèces bromées et la valeur du 𝑝𝐻 à l’équilibre.
3) Basicité d'un béton :
L’hydroxyde de calcium 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2(𝑠) confère à l’eau qui se trouve dans les pores du béton (solution interstitielle) un caractère fortement basique. On étudie une solution aqueuse recueillie à la surface du béton après la prise, modélisée par une solution contenant des ions 𝐶𝑎2+ et 𝑂𝐻− (compte tenu de la solubilité de l'hydroxyde de calcium). Le volume prélevé est égal à 𝑉𝑜= 100,0 𝑚𝐿, il est titré par une solution d’acide chlorhydrique concentré (𝐻3𝑂+, 𝐶𝑙− ) de concentration 𝑐 = 0,50 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1. Le titrage est suivi par conductimétrie (mesure de la conductivité 𝜎) de la solution titrée en fonction du volume 𝑣 de titrant ajouté. Le résultat expérimental est présenté ci-après.
1) Ecrire la réaction de titrage et indiquer la valeur de sa constante d’équilibre à 298 𝐾.
2) Quel est le pH de la solution prélevée à la surface du béton ?
3) Justifier qualitativement (sans calcul) mais de façon détaillée l’allure de la courbe conductimétrique 𝜎 = 𝑓(𝑣) obtenue.
4) Calculer grâce aux données le rapport des pentes des deux droites et vérifier le résultat à l'aide du graphique.
5)Dessiner l’allure de la courbe qui aurait été obtenue à l’occasion d’un suivi pH-métrique, préciser la valeur du pH au point équivalent.
Données :
Conductivités ioniques molaires Λ𝑜 (en 𝑚𝑆. 𝑚2. 𝑚𝑜𝑙−1)
Ion 𝐻(𝑎𝑞)+ 𝐶𝑙(𝑎𝑞)− 𝐻𝑂(𝑎𝑞)−
Λ𝑜 35,0 7,6 19,8
4) Mise en solution (lixiviation) du sulfure de cuivre II, 𝑪𝒖𝑺 :
1) Ecrire l’équation de demi-réaction électronique associée au couple 𝐻𝑆𝑂4−/𝐶𝑢𝑆 2) Calculer le potentiel standard correspondant.
3) Ecrire l’équation de demi-réaction électronique associée au couple 𝐹𝑒3+/𝐹𝑒2+. 4) Donner les valeurs des potentiels redox pour les couples précédents, dans les conditions suivantes :
𝑝𝐻 = 0; [𝐻𝑆𝑂4−] = 10−2 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1; 𝐹𝑒2+= 10−2 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1; 𝐹𝑒3+= 10−2 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1; 𝐶𝑢2+= 10−4 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
5) Ecrire la réaction entre 𝐶𝑢𝑆 et 𝐹𝑒3+.
6) Cette réaction peut-elle avoir lieu dans les conditions du 1-d) ? Justifier.
Données :
Potentiels standard :
E°(H+/H2) = 0,00 V, E°(Fe3+/Fe2+) = 0,771 V; E°(O2/H2O) = 1,230 V;
E°(HSO4−/S2−)=0,133 V Constantes d’équilibre :
CuS = Cu2++ S2− : Ks = [Cu2+][S2−] = 6,31.10−36
5) Dosage de l’eau oxygénée :
L’eau oxygénée participe à deux couples redox : (𝐻2𝑂2/𝐻2𝑂) et (𝑂2/𝐻2𝑂2). On donne : 𝐸°(𝐻2𝑂2/𝐻2𝑂) = 1,78 𝑉 ; 𝐸°(𝑂2/𝐻2𝑂2) = 0,68 𝑉 ; 𝐸°(𝑀𝑛𝑂4−/𝑀𝑛2+) = 1,50 𝑉
1) Ecrire la réaction de dismutation de l’eau oxygénée.
0 0,05 0,1 0,15 0,2 0,25
0 0,2 0,4 0,6 0,8 1 1,2 1,4 1,6 1,8 2
s/S.m-1
V /mL
2) L’eau oxygénée peut être dosée de diverses façons. Nous proposons d’étudier le dosage direct par une solution de permanganate de potassium :
Mode opératoire : dans un bécher, on introduit 20,0 𝑚𝐿 d’eau, 𝑉1 = 10.0 𝑚𝐿 de solution diluée d’eau oxygénée et 20,0 𝑚𝐿 de solution d’acide sulfurique à 0,1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1. Puis on verse la solution de permanganate de potassium de concentration 𝐶2 = 0,020 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 jusqu’à persistance de la coloration rose. Soit 𝑉2 = 15,6 𝑚𝐿 le volume versé.
a) Justifier que la réaction mise en jeu est bien une réaction de dosage. Pourquoi ajoute-t-on de l’acide ?
b) Exprimer la concentration 𝐶1 en 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 de la solution d’eau oxygénée en fonction de 𝑉1, 𝐶2 et 𝑉2 . Calculer 𝐶1.
6) Diagramme potentiel-pH du manganèse :
Le diagramme potentiel-pH du manganèse est établi pour les formes 𝑀𝑛(𝑠), 𝑀𝑛2+, 𝑀𝑛𝑂42−, 𝑀𝑛𝑂4−, 𝑀𝑛𝑂2(𝑠), 𝑀𝑛(𝑂𝐻)2(𝑠). Il a été tracé pour une concentration totale en espèces dissoutes égale à 𝑐𝑜(𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1).
1) En justifiant votre réponse, attribuer chaque domaine A, B, C, D, E et F à l’une des epèces chimiques mentionnées ci-dessus.
2) En utilisant des valeurs numériques lues sur le diagramme et éventuellement certaines des données numériques fournies, déterminer :
a) La valeur de 𝑐𝑜(𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1) utilisée pour le tracé, b) Le produit de solubilité de 𝑀𝑛(𝑂𝐻)2(𝑠),
c) Le potentiel redox du couple (𝑀𝑛𝑂2(𝑠||𝑀𝑛(𝑂𝐻)2(𝑠)). Retrouver cette valeur par le calcul.
3) Après avoir écrit les demies équations redox correspondantes, déterminer les pentes des courbes frontières entre E et C et B et C.
4) Ecrire l’équation bilan de la réaction, relativement lente, qui se produit naturellement, à 𝑝𝐻 = 0, entre les ions permanganate et les ions manganèse II.
5) Calculer la constante d’équilibre de cette réaction.
Données :
𝐸°(𝑀𝑛𝑂4−/𝑀𝑛𝑂2) = 1,69 𝑉 ; 𝐸°(𝑀𝑛2+/𝑀𝑛) = −1,18 𝑉 ; 𝐸°(𝑀𝑛𝑂2/𝑀𝑛2+) = 1,23 𝑉
7) Métode de winkler : dosage du dioxygène dissous dans l’eau :
La méthode mise au point par Winkler en 1888 est encore aujourd’hui très utilisée pour l’analyse des eaux.
Protocole : on remplit à ras bord d’eau distillée un erlenmeyer de 250 𝑚𝐿 contenant 7 pastilles de soude 𝑁𝑎𝑂𝐻 et 2 𝑔 de chlorure de manganèse (II). On bouche rapidement l’erlenmeyer en
évitant de maintenir de l’air à l’intérieur. On agite jusqu’à dissolution complète des réactifs et on attend environ 30 minutes. On observe un précipité brun. On verse le contenu de l’erlenmeyer dans un bécher contenant de l’acide sulfurique concentré et 3 𝑔 d’iodure de potassium. On homogénéise et on agite jusqu’à persistance de la seule couleur jaune limpide, le précipité brun disparaissant totalement. On prélève 100 𝑚𝐿 de la solution que l’on dose par une solution de thiosulfate de sodium à 1,25. 10−2 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1.
On donne un diagramme potentiel-pH du manganèse simplifié, établi pour les formes 𝑀𝑛2+, 𝑀𝑛3+, 𝑀𝑛(𝑂𝐻)2 et 𝑀𝑛2𝑂3 hydraté que l’on notera 𝑀𝑛(𝑂𝐻)3 et pour une concentration totale en espèces dissoutes égale à 0,10 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1. On a tracé en pointillé les couples de (𝑂2/𝐻2𝑂) et de (𝐼2/𝐼−).
1) Pourquoi faut-il se placer initialement en milieu basique ? Quelle est la nature du précipité brun formé ?
2) Ecrire l’équation d’oxydo-réduction qui se déroule. Pourquoi doit-on attendre 30 minutes ?
3) Ecrire les équations des réactions qui se produisent lors du passage en milieu acide et de l’ajout d’iodure de potassium. Pourquoi l’iodure de potassium est-il ajouté en large excès ?
4) Ecrire l’équation de la réaction de titrage. Déterminer les concentrations du dioxygène en 𝑚𝑔. 𝐿−1 sachant que le volume de thiosulfate versé, pour une eau saturée en 𝑂2 à 25°𝐶, est 𝑉 = 8,2 𝑚𝐿.
8) Préparation de l’eau de Javel :
On donne le diagramme 𝐸 − 𝑝𝐻 du chlore pour une concentration de tracé égale à 𝑐 = 0,1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1. Les espèces à considérer sont : 𝐻𝐶𝑙𝑂, 𝐶𝑙𝑂−, 𝐶𝑙2 et 𝐶𝑙− en solution aqueuse.
1) Indiquer les domaines de prépondérance des différentes espèces du chlore.
2) On considère une solution de dichlore. Que se passe-t-il si on augmente le 𝑝𝐻 entre une valeur comprise entre 𝑝𝐻𝐴 et 𝑝𝐻𝐵 ? Ecrire une équation pour la réaction correspondante.
3) Déterminer la pente de la droite AB.
4) Déterminer le 𝑝𝐾𝐴 du couple (𝐻𝐶𝑙𝑂, 𝐶𝑙𝑂−).
5) Déterminer le potentiel standard 𝐸𝑜 du couple (𝐻𝐶𝑙𝑂| 𝐶𝑙−).
6) L’eau de Javel est une solution aqueuse d’hypochlorite de sodium 𝑁𝑎𝐶𝑙𝑂 et de chlorure de sodium. Elle est préparée par la réaction directe entre le dichlore et l’hydroxyde de sodium. Ecrire l’équation de réaction de formation de l’eau de Javel.
𝐸(𝑉)
𝑝𝐻 1,51
2,8 8,6
7) Que se passe-t-il si on mélange l’eau de Javel avec un détergent acide ? Données à 𝟐𝟗𝟖 𝑲 :
𝐸°(𝐶𝑙2/𝐶𝑙−) = 1,4 𝑉 ; 𝐸°(𝐶𝑙2/𝐶𝑙−) = 1,4 𝑉 ; 𝐸°(𝐻𝐶𝑙𝑂/𝐶𝑙2) = 1,6 𝑉
9) Diagramme potentiel-pH du chrome :
On donne le diagramme potentiel-pH du chrome pour une concentration totale en élément chrome de 1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 en tenant compte des espèces suivantes : 𝐶𝑟2𝑂72−; 𝐶𝑟3+; 𝐶𝑟𝑂42−; 𝐶𝑟; 𝐶𝑟2+; 𝐶𝑟(𝑂𝐻)3(𝑠).
1) Indiquer les espèces correspondant aux différents domaines.
2) Ecrire la réaction d’équilibre entre 𝐶𝑟2𝑂72− et 𝐶𝑟𝑂42− et déterminer sa constante.
3) Déterminer le potentiel standard du couple 𝐶𝑟2𝑂72−|𝐶𝑟3+ à 𝑝𝐻 = 0.
9) Dosage d’une eau de Javel :
Pour effectuer le dosage d’une solution d’eau de Javel 𝑆𝑜, on introduit dans un erlenmeyer un volume 𝑉𝑜 = 10,0 𝑚𝐿 de la solution 𝑆𝑜. Puis on verse dans l’erlenmeyer un volume 𝑉1 = 20 𝑚𝐿 d’une solution d’iodure de potassium de concentration 𝑐1= 0,10 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1, puis 2 𝑚𝐿 de solution d’acide chlorhydrique à 5 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1. On dose ensuite le diiode formé à l’aide d’une solution de thiosulfate 2𝑁𝑎+, 𝑆2𝑂32− de concentration 𝑐2 = 0,15 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1, en ajoutant 3 à 4 gouttes d’empois d’amidon. On obtient un volume équivalent 𝑣𝐸 = 20 𝑚𝐿.
1) Pourquoi l’ordre d’introduction des réactifs dans l’erlenmeyer est-il très important ? 2) Ecrire les deux demi-équations d’oxydoréduction des couples 𝐶𝑙𝑂−|𝐶𝑙− et 𝐼2|𝐼−. En déduire l’équation d’oxydoréduction ayant lieu dans le bécher avant le dosage. Justifier le fait que la réaction est quasi-totale.
+1,33
-0,41 𝐸(𝑉)
𝑝𝐻 -0,91
4 6,5
3) En déduire une relation entre la quantité de matière de diiode présent dans l’erlenmeyer et les quantités de matière des réactifs. On rappelle que les ions iodure ont été introduits en excès.
4) Ecrire la réaction de dosage du diiode par les ions thiosulfates ; en déduire la quantité de matière de diiode présent dans l’erlenmeyer, puis celle des ions hypochlorite dans la solution 𝑆𝑜. Quelle est la concentration en ions hypochlorites contenus dans la solution 𝑆𝑜 ?
Données :
𝐸°(𝐶𝑙𝑂−/𝐶𝑙−) = 1,73 𝑉 ; 𝐸°(𝐼2/𝐼−) = 0,54 𝑉 ; 𝐸°(𝑆4𝑂62−/𝑆2𝑂32−) = 0,08 𝑉
Solutions
1)Dosage d'espèce en solution :
1)La solution apparait donc verte ou bleue.
2) 5[𝑉𝑂(𝐻2𝑂)5]2++ 𝑀𝑛𝑂4− = 𝑀𝑛2++ 5𝑉𝑂2++ 24𝐻2𝑂 + 2𝐻+ 3)𝑙𝑜𝑔𝐾 = 5𝐸
𝑜(𝑀𝑛𝑂4−|𝑀𝑛2+)−𝐸𝑜(𝑉𝑂2+|[𝑉𝑂(𝐻2𝑂)5]2+)
0.06 ~45 d’où 𝐾~1045. Il s’agit bien d’une réaction quantitative. 4) 𝑐[𝑉𝑂(𝐻2𝑂)5]2+ = 5𝑐𝑉é𝑞
𝑉𝑜 = 0,008 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 2) Synthèse du dibrome :
1)C’est une réaction de médiamutation. 2) 𝐵𝑟2 est à la fois oxydant dans le couple : 𝐵𝑟2 + 2𝑒 = 2𝐵𝑟− et réducteur dans le couple : 2𝐵𝑟𝑂3−+ 12𝐻++ 10𝑒 = 𝐵𝑟2+ 6𝐻2𝑂.
3)[𝐵𝑟𝑂3−] = 1,0. 10−4 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 ; [𝐵𝑟−] = 5,5. 10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 ; [𝐵𝑟2] = 2,7. 10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 3) Basicité d'un béton :
1) La réaction de titrage est :𝐻3𝑂++ 𝑂𝐻−= 2𝐻2𝑂 . Sa constante est : 𝐾 = 1
𝐾𝑒 = 1014 2) On trouve [𝐻3𝑂+] = 2. 10−12 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1. Le pH de la solution est 𝑝𝐻 = 11,7
3) Avant l’équivalence, on ajoute des ions 𝐶𝑙− et 𝐻3𝑂+ dans une solution contenant des ions 𝐶𝑎2+ et 𝑂𝐻−. Les ions 𝑂𝐻− sont neutralisés par les ions 𝐻3𝑂+. Tout revient donc à remplacer des ions 𝑂𝐻− par des ions 𝐶𝑙− . Mais la conductivité ionique molaire des ions 𝐶𝑙− vaut 7,6 𝑚𝑆. 𝑚2. 𝑚𝑜𝑙−1 alors que celle des ions 𝑂𝐻− vaut 19,8 𝑚𝑆. 𝑚2. 𝑚𝑜𝑙−1. La conductivité de la solution diminue. Après l’équivalence, on n’a plus de réaction chimique. La solution contient des ions 𝐶𝑙− et 𝐶𝑎2+ et on ajoute des ions 𝐶𝑙− et 𝐻3𝑂+. La conductivité augmente
4) La pente avant l’équivalence est : pente= (Λ𝑜(𝐶𝑙−) − Λ𝑜(𝑂𝐻−)) 𝑐
𝑉𝑜= −12,2 𝑐
𝑉𝑜 La pente après l’équivalence est : pente= (Λ𝑜(𝐶𝑙−) + Λ𝑜(𝐻3𝑂+)) 𝑐
𝑉𝑜= +42,6 𝑐
𝑉𝑜 En théorie le rapport des pentes est : 𝑟 =Λ𝑜(𝐶𝑙−)+Λ𝑜(𝐻3𝑂+)
Λ𝑜(𝑂𝐻−)−Λ𝑜(𝐶𝑙−) = 3,5 Expérimentalement le rapport des pentes est 𝑟′= 0,22
0,06~3,5
5) La courbe expérimentale d’un dosage pH-métrique est celle du dosage d’une base forte par un acide fort soit :
Le pH de l’équivalence est 7
4) Mise en solution (lixiviation) du sulfure de cuivre II, 𝑪𝒖𝑺 : 1) 𝐻𝑆𝑂4−+ 7𝐻++ 8 𝑒 + 𝐶𝑢2+ = 𝐶𝑢𝑆 + 4𝐻2𝑂
2) 𝐸°(𝐻𝑆𝑂4−/𝐶𝑢𝑆) = 0,395 𝑉 3) 𝐹𝑒3++ 𝑒 = 𝐹𝑒2+
4)𝐸(𝐻𝑆𝑂4−/𝐶𝑢𝑆) = 0,35 𝑉 ;𝐸(𝐹𝑒3+ |𝐹𝑒2+) = 0,771𝑉
5) 8𝐹𝑒3++ 𝐶𝑢𝑆 + 4𝐻2𝑂 = 8𝐹𝑒2++ 𝐻𝑆𝑂4−+ 7𝐻++ 𝐶𝑢2+
6) 𝐸(𝐹𝑒3+ |𝐹𝑒2+) > 𝐸(𝐻𝑆𝑂4−|𝐶𝑢𝑆). La réaction est possible.
5) Dosage de l’eau oxygénée
:
1) 𝑂2+ 2𝑒 + 2𝐻+= 𝐻2𝑂2
2) La réaction de dosage est: 6𝐻++ 5𝐻2𝑂2+ 2𝑀𝑛𝑂4− = 2𝑀𝑛2++ 8𝐻2𝑂 + 5𝑂2 ; on ajoute de l’acide pour fixer le pH à zéro. 𝐶1 = 5𝐶2𝑉2
2𝑉1 = 0,8 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 6) Diagramme potentiel-pH du manganèse :
1) Pour identifier on se sert des nombres d’oxydation :
𝑀𝑛(𝑠) 𝑀𝑛2+ 𝑀𝑛𝑂42− 𝑀𝑛𝑂4− 𝑀𝑛𝑂2(𝑠) 𝑀𝑛(𝑂𝐻)2(𝑠)
0 𝐼𝐼 𝑉𝐼 𝑉𝐼𝐼 𝐼𝑉 𝐼𝐼
𝐴 𝐵 𝐶 𝐷 𝐸 𝐹
2a) 𝑐𝑜= 10−1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 ;
2b) 𝐾𝑠 = [𝑀𝑛2+][𝑂𝐻−]2= 10−10 ; 2c) 𝐸𝑜(𝑀𝑛𝑂2|𝑀𝑛(𝑂𝐻)2) = 0,68 V ;
Par le calcul on égalise les potentiels d’électrode des couples ( 𝑀𝑛𝑂2|𝑀𝑛2+) et (𝑀𝑛𝑂2|𝑀𝑛(𝑂𝐻)2) ; 4) 2𝑀𝑛𝑂4−+ 3𝑀𝑛2++ 2𝐻2O = 5𝑀𝑛𝑂2 + 4𝐻+ ; 𝐾 = 1046 7) Métode de winkler : dosage du dioxygène dissous dans l’eau :
1) 𝑂2 ne peut oxyder qualitativement 𝑀𝑛(𝐼𝐼) en 𝑀𝑛(𝐼𝐼𝐼) que lorsque leurs domaines de prépondérance sont disjoints, il faut donc travailler en milieu basique. Le précipité formé est 𝑀𝑛(𝑂𝐻)3 .
2) 4𝑀𝑛(𝑂𝐻)2(𝑠)+ 2𝐻2𝑂 + 𝑂2 = 4𝑀𝑛(𝑂𝐻)3(𝑠) ; la réaction est lente.
3) En milieu acide, on observe la dissolution de 𝑀𝑛(𝑂𝐻)3, puis l’oxydation des ions 𝐼− par les ions 𝑀𝑛3+ : 𝑀𝑛(𝑂𝐻)3+ 3𝐻+ = 𝑀𝑛3++ 3𝐻2𝑂, puis on a 2𝑀𝑛3++ 2𝐼− = 𝑀𝑛2++ 𝐼2. 4) 𝑛𝑂2 =1
4𝑛𝑆2𝑂
32− soit [𝑂2] = 2,4. 10−4 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 8) Préparation de l’eau de Javel :
2) De 𝑝𝐻𝐴 à 𝑝𝐻𝐵 le dichlore n’est plus stable. 𝐶𝑙2+ 𝐻2𝑂 = 𝐶𝑙−+ 𝐻𝐶𝑙𝑂 + 𝐻+
3) La pente de la droite AB est de −0,03 𝑉. 𝑝𝐻−1 ; 4) 𝑝𝐾𝐴= 7,5 ; 5)𝐸𝑜(𝐻𝐶𝑙𝑂|𝐶𝑙−) = 1,5 𝑉 ; 6)𝐶𝑙2+ 2𝑂𝐻− = 𝐶𝑙𝑂−+ 𝐻2𝑂 + 𝐶𝑙−
7) On obtient du dichlore avec la réaction 𝐶𝑙𝑂−+ 2𝐻++ 𝐶𝑙− = 𝐶𝑙2+ 𝐻2𝑂 9) Dosage d’une eau de Javel :
1) Si on introduit d’abord le thiosulfate il va réagir avec les ions 𝐶𝑙𝑂− ; Si on introduit d’abord l’acide chlorhydrique on aura un dégagement de dichlore.
2) L’équation qui a lieu est : 𝐶𝑙𝑂−+ 2𝐻++ 2𝐼− = 𝐼2 + 𝐶𝑙−+ 𝐻2𝑂 ; 𝐼− et 𝐶𝑙𝑂− n’ont pas de domaine commun. Ils réagissent donc de façon quasi-totale ; 3) 𝑛𝐼2 = 𝑛𝐶𝑙𝑂− ; 4) Réaction de
𝐶𝑙−
𝐶𝑙𝑂− 𝐻𝐶𝑙𝑂
𝐶𝑙2
𝐼− 𝐼2
dosage : 2𝑆2𝑂32−+ 𝐼2 = 2𝐼−+ 𝑆4𝑂62− ; 𝑛𝐼2 =𝑐22𝑉𝐸 = 1,5. 10−3 𝑚𝑜𝑙 ; 𝑐𝑆𝑜 =𝑐2𝑉2𝑉𝐸
𝑜 = 0,15 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
10) Diagramme potentiel-pH du chrome :
2) 𝐾𝑜 = 3,3. 10−14 3) 𝐸° = 1,32 𝑉
𝐶𝑟(𝑂𝐻)3 𝐶𝑟2+
𝐶𝑟2𝑂72−
𝐸(𝑉)
𝑝𝐻 𝐶𝑟𝑂42−
𝐶𝑟3+
𝐶𝑟
