1ère S TP chimie nº 2 : concentration molaire effective d’une espèce en solution

Le but de ce TP est :

– préparer une solution ionique à partir d’un cristal ionique- vérifier par des réactions de précipitations les quantités d’ions formés lors de la dissolution du cristal.

– réaliser une dilution

I. Préparation de la solution de sulfate de fer (III)1. Préparer 100 mL d’une solution de sulfate de fer (III) de concentration c=3,5.10-3 mol.L-1 à partir du solide Fe2(SO4)3.

2. Rédiger en s’aidant de schémas le protocole expérimentalpour réaliser cette dissolution.

3. Ecrire l’équation bilan de la dissolution du cristal ionique. En déduire les concentrations effectives des ions présents en solution.

II. Vérificationexpérimentale des quantités d’ions fer (III) et d’ions sulfate.

1. Prélever deux fois 20 mL de la solution de sulfate de fer III que l’on placera dans 2 béchers distincts .

2. Calculerla quantité de matière en ions Fe3+ et celle en ions sulfate SO42- présents dans ces 20 mL.

3. On donne les réactions de précipitations suivantes :

• les ions Fe3+ réagissentavec les ions hydroxydes OH- en donnant un précipité marron

• les ions SO42- réagissent avec les ions baryum Ba2+ en donnant un précipité blanc.

Ecrire les équations bilan des deuxréactions de précipitations.

4. Calculer les quantités de matière à utiliser en ions OH- et en ions Ba2+ pour faire complètement réagir par précipitations les ions contenus dans les 20mL de lasolution de sulfate de fer III

5. Calculer les volumes d’hydroxyde de sodium (Na++ OH-) et de chlorure de baryum (Ba2+ + 2Cl-) pour faire complètement réagir les ions Fe3+ et SO42-. 6. Placer la solution de soude (Na++ OH-) dans une burette puis réaliser la précipitation des ions Fe3+ dans le bécher notée 1 en vous plaçant dans les conditions expérimentales de la question…