T1/C1/LOI DE BEER-LAMBERT/EXERCICES Exercice 1 : La Betadine®
La Bétadine® 10% est un antiseptique proposé sous forme de solution, utilisé en application locale pour le traitement des plaies et des brûlures superficielles. Ses propriétés antiseptiques sont dues à son principe actif : le diiode de formule I2. C’est aussi le diiode qui lui donne sa couleur jaune-orange.
Les molécules de diiode présentes dans la Bétadine® 10% sont liées à un polymère, la polyvidone et forment avec lui une espèce appelée polyvidone iodée.
Sur le flacon de Bétadine® 10% est indiqué : « polyvidone iodée : 10 g pour 100 mL ».
L’objectif de cet exercice est de vérifier cette indication.
Données
- Masse molaire atomique de l’iode : M(I) = 126,9 g·mol−1
- Masse molaire de la « polyvidone iodée » : M = 2362,8 g.mol-1. - Spectre d’absorption d’une solution aqueuse de diiode I2
- Cercle chromatique :
Dosage du diiode contenu dans la Bétadine® par spectrophotométrie
Un volume de 250,0 mL de solution dite « mère » S0 est préparé par dissolution de diiode dans l’eau, pour obtenir une concentration en quantité de matière de diiode C0 = 2,00Ï10−2 mol·L−1.
1) Déterminer la masse de diiode solide qu’il faut dissoudre pour obtenir 250,0 mL de solution
« mère » à la concentration souhaitée ?
La préparation de la gamme de solutions permettant d’obtenir le graphe d’étalonnage, se fait par dilution à partir de la solution aqueuse de diiode S0 de concentration C0 = 2,00Ï10−2 mol·L−1.
Nom de la
solution S1 S2 S3 S4 S5 S6 S7
Concentration
(en mmol·L−1) 0,10 0,20 0,40 0,50 0,60 0,80 1,0
2) À partir de la liste des matériels et produits proposée ci-après, indiquer la verrerie nécessaire et le protocole pour préparer la solution S3. Justifier ce choix par un calcul.
- Pipettes jaugées de 5,0 ; 10,0 ; 15,0 ; 20,0 et 25,0 mL.
- Fioles jaugées de 50,0 ; 100,0 et 250,0 mL.
- Trois béchers.
- Solution « mère » de diiode S0 - Eau distillée.
3) Choix de la longueur d’onde de travail
3.1- Dissous en solution aqueuse, le diiode donne à la solution une coloration jaune-orange.
Expliquer cette coloration.
3.2- À quelle longueur d’onde faut-il régler le spectrophotomètre pour réaliser les mesures d’absorbance des solutions étalon ? Justifier.
4) Utilisation de la loi de Beer-Lambert
La loi de Beer-Lambert énonce que pour une longueur d’onde donnée, l’absorbance A d’une solution est proportionnelle à sa concentration C, si celle-ci n’est pas trop élevée. À partir des mesures d’absorbance des différentes solutions étalon préparées, on obtient la courbe d’étalonnage suivante :
4.1- Montrer qu’il n’est pas possible, à partir de cette courbe, de déterminer la concentration de la solution commerciale pour confirmer l’indication fournie par le fabricant. Justifier.
4.2- La solution commerciale de Bétadine® doit donc être diluée. La solution proposée est de la diluer 200 fois. Le spectrophotomètre indique une absorbance A de la solution diluée.
Prévoir la valeur de l’absorbance A, qui confirmerait l’indication portée sur le flacon de Bétadine® 10%. Justifier.
Exercice 2 : Recyclage d’une solution de bouillie bordelaise.
La bouillie bordelaise peut être utilisée par les jardiniers pour traiter le potager ou les arbres fruitiers contre certaines maladies. Dans le commerce, elle est vendue sous la forme d'une poudre à dissoudre dans de l’eau.
Cette poudre est constituée de sulfate de cuivre hydraté CuSO4,5H2O(s) et d’hydroxyde de calcium Ca(OH)2(s). On obtient, par dissolution de cette poudre dans l’eau, une solution contenant des ions cuivre Cu2+ à pulvériser sur les végétaux.
Comme tout produit de traitement, cette solution doit être utilisée en respectant des concentrations précises. En effet au-delà d’un certain seuil, le cuivre est toxique pour
l’Homme et l’environnement. Le but de l’exercice est de déterminer si la solution de bouillie bordelaise notée S, fabriquée en trop grande quantité par un jardinier amateur, peut être jetée à l’évier ou doit être traitée ou recyclée
Données :
- Concentration en masse limite d’ions Cu2+ pour les rejets dans les eaux usées : Cm = 0,5 mg par litre d’eau déversée.
- Masse molaire atomique du cuivre : M(Cu) = 63,5 g·mol−1
- Masse molaire de l’hydroxyde de sodium : M(NaOH) = 40,0 g·mol−1 - Cercle chromatique :
- Spectre d’absorbance d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre (Cu2+ (aq) + SO42-(aq)) :
- L’espèce ionique Cu2+ (aq) est responsable de la couleur de la solution aqueuse.
0 0,5 1 1,5
0,0 0,2 0,4 0,6 0,8 1,0 1,2
Courbe d'étalonnage - Solutions I2 A = f(C)
1. Déterminer la couleur de l’espèce ionique Cu2+(aq) en solution aqueuse. Justifier.
On souhaite déterminer la concentration en quantité de matière d’ions cuivre Cu2+(aq) de la solution de bouillie bordelaise S, par un dosage spectrophotométrique. On réalise pour cela une gamme étalon et des mesures d’absorbance à la longueur d’onde 810 nm.
2. Expliquer en quelques lignes le principe de cette méthode de dosage.
On dispose d’une solution mère de sulfate de cuivre S0 de concentration en quantité de matière d’ions cuivre Cu 2+(aq)égale à C0 = 0,040 mol·L-1. À partir de cette solution S0 on prépare différentes solutions Si. Le volume de chaque solution fille obtenue est égal à VF = 10,0 mL.
3. Recopier et compléter le tableau ci-dessous en explicitant le calcul pour la solution S2.
Solution fille Si S1 S2 S3 S4 S5
Concentration en quantité de matière Ci
(mol.L-1) 0,020 0,016 0,012 0,008 0,004
Volume V0 de solution S0
à prélever (mL)
On mesure l’absorbance A des différentes solutions préparées et on trace le graphique suivant :
4. Après avoir rappelé l’expression de la loi de Beer-Lambert en indiquant le nom des grandeurs et les unités associées, déterminer si les résultats expérimentaux obtenus sont en accord avec cette loi.
Afin de déterminer la concentration de la bouillie bordelaise préparée par le jardinier, on dilue 20 fois la solution S avant de l’analyser avec le spectrophotomètre. On mesure une absorbance A’ = 0,120 pour la solution diluée S’.
5. Détailler le protocole expérimental de préparation des 100 mL de la solution S’. La verrerie mise à disposition est :
− fiole jaugée : 100 mL et 200 mL
− pipettes jaugées : 5 mL, 10 mL, 50 mL
− béchers : 50 mL et 100 mL
− éprouvettes graduées :10 mL, 50 mL et 100mL
− pissette d’eau distillée
− pipette en plastique souple
6. Déterminer si le jardinier peut rejeter son excédent de solution S à l’évier ou s’il doit le faire recycler.
La toxicité de la bouillie bordelaise est liée à la présence des ions cuivre Cu2+. Un traitement pour éliminer ces ions consiste à ajouter des pastilles d’hydroxyde de sodium NaOH(s). La transformation est modélisée par la réaction des ions cuivre Cu2+ présents dans la bouillie bordelaise et des ions hydroxyde OH– apportés par les pastilles d’hydroxyde de sodium) pour former un précipité d’hydroxyde de cuivre Cu(OH)2(s) qui est récupéré par filtration puis traité.
L’équation de la réaction chimique est la suivante : Cu2+(aq)+ 2 OH - (aq) → Cu(OH)2(s)
On souhaite traiter 500 mL d’une solution dont la concentration en quantité de matière d’ions Cu2+ est égale à CT = 0,22 mol.L-1.
7. Déterminer la masse m d’hydroxyde de sodium NaOH(s) à ajouter à cette solution pour éliminer totalement les ions cuivre sans pour autant que les ions hydroxyde ne soient en excès.
Le candidat est invité à prendre des initiatives et à présenter la démarche suivie même si elle n’a pas abouti.
Exercice 3 : Le vert malachite
Le vert malachite est une espèce chimique organique artificielle. Son nom évoque la malachite, qui est une roche dont la couleur bleu-vert est proche de celle de cette espèce chimique. Le vert malachite est utilisé dans le traitement d’infections bactériennes des poissons en pisciculture et en aquariophilie mais il est nécessaire d’éliminer le surplus de vert malachite à la fin du traitement en utilisant du charbon actif. On à cet effet l’analyse de l’eau d’un bassin.
Données
Caractéristiques du vert malachite : formule brute : C23H25N2Cl ; masse molaire M = 364,0 g·mol–1 Un extrait du cahier de laboratoire du technicien responsable du bassin est fourni ci-après.
1. Déterminer la valeur de la concentration en quantité de matière apportée de vert malachite, de la solution aqueuse fabriquée par le technicien dans l’étape 1.
2. Déterminer si la modélisation effectuée à l’étape 3 est en accord avec la loi de Beer-Lambert dont l’énoncé est attendu, ainsi que le nom des grandeurs et des unités.
Le volume du bassin est Vbassin = 1,2 × 104 L. On considère ici que 1,0 g de charbon actif peut piéger au maximum 10 mg de vert de malachite.
1. Déterminer le nombre de sacs de charbon actif de 500 g que doit utiliser le technicien pour éliminer le vert de malachite restant dans l’eau du bassin.
Le candidat est invité à prendre des initiatives et à présenter la démarche suivie même si elle n’a pas abouti.
Extrait du cahier de laboratoire du technicien
Étape 1 : J’ai préparé un volume V = 500 mL d’une solution aqueuse à partir d’une masse m = 1,8 mg de vert malachite solide. C’est la solution mère.
Étape 2 : J’ai réalisé le spectre de la solution mère pour pouvoir déterminer la longueur d’onde à choisir pour les mesures suivantes. J’ai obtenu :
Je choisis la longueur d’onde de travail pour la suite : 625 nm.
Étape 3 : Par dilution de la solution mère j’ai préparé une gamme étalon de quatre solutions dont j’ai mesuré l’absorbance A. J’obtiens le graphe suivant :
Étape 4 : J’ai mesuré l’absorbance de l’eau du bassin à la même longueur d’onde que les mesures précédentes. J’ai trouvé Aeau-bassin = 0,67
0 0,2 0,4 0,6 0,8 1
400 450 500 550 600 650 700
A
λ (nm)
A = 8,2.104C R² = 0,99
0 0,2 0,4 0,6 0,8 1
0,00E+002,00E-064,00E-066,00E-068,00E-061,00E-051,20E-05
A
C (mol.L-1)
Exercice 4 : La détection du tabagisme passif
La fumée de cigarette est l'un des polluants atmosphériques les plus répandus dans l'environnement intérieur. Allumer une cigarette initie une série de processus chimiques impliquant la transformation ou la formation de plus de 4 000 espèces chimiques : des goudrons, des gaz toxiques, des composés irritants, et parmi eux le cyanure d’hydrogène : HCN.
Le tabagisme passif est défini comme l'inhalation involontaire de la fumée de tabac présente dans l'air.
Dans cette partie on cherche à déterminer si une femme enceinte est victime d’un tabagisme passif.
Données :
- Numéros atomiques : H (Z = 1) ; C (Z = 6) ; N (Z = 7) - Masse molaire de l’ion thiocyanate SCN− : 58 g·mol-1 - Cercle chromatique :
Le cyanure d’hydrogène est absorbé par le corps, puis en partie dégradé en ions thiocyanate SCN− que l’on retrouve ensuite dans la salive ou dans l’urine. Dans la salive, par exemple, les concentrations en masse en ions thiocyanate sont en moyenne de 112 mg·L-1 chez les non-fumeurs et de 349 mg·L-1 chez les fumeurs. Les ions thiocyanate peuvent donc être
considérés comme des marqueurs biologiques du tabagisme car leur concentration renseigne sur l’exposition d’une personne à la fumée du tabac.
Principe du dosage
Un échantillon noté S de 250 µL de salive d’une femme enceinte est prélevé. Les ions thiocyanate présents dans l’échantillon étant incolores et n’absorbant pas dans le proche ultraviolet, on les fait réagir avec une solution d’ions fer III, 𝐹𝑒#$(aq). On obtient 10,0 mL d’une solution S’ dans laquelle s’est formée l’espèce ionique de formule 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)*$, soluble dans l’eau. La transformation chimique est modélisée par la réaction d’équation suivante :
𝑆𝐶𝑁(+,)- + 𝐹𝑒(+,)#$ → 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)(+,)*$
La courbe ci-dessous représente l'absorbance d'une solution aqueuse contenant l’espèce ionique 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)*$ en fonction de la longueur d'onde.
1. Expliquer pourquoi les ions thiocyanate ne peuvent pas être dosés directement par spectrophotométrie UV-visible. Indiquer l’intérêt de les faire réagir avec les ions 𝐹𝑒#$
λ/nm
400 450 500 550
A
0,28 0,38 0,48 0,58 0,68 0,78
Préparation de la gamme de solution étalon et tracé de la droite d’étalonnage On cherche à doser l’espèce chimique 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)*$ présente dans la solution S’.
À partir d’une solution S0 de concentration C0 = 2,0×10−4 mol.L-1 en ions 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)*$, on prépare la gamme d’étalonnage composée des solutions S0, S1, S2, S3 et S4 dont les concentrations sont données dans le tableau ci-dessous.
Solution S0 S1 S2 S3 S4
[Fe(SCN)2+]
en mol·L-1 2,0×10-4 1,6×10-4 1,0×10-4 0,80×10-4 0,40×10-4
2. Indiquer la verrerie nécessaire pour préparer 50,0 mL de solution S2 à partir de la solution S0 en justifiant votre raisonnement.
On mesure l’absorbance de chacune des solutions et on trace le graphique ci-dessous donnant l’évolution de l’absorbance en fonction de la concentration en ions Fe(SCN)2+.
3. Après avoir rappelé l’expression de la loi de Beer-Lambert en indiquant les unités des grandeurs, déterminer si les résultats expérimentaux obtenus sont en accord avec cette loi.
Détermination de la concentration en ions thiocyanate dans la salive
Dans la solution S’ tous les ions thiocyanate contenus dans la salive de la femme enceinte ont réagi avec les ions Fe3+ présents en large excès. L'absorbance de la solution S’ a pour valeur A = 0,65.
4. Déterminer la concentration en quantité de matière des ions 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)*$dans la solution S’. En déduire leur quantité de matière dans la solution de volume V = 10,0 mL.
5. Déterminer la valeur de la concentration en masse des ions thiocyanate SCN− dans l’échantillon de salive de la femme enceinte et conclure sur le potentiel tabagisme passif de cette femme.
L’élève est invité à prendre des initiatives et à présenter la démarche suivie, même si elle n’a pas abouti.
CORRECTIONS
Exercice 2 : Recyclage d’une solution de bouillie bordelaise
1. Déterminer la couleur de l’espèce ionique Cu2+(aq) en solution aqueuse. Justifier.
La couleur d’une substance correspond à la composition des lumières qu’elle n’absorbe pas.
Le spectre d’absorbance indique que le sulfate de cuivre absorbe sur des longueurs d’ondes supérieures à 600 nm, soit à partir du jaune-orangé, jusqu’au rouge. L’espèce ionique aura donc la couleur complémentaire correspondante, diamétralement opposée sur le cercle chromatique : le cyan.
2. Expliquer en quelques lignes le principe de cette méthode de dosage.
La loi de Beer-Lambert indique que l’absorbance A d’une solution est proportionnelle à sa concentration C en espèce colorée, ceci n’étant valable que pour des concentrations suffisamment faibles. En mesurant l’absorbance de cette espèce sur des solutions étalons de concentration connue à la longueur d’onde λmax à laquelle elle absorbe le plus, on va construire une droite d’étalonnage : A = f(C) qui nous permettra de déterminer la concentration dans un échantillon à tester après avoir mesuré son absorbance.
3. Recopier et compléter le tableau ci-dessous en explicitant le calcul pour la solution S2.
Solution fille Si S1 S2 S3 S4 S5
Concentration en quantité
de matière Ci (mol.L-1) 0,020 0,016 0,012 0,008 0,004
Volume V0 de solution S0 à
prélever (mL) 5,0 4,0 3,0 2 1
Calcul pour la solution S2 : On procède à une dilution.
Solution mère S0 : Solution fille S2 :
C0 = 0,040 mol.L-1 C2 = 0,016 mol.L-1
V0 = ? à prélever VF = 10,0 mL
Au cours d’une dilution la quantité de matière de soluté se conserve : n0 = n2. C0.V0 = C2.VF. soit : AN : = 4,0 mL
On peut aussi passer par le facteur de dilution : F = 12343156773 = 9,9;(𝐦𝐨𝐥/𝐋)
9,9AB(𝐦𝐨𝐥/𝐋) = 2,5 : on veut réaliser une dilution d’ un facteur 2,5 (la solution fille est 2,5 fois moins concentrée que la solution mère), on retrouve ce facteur dans les volumes mis en jeu, il faut donc prélever un volume Vmère = E56773
F =E56G73F =A9,9(𝐦𝐋)*,H = 4,0 mL
4. Après avoir rappelé l’expression de la loi de Beer-Lambert en indiquant le nom des grandeurs et les unités associées, déterminer si les résultats expérimentaux obtenus sont en accord avec cette loi.
Comme indiqué au 2. il y a une relation de proportionnalité entre l’absorbance A (sans unité) et concentration C (mol.L-1). On a donc une relation de la forme A = k´C avec k, coefficient de proportionnalité (L.mol-1).
Dans notre cas, on voit que les points de mesures sont correctement alignés sur une droite passant par l’origine du repère. Ce qui montre que la relation entre A et C est modélisée par une fonction linéaire, la relation de proportionnalité entre concentration et absorbance est validée et le coefficient k est indiqué près de la droite k = 13,9 L.mol-1.
2 0
0
. F V C V
= C 0 0,016 10,0
0,040
V = ´
5. Détailler le protocole expérimental de préparation des 100 mL de la solution S’.
Si on dilue 20 fois la solution S on a un facteur de dilution F = 20
Sachant que la solution se prépare dans une fiole jaugée, on a le choix entre la fiole de 100,0 mL et celle de 200,0 mL
Le volume de solution mère à prélever doit vérifier : Vmère = E56773
F =E56G73F =A99(𝐦𝐋)*9 = 5,0 mL Comme dans la verrerie on dispose d’une pipette jaugée de 5,0 mL, on opte pour cette solution.
Verrerie nécessaire : bécher 50 mL, pipette jaugée de 5 mL, fiole jaugée de 100mL Protocole :
→ Dans un becher de 50 mL, verser une petite quantité de solution S (~10-20mL),
→ À l’aide d’une pipette jaugée prélever 5 mL de solution S,
→ Verser dans une fiole jaugée de 100 mL,
→ Compléter en eau distillée jusqu’au trait de jauge,
→ Boucher et agiter.
6. Déterminer si le jardinier peut rejeter son excédent de solution S à l’évier ou s’il doit le faire recycler.
La limite de rejet est, d’après les données, une concentration d’ions cuivre Cu2+, Cm = 0,5 mg.L-1.
L’absorbance mesurée de la solution S’ est A’ = 0,120, on en déduit sa concentration en quantité de matière :
= 8,63×10–3 mol.L-1
La solution S est 20 fois plus concentrée, on a donc C = 20.C’=20´ 8,63×10-3 = 0,173 mol.L-1
La relation entre concentration en quantité de matière C et concentration en masse Cm est Cm = C´M avec M, la masse molaire.
On obtient donc finalement la concentration en masse Cm = C´MCu = 0,173´63,5 = 11,0 g.L-1
On trouve une valeur très au-dessus de la concentration maximale acceptable pour un rejet dans à l’évier. Il conviendra donc de faire recycler l’excédent de solution S.
7. Déterminer la masse m d’hydroxyde de sodium NaOH(s) à ajouter à cette solution pour éliminer totalement les ions cuivre sans pour autant que les ions hydroxyde ne soient en excès.
Commençons par déterminer la quantité d’ions cuivre présente dans la solution : 𝑛(𝐶𝑢*$)6= CT´V = 0,22´500´10-3 = 0,11 mol.
Pour éliminer tous des Cu2+ sans pour autant avoir les ions HO- en excès, il faut être dans les proportions stœchiométriques, c’est-à-dire qu’il faut que : M(1NOP)Q
A =M(RST)Q Soit : 𝑛(𝐻𝑂-)6 = 2´𝑛(𝐶𝑢*$)6 = 2´0,11 = 0,22 mol *
On peut maintenant calculer la masse d’hydroxyde de sodium à ajouter à la solution : m(NaOH) = . M(NaOH) = 0,22 × 40,0 = 8,8 g
' A'
C = k 0,120 ' 13,9 C =
nHO-
Exercice 4: La détection du tabagisme passif
1. Expliquer pourquoi les ions thiocyanate ne peuvent pas être dosés directement par spectrophotométrie UV-visible. Indiquer l’intérêt de les faire réagir avec les ions Fe3+.
Le document indique "Les ions thiocyanate présents dans l’échantillon étant incolores et n’absorbant pas dans le proche ultraviolet". Il n’est donc pas possible de les détecter par spectrophotométrie puisqu’ils n’absorbent ni la lumière visible, ni le proche ultraviolet.
En revanche en les faisant réagir avec des ions Fe3+, on forme l’ion Fe(SCN)2+ qui lui est coloré, ce qui permet de mesurer sa concentration en solution par spectrophotométrie.
2. Indiquer la verrerie nécessaire pour préparer 50,0 mL de solution S2 à partir de la solution S0 en justifiant votre raisonnement.
Au cours d’une dilution, la quantité de matière de soluté se conserve n(mère) = n(fille) soit C(mère).V(mère) = C(fille).V(fille)
Ainsi V(mère) = C(fille) . V(fille) / C(mère)
V(mère) = 1,0×10-4 ´ 50.10-3 / 2,0×10-4 = 0,025 L soit 25 mL On utilise une pipette jaugée de 25,0 mL.
Matériel :
→ bécher 50 mL
→ pipette jaugée 25mL + propipette
→ fiole jaugée 50mL + bouchon
Protocole :
→ Verser environ 30mL de solution S0 dans un bécher de 50mL
→ prélever à l’aide d’une pipette jaugée 25mL de solution S0, puis la verser dans une fiole jaugée de 50mL
→ Compléter en eau distillée jusqu’au trait de jauge
→ boucher et agiter
3. Après avoir rappelé l’expression de la loi de Beer-Lambert en indiquant les unités des grandeurs, déterminer si les résultats expérimentaux obtenus sont en accord avec cette loi.
La loi de Beer-Lambert indique que l’absorbance d’une solution est proportionnelle à la concentration de l’espèce colorée dosée. Le graphique précédent montre que les points de mesure (correspondant à l’absorbance des solutions en fonction de leur concentration) sont correctement alignés sur une droite qui passe par l’origine du repère. On peut donc considérer qu’il y a une relation de proportionnalité entre concentration en ion Fe(SCN)2+ et absorbance, par conséquent la loi de Beer-Lambert est respectée.
On a la relation 𝐴 = 𝑘 × 𝐶 = 3,89 × 10#× 𝐶 avec A sans unité, C en en µmol.L-1 et k en L.µmol-1. 4. Déterminer la concentration en quantité de matière des ions Fe(SCN)2+ dans la solution S’. En déduire leur quantité de matière dans la solution de volume V = 10,0 mL.
La solution a une absorbance A=0,65. Comme 𝐴 = 3,89 × 10#× 𝐶 alors 𝐶′ =#,ab×A9_` c = #,ab×A99,BH c = 1,67 × 10-;µ𝑚𝑜𝑙. 𝐿-A.
On détermine ensuite la quantité de matière correspondante pour un volume de 10mL : 𝑛’ = 𝐶’ × 𝑉 = 1,67 × 10-;× 10 × 10-#= 1,67 × 10-B𝑚𝑜𝑙 = 1,67 µ𝑚𝑜𝑙
5. Recopier et compléter le tableau d’avancement ci-dessous. En déduire la relation entre la quantité de matière des ions Fe(SCN)2+ à la fin de la transformation et la quantité de matière en ions SCN- initialement présente dans la solution.
𝑆𝐶𝑁(+,)- + 𝐹𝑒(+,)#$ → 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)(+,)*$
État du système
Avancement
(en mol) n (𝑆𝐶𝑁-) n (𝐹𝑒#$) n (𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)*$)
État
initial x = 0 1,67×10-6 excès 0
État
final xmax 1,67×10-6 - xmax = 0 excès xmax = 1,67×10-6 Le tableau d’avancement nous indique que la quantité finale en ions Fe(SCN)2+ correspond à la quantité initiale en ions SCN-.
6. Déterminer la valeur de la concentration en masse des ions thiocyanate SCN− dans
l’échantillon de salive de la femme enceinte et conclure sur le potentiel tabagisme passif de cette femme.
La quantité n’ d’ions Fe(SCN)2+ trouvée à la question 7. correspond à la quantité d’ions SCN- présents dans les 250 µL de salive prélevée. Cela nous permet de calculer la concentration en quantité de matière d’ions SCN- dans l’échantillon de salive :
𝐶 =𝑛
𝑉 =1,67 × 10-B
250 × 10-B = 6,68 × 10-#𝑚𝑜𝑙. 𝐿-A On en déduit maintenant la concentration en masse d’ions SCN- : 𝐶2 = 𝐶. 𝑀o1pT
𝑐m= 6,68 × 10-#× 58 = 3,87 × 10-A𝑔. 𝐿-A = 387𝑚𝑔. 𝐿-A. Cette concentration en masse étant supérieure à la valeur de 349 mg.L-1 d’un fumeur on peut donc conclure que cette femme enceinte est en situation de tabagisme passif.
