Inscription / Connexion Nouveau Sujet
exercice en dosage
140 mg d'iodate de potassium sont solubilisés dans 100 ml d'eau. On prélève 20 ml de cette solution et on ajoute 1 g de KI et 10 ml d'HCl 1N. On titre par 7,14 ml de solution de thiosulfate de sodium. Calculez la normalité et la molarité de la solution de thiosulfate de sodium.
(M: K = 39; I = 126,9 ; O = 16)
on a la quantité de KIO3 dans 20ml du solution =n(éch)/5
on a M(KIO3)=214g/mol
on a n=140*10-3/214=6.54*10-4mole
donc n1=6.54*10-4/5 =1.308*10-4 mole
on a la quantité de KI qui va reagir est : n2=1/127+39 = 6.024*10-3 mole
et la quantité d'HCl est : n3=10*1*10-3 = 0.01 mole
et on a C4*V4 = n1+n2+n3 =0.0161 mole
donc C4=0.0161/(7.14*10-3) =2.25mole/L
et N= 2.25 N
Bonsoir
Je ne voudrais pas jouer les rabat-joies mais tout de même : cela fait bien 50 ans (sans doute un peu plus) que la notion de normalité a été officiellement abandonnée et déclarée illégale par les organismes officiels chargés de normaliser les définitions à l'échelle internationale. Je ne connais pas l'âge de ton professeur et/ou l'âge de ton livre d'exercices mais franchement...
Commence par écrire l'équation de la réaction qui se produit et raisonne en moles, au moins dans un premier temps. Si vraiment cela te semble nécessaire, tu pourras toujours parler de normalité ensuite...
140 mg d'iodate de potassium sont solubilisés dans 100 ml d'eau. On prélève 20 ml de cette solution et on ajoute 1 g de KI et 10 ml d'HCl 1N. On titre par 7,14 ml de solution de thiosulfate de sodium. Calculez la normalité et la molarité de la solution de thiosulfate de sodium.
(M: K = 39; I = 126,9 ; O = 16)
on a la quantité de KIO3 dans 20ml du solution =n(éch)/5
on a M(KIO3)=214g/mol
on a n=140*10-3/214=6.54*10-4mole
donc n1=6.54*10-4/5 =1.308*10-4 mole
on a la quantité de KI qui va reagir est : n2=1/127+39 = 6.024*10-3 mole
et la quantité d'HCl est : n3=10*1*10-3 = 0.01 mole
et on a C4*V4 = n1+n2+n3 =0.0161 mole
donc C4=0.0161/(7.14*10-3) =2.25mole/L
*** message déplacé ***
Bonsoir,
Soit la quantité d'ions iodate présents dans le prélèvement de 20mL
Je préfère la notation à ta notation " n1 " parce que je la trouve plus "parlante"
Tu as calculé correctement :
Soit n(I-) la quantité d'ions iodure présents dans le prélèvement de 20mL
Ici encore ton calcul est exact : n(I-) = n(KI) = 6,028*10-3 mol ( en prenant 126,9g/mol comme masse molaire de l'élément Iode)
Mais ensuite, et avant le dosage il se produit en milieu acide une réaction d'oxydo-réduction entre les ions iodates et les ions iodures.
Les couples concernés sont
On a introduit l'acide chlorhydrique (en excès) pour que le milieu soit acide.
Il faut écrire l'équation de cette réaction, rechercher le réactif limitant, en déduire la quantité de diiode formée car c'est ce diiode qui sera ensuite titré par 7,14 ml de solution de thiosulfate de sodium de concentration inconnue.
*** message déplacé ***
on a 3*(I2+2é = 2I-)
I-+3H2O =IO3-+6H++6é
Donc la reaction sera 3I2+3H2O = IO3- +6H++5I-
on a x(I-)=n(I-)/5 =1.2056*10-3mol
x(IO3-)=n(IO3-)=1.308*10-4 mol
x(H+)=n(H+)/6 =1.67*10-3mol
donc n(I2) = x(I-)+x(H+)+x(IO3-)/3 =0.14 mol
*** message déplacé ***
désolé je fais un erreur de calcul pour n(I2)
n(I2)=1.002*10-3 mol
donc n(I2) =C(Na2S2O3 ) * V(Na2S2O3 )
donc C(Na2S2O3 ) =n(I2) / V(Na2S2O3 ) =0.14 mol/L
*** message déplacé ***
Bonjour,
Tout d'abord tu as inversé les réactifs et les produits.
L'équation de la réaction est donc :
IO3- +5I-+6H+ = 3I2+3H2O
Ensuite tu n'as pas trop l'air de savoir gérer le calcul de l'avancement maximum et l'identification du réactif limitant.
On dresse un tableau d'avancement. (Je n'ai pas rempli les cases concernant H+ car on peut repérer facilement que cette espèce est en excès, mais rien n'empêche de le faire)
La réaction est totale, donc une fois terminée on a :
Soit (1,31.10-4) - xmax = 0
Soit (6,02.10-3) - 5xmax = 0
C'est la plus petite des deux valeurs de xmax qui correspond à l'avancement maximal et permet en même temps de repérer le réactif limitant.
Ayant trouvé xmax (je te laisse le soin de le faire) tu en déduis, toujours grâce au tableau d'avancement la quantité de diiode formée.
Ce diiode sera ensuite titré par le thiosulfate.
*** message déplacé ***
Bonjour à tous,
@amine2017 : le double-post est strictement interdit sur le forum, que je ne t'y reprenne plus 
...
la FAQ du forum
) :
Bonjour monsieur odbugt1
on sait que le reactif limitant correspond à la plus petite valeur du xmax
et on a la plus petite valeur de xmax est 1.31*10-4 mol . Donc le réactif limitant c'est IO3-
voila maintenant on passe pour déterminer la quantité de I2 qui va réagi avec Na2S2O3
On a n(I2)=3xmax=3*1.31*10-4=3.93*10-4mol
maintenant on passe pour le dosage . On a la réaction du dosage est comme suit :
I2+2S2O32- = 2I- +S4O62-
donc à partir de la reaction j'ai conclus que n(S2O32-)=2n(I2)
donc : n(S2O32-) =7.86*10-4mol
et on a : n(S2O32-)= C(S2O32-) * V(S2O32-)
Donc : C(S2O32-) = 0.11 mol/L
et on a N=p*C =1*0.11mol/L = 0.11 mol/L
D'accord avec toi jusqu'au calcul de la molarité de la solution de thiosulfate.
En ce qui concerne la normalité :
Cette notion a été officiellement abandonnée depuis plusieurs dizaines d'années.
Mais, conservatisme aidant, on la retrouve encore qui traîne ça et là.
Elle présente, notamment en oxydo-réduction, un défaut majeur :
Une même solution peut avoir des normalités différentes selon l'usage qui en est fait.
Exemple classique : Une même solution oxydante molaire de KMnO4 :
- a une normalité de 5N dans le processus MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O
- a une normalité de 3N dans le processus MnO4- +4H+ + 3e-= MnO2 + 2H2O
Pour t'aider à répondre autre chose que ce que je viens d'exposer :
Il fût une époque révolue ou on définissait la normalité d'une solution réductrice comme le nombre de moles d'électrons susceptibles d'être libérés par un litre de cette solution.
Annuler
connectez vous