Chapitre 12 : Dissolution des solides ioniques et moléculaires - Activités expérimentales- corrigé-

DE LA CONCENTRATION EN SOLUTE AUX CONCENTRATIONS REELLES EN IONS Le problème La concentration molaire en soluté d’une solution ionique est souvent indiquée sur les étiquettes des flacons, mais pas celle des ions effectivement présents. Comment relier la concentration réelle d’un ion en solution à la concentration du solide ionique qui a été dissous ? 1.Préparation d’une solution S de chlorure de fer (III) Le flacon contenant le chlorure de fer (III) hexahydraté solide présente l’étiquette reproduite ci-contre :

a) Observer et expliquer l’étiquette de ce flacon : - Que signifie le terme « hexahydraté » ?

Cela veut dire que six molécules d’eau sont présentes avec un ion fer III et trois ions chlorure (voir ci contre)

- Retrouver par le calcul la masse molaire. 𝑀 𝐹𝑒𝐶𝑙!; 3𝐻!𝑂 =  𝑀𝐹𝑒 + 3.𝑀𝐶𝑙 + 6.𝑀𝐻 + 3.𝑀𝑂

𝑀 𝐹𝑒𝐶𝑙!; 3𝐻!𝑂 =  55,8 + 3×35,5 + 6×1,0 + 3×16,0 𝐹𝑒𝐶𝑙3;3𝐻2𝑂 = 270,3  𝑔.𝑚𝑜𝑙!!

Rechercher la signification des pictogrammes.

Je ronge

je peux attaquer ou détruire les métaux

Je ronge la peau et/ou les yeux en cas de contact ou de

projection

j’altère la santé ou la couche d’ozone

j’empoisonne à forte dose

j’irrite la peau, les yeux et/ou les voies respiratoires

je peux provoquer des allergies cutanées

Je peux provoquer somnolence ou vertiges

je peux détruire la couche d’ozone à la haute atmosphère

Risques H302 Nocif en cas d’ingestion Toxicité aiguë (par voie orale) catégorie 2 H315 Provoque une irritation cutanée l Corrosion/irritation cutanée, catégorie 2 H318 Provoque des lésions oculaires graves l Lésions oculaires graves/irritation oculaire, catégorie 1 P280* Porter des gants de protection ; des vêtements de protection ; un équipement de protection des yeux/du visage

Protection

P302 EN CAS DE CONTACT AVEC LA PEAU : -Toxicité aiguë – cutanée -Corrosion/irritation cutanée, -Sensibilisation cutanée, P305 EN CAS DE CONTACT AVEC LES YEUX : Lésions oculaires graves/irritation oculaire, P351 Rincer avec précaution à l’eau pendant plusieurs minutes P352 Laver abondamment à l’eau et au savon P338 Enlever les lentilles de contact si la victime en porte et si elles peuvent être facilement enlevées. Continuer à rincer P313 : EN CAS d’exposition prouvée ou suspectée : consulter un médecin

b) Proposer un protocole expérimental permettant la préparation d’un volume V = 100 mL d’une solution

aqueuse de concentration en soluté apporté c = 5,0 x 10-2 mol · L-1 à partir du solide ionique chlorure de fer (III) hexahydraté - peser précisément la masse de chlorure de fer m= 270,3 g - transvaser le solide dans une fiole jaugée de 100 mL à l’aide d’un entonnoir et récupérer les eaux de rinçage à l’eau distillée - remplir au 3/4 la fiole d’eau distillée - agiter pour dissoudre la totalité du solide - compléter à l’eau distillée jusqu’au trait de jauge

- agiter pour homogénéiser le mélange - vérifier si le niveau s’est maintenu au trait de jauge, le compléter si nécessaire

c) Cette solution S est déjà prête et sera utilisée ultèrieurement. 2. Comprendre les relations entre concentration en soluté apporté et concentrations des ions. L’équation de dissolution du chlorure de fer (III) hexahydraté dans l’eau peut s’écrire :

a) Compléter le tableau ci-dessous en fonction, entre autres, de la quantité initiale de chlorure de fer (III) hexahydraté apportée, notée n(s). La solution est supposée non saturée. À l’état final tout le solide est dissout : nf(s)  =  n(s)-­‐xmax  =  0  mol  xmax = n(s)

b) Les concentrations molaires effectives des ions fer (III) et des ions chlorure sont notées respectivement 𝐹𝑒!!!"  et 𝐶𝑙!!"  .  Exprimer ces concentrations molaires effectives des ions en fonction de xmax et du

volume de solution Vsol, puis en fonction de n(S) et de Vsol. D’après le tableau d’avancement on peut écrire

𝐹𝑒!!!" =𝑛(𝐹𝑒!!)𝑉!"#$%&"'

=  𝑥!"#

𝑉!"#$%&"'=  

𝑛(𝑠)𝑉!"#$%&"'

Or 𝑛 𝑠 =  𝑐.𝑉!"#$%&"' alors

𝐹𝑒!!!" =  𝑐.𝑉!"#$%&"'𝑉!"#$%&"'

= 𝑐

de la même façon

𝐶𝑙!!" =𝑛(𝐶𝑙!)𝑉!"#$%&"'

=  3𝑥!"#𝑉!"#$%&"'

=  3𝑛(𝑠)𝑉!"#$%&"'

soit

𝐶𝑙!!" =  3. 𝑐.𝑉!"#$%&"'𝑉!"#$%&"'

= 3. 𝑐

c) Établir une relation entre les concentrations C(s) et   𝐹𝑒!!!"  et C(s) et 𝐶𝑙!!"  .  . Les calculer. 𝐶𝑙!!" = 3. 𝐹𝑒!!!" =  3. 𝑐

- concentration effective d’ion ferrique 𝑐 =  5,0  x  10!! 𝐹𝑒!!!" = 𝑐

𝐹𝑒!!!" = 5,0  x  10!!  𝑚𝑜𝑙. 𝐿!! - concentration effective d’ion chlorure 𝐶𝑙!!" = 3. 𝐹𝑒!!!" =  3. 𝑐 𝐶𝑙!!" = 3×5,0  x  10!! = 15. 10!!  𝑚𝑜𝑙. 𝐿!!  

𝐶𝑙!!" = 0,15  𝑚𝑜𝑙. 𝐿!!

équation de la réaction 𝐹𝑒𝐶𝑙!(!") ⎯→ 𝐹𝑒!!(!") + 3𝐶𝑙!(!")

état du système avancement 𝑛(𝐹𝑒𝐶𝑙!) 𝑛(𝐹𝑒!!) 𝑛(𝐶𝑙!)

état initial 0 n(s) 0 0

état intermédiaire x n(s)-x x 3x

état final xmax n(s)-xmax= 0 xmax = n(s) 3xmax= 3n(s)

3. Détermination expérimentale de la concentration réelle des ions chlorure dans la solution S • À l’aide d’une pipette jaugée de 2,0 mL, prélever exactement V1 = 2,0 mL de la solution S et les verser dans un bécher propre. • À l’aide d’une pipette jaugée de 20 mL, ajouter V2= 20 mL de la solution aqueuse SAg de nitrate d’argent de concentration en ions argent cAg =1,5 x 10-2 mol · L-1.

a) Quel est le précipité qui se forme ? Écrire l’équation de cette réaction de précipitation. Il se forme un précipité de chlorure d’argent AgCl (tp de classe de seconde action des ions argent sur les ions halogénures)

𝐴𝑔!(!") + 𝐶𝑙!(!") →  AgCl(!)

les ions nitrate et ions ferriques sont spectateurs (Le précipité qui se forme se s’obscurcit à la lumière)

• Filtrer la solution sur un papier filtre. Vérifier que le filtrat est bien limpide.

b) Comment savoir si le système final contient encore des ions chlorure Cl- ou des ions argent Ag+ ? Il suffit d’observer si un précipité se forme par ajout dans le filtrat d’ion chlorure (présents dans la solution de chlorure de fer III) ou d’ion argent (présents dans la solution de nitrate d’argent) dans l’affirmative on pourra affirmer dans le premier cas qu’il reste des ions argent et dans le second cas qu’il reste des ions chlorure

• Effectuer les tests en utilisant les tubes à essais, le filtrat et les solutions disponibles. Les tests nous montrent qu’il ne se forme aucun précipité dans les deux cas Ce qui signifie que les quantités d’ions argent et d’ion chlorure qui ont été mis en présence lors du mélange sont dans les proportions stoechiométrique de l’équation de précipitation : 𝐴𝑔!(!") + 𝐶𝑙

!(!") →  AgCl(!)

Voir le tableau d’avancement ci dessus c) Calculer la quantité de matière d’ions argent Ag+ dans les 20 mL ajoutés.

𝑛(𝐴𝑔!)! = 𝑐!".𝑉! 𝑛(𝐴𝑔!)! = 1,5. 10!!×20. 10!! 𝑛(𝐴𝑔!)! = 30. 10!!  𝑚𝑜𝑙 𝑛(𝐴𝑔!)! = 3,0. 10!!𝑚𝑜𝑙

Quelles quantités de matière d’ions argent Ag+ et d’ions chlorure Cl- reste-t-il à la fin de la transformation ?

𝑛 𝐴𝑔! ! = 𝑛(𝐴𝑔!)! − 𝑥!"# = 0  𝑚𝑜𝑙 𝑛 𝐶𝑙! ! = 𝑛(𝐶𝑙!)! − 𝑥!"# = 0  𝑚𝑜𝑙

les deux réactifs sont donc limitant d) Déterminer la quantité de matière d’ions chlorure Cl- présents dans les 2,0 mL prélevés

𝑛 𝐶𝑙! ! = 𝑥!"# 𝑛(𝐴𝑔!)! − 𝑥!"# = 0 𝑛(𝐴𝑔!)! = 𝑥!"#0

équation de la réaction 𝐴𝑔!(!") + 𝐶𝑙!(!") ⎯→ AgCl(!)

état du système avancement 𝑛(𝐴𝑔!) 𝑛(𝐶𝑙!) 𝑛(AgCl)

état init al 0 𝑛(𝐴𝑔!)! = 𝑐!".𝑉! 𝑛(𝐶𝑙!)! = 𝐶𝑙! .𝑉! 0

état intermédiaire x 𝑛(𝐴𝑔!)! − 𝑥 𝑛(𝐶𝑙!)! − 𝑥 3𝑥

état final xmax 𝑛(𝐴𝑔!)! − 𝑥𝑚𝑎𝑥 = 0 𝑛(𝐶𝑙!)! − 𝑥𝑚𝑎𝑥 = 0 3𝑥𝑚𝑎𝑥

𝑛 𝐶𝑙! ! = 𝑛(𝐴𝑔!)! = 𝑥!"# =  3,0. 10!!𝑚𝑜𝑙 e) En déduire la concentration réelle, ou concentration effective, des ions chlorure Cl- dans la solution

S de chlorure de fer (III).. L’exploitation du tableau d’avancement permet d’écrie

𝐶𝑙!!" =𝑛(𝐶𝑙!)!𝑉!

𝐶𝑙!!" =3,0. 10!!

2,0!!

𝐶𝑙!!" = 1,5. 10!!𝑚𝑜𝑙. 𝐿!!

Comparer la valeur obtenue avec celle obtenue au paragraphe 2c Au paragraphe 2c la concentration effective en ions chlorure 𝐶𝑙!!" = 0,15  𝑚𝑜𝑙. 𝐿!!est bien la même que celle obtenue à l’aide du dosage par la solution de nitrate d’argent

4.Concentration effective des ions fer (III) On dispose d’une solution S0 contenant des ions fer (III), en concentration 0,20 mol · L-1. • A l’aide du matériel présent sur vos tables, proposer un protocole, permettant de déterminer la concentration effective des ions fer (III) de la solution S préparée. • Mettre en œuvre ce protocole, après validation par le professeur. • Comparer la valeur obtenue avec celle obtenue au paragraphe 2c. Conclusion Comment déduire la concentration réelle des ions en solution de l’équation de dissolution d’un soluté ionique ? Réaliser une échelle de teinte avec des solutions filles de concentrations en soluté connues et comparer la teinte de la solution inconnue avec cette échelle de teinte (dans les mêmes conditions –mêmes tubes à essais et quantité identiques-) Donner un encadrement de la concentration en soluté de la solution inconnue La concentration effective des ions fer III de la solution inconnue est identique à la concentration en soluté de la solution fille qui aura la même teinte (voir protocole ci dessous) 4.Concentration effective des ions fer (III) (protocole) • Remplir deux burettes graduées, l’une avec de l’eau déminéralisée et l’autre avec la solution S0 fournie contenant des ions fer (III), en concentration 0,20 mol · L-1. • Préparer 4 tubes à essais à l’aide des mélanges suivants :

• Homogénéiser les quatre tubes. • Remplir un tube à essais avec la solution S sur une même hauteur de solution que la gamme étalon. a) En comparant la couleur de la solution préparée avec la gamme étalon, indiquer un encadrement de la concentration effective en ion fer (III) de la solution S. b) Comparer la valeur obtenue avec la concentration c.

Numéro du mélange 1 2 3 4

Volume de solution S0 en mL 2,5 5,0 7,5 10

Volume d’eau déminéralisée en mL 7,5 5,0 2,5 0

Concentration effective [Fe3+] en mol · L-1