TP 5 : Complexes

Groupe 9
Luca MAILLARD
[email protected]
TP5: Complexes
5 Octobre 2007
Quentin VEROLET
[email protected]
TP 5 : Complexes
1. Resumé
Ce TP nous montre les mécanismes essentiels des réactions de complexation et permet de
titrer les concentrations en ions calcium et magnésium de solutions synthétisées et d’un extrait
de roche naturelle.
2. Introduction
Ce TP est une introduction aux réactions de complexation. Nous allons donc former des
complexes et essayer de trouver leur formule théorique.
Par plusieurs titrages, nous allons comprendre que certains indicateurs sont sélectifs et
détectent seulement un ion métallique, en l’occurrence le Ca++, et que d’autre ne le sont pas et
peuvent détecter plusieurs ion métallique (Ca++ et Mg++).
Une fois cela compris, il est alors possible de doser la concentration des ions Ca++ et Mg++ et
de connaître leur concentration massique dans une pierre calcaire inconnue.
3. Illustration des réactions de complexation
3.1 Manipulations
Pour cette expérience, nous devons préparer 8 solutions de ions de métaux d’un volume de
20 mL et de concentration 0.1 M à partir de sels. Selon la formule :
M mol ∗ V ∗ MM
L
1. nitrate de cuivre (II) Cu(NO3)2
2. nitrate de chrome (III) Cr(NO3)3
3. nitrate d’aluminium Al(NO3)3
4. nitrate de cobalt Co(NO3)2
5. nitrate de calcium Ca(NO3)2
6. nitrate de magnésium Mg(NO3)2
7. nitrate de fer (III) Fe(NO3)3
8. sulfate de fer (II) FeSO4
g
mol
= Masse(g )
m théorique
m pesé
0.483 g
0.8 g
0.75 g
0.582 g
0.472 g
0.5126 g
0.8 g
0.555 g
0.47 g
0.77 g
0.75 g
0.58 g
0.46 g
0.49 g
0.78 g
0.56 g
1
Ainsi que 4 solutions de ligands de 50mL et de concentration 0.2M a partir de sels ou de
solutions plus concentré. Selon la formule :
Vinitial = V final ∗
C final
Cinitial
1. Ammoniaque NH3
2. Thiocyanate de potassium KSCN
3. Ethylènediamine H2N-CH2-CH2-NH2
4. Hydroxyde de sodium NaOH
2.5 mL de NH3 4M
m théorique = 0.97 m pesé = 0.98
7.5mL de solution 60g/mol
2.4mL de NaOH 4.14M
On prendra ensuite 1mL de chaque solution de ions de métaux a qui l’on rajoute par 4 étapes
successives chaque solution de ligand étape 1 = 1ml de ligand
étape 2 = 1ml de ligand
étape 3 = 3ml de ligand
(seulement pour le ligand NaOH)
étape 4 = 0.5 ml de ligand
3.2 Résultats
1er
aj.
Métaux
Couleur initiale
Ligands
Cu(NO3)2
bleu
Cr(NO3)2
noir
Al(NO3)3 Co(NO3)2
incolor
rose
Ca(NO3)2 Mg(NO3)2 Fe(NO3)3
FeSO4
incolor
incolor
orange,jaune jaune-clair
NH3
KSCN
p. bleu
jaune
/
/
vert
/
/
/
/
/
p. orange
rouge sang
Ethylènediamine
violet
vert
rouge
p.vert
pâle
p. blanc
orange clair /
/
p. orange
NaOH
p.bleu
p.bleu
foncé
jaune
vert
/
p.bleu-vert
/
p. blanc
p, orange
p.blanc
/
p.vert
/
/
/
trouble
/
p. brun
rouge sang
p. blanc
trouble
p. brun
p. blanc
p, brun
2e aj. NH3
KSCN
Ethylènediamine
violet
p. vert
rouge
p.vert
pâle
NaOH
p. bleu
p. vert
p. blanc
orange
/
p.
jaune
/
brun
bleu
jaune
p.vert
rouge
p. blanc
/
p. vert
/
/
/
trouble
/
p. brun
rouge sang
violet
p. vert
p. blanc
orange
/
trouble
p. brun
p. bleu
p.bleu
vert
vert
/
/
p. brun
p. brun
/
/
p. blanc
p. blanc
p, brun
p. brun
3e aj. NH3
KSCN
Ethylènediamine
NaOH
4e aj. NaOH
/ = pas dechangement par rapport a la couleur initial
p. = précipité
2
p.
vert
sombre
orange
p.
vert
sombre
p.
vert
sombre
p.
vert
sombre
orange
p.
vert
sombre
p.
vert
sombre
p.
vert
sombre
orange-clair
p.
vert
sombre
p.
vert
sombre
/
3.3 Réactions
1. Nitrate de cuivre (II)
A.
B.
C.
D.
Cu(NO3)2 + H2O → Cu2+ + 2 NO3- + H2O
Milieu neutre :
Cu(NO3)2 + 2 NH3 + 2 H2O → Cu(OH)2 (s) + 2 NH4+ + 2 NO3Milieu basique :
Cu(NO3)2 + 3 OH- → [Cu(OH)3]- + 2 NO3Cu2+ + 6 SCN- → [Cu(SCN)6]4Cu2+ + 3 en → [Cu(en)3]2+
Cu2+ + 2 OH- → Cu(OH)2 (s)
2. Nitrate de chrome (III) Cr(NO3)3 + 6 H2O → [ Cr(H2O)6]3+ + 3 NO3A.
B.
C.
D.
Cr3+ + 6 NH3 → [Cr(NH3)6]3+
Cr3+ + 6 CN- → [Cr(CN)6]32 Cr3+ + 3 NH2-CH2-CH2- NH2 + 12 H2O → 2 Cr(OH)3 (s) + 3 C2H6 + 6 NH4+ + 6H2O
Milieu peu basique : Cr3+ + 3 OH- → Cr(OH)3 (s)
Milieu basique :
Cr3+ + 3 OH- → [Cr(OH)4]-
3. Nitrate d’aluminium
A.
B.
C.
D.
Al3+ + 6 NH3 → [Al(NH3)6]3+
ne réagit pas
Al3+ + 3 en + 12 H2O → 2 Al(OH)3 (s) + 3 C2H6 + 6 NH4+
Milieu un peu basique : Al3+ + 3 OH- → Al(OH)3 (s)
Milieu basique : Al(OH)3 (s) + 4 OH- → [ Al(H2O)4]- + 3 OH-
4. Nitrate de cobalt (II)
A.
B.
C.
D.
Al(NO3)3 + H2O → Al3+ + 3 NO3- + H2O
Co(NO3)2 + H2O → Co2+ + 2 NO3- + H2O
Milieu neutre : Co2+ + NH3 + H2O → Co2+ + NH4+ + OHMilieu basique : Co2+ + 2 OH- → Co(OH)2 (s)
ne réagit pas
Co2+ + 3 en → [Co(en)3]2+
Co2+ + 2 OH- → Co(OH)2 (s)
5. Nitrate de calcium
Ca(NO3)2
Aucune réaction
6. Nitrate de magnésium
A. C. et D.
B.
Mg2+ + 2 OH- → Mg(OH)2
ne réagit pas
7. Nitrate de fer (III)
A. C. et D.
B.
Mg(NO3)2
Fe(NO3)3 + H2O → Fe3+ + 3 NO3- + H2O
Fe3+ + 3 OH- → Fe(OH)3 (s)
Fe3+ + 6 CN- → [ Fe(CN)6]3-
3
8. Sulfate de fer (II)
A. C. et D.
B.
FeSO4 + H2O → Fe2+ + SO42- + H2O
Fe2+ + 2 OH- → Fe(OH)2 (s)
Fe2+ + 6 CN- → [ Fe(CN)6]4-
3.4 Discussion
Les réactions de complexation sont assez simples à réalisées, car certains métaux ont les
même comportements.
Cela est visible sur le tableau où l’on retrouve les mêmes fréquences de changement de
couleur et de formation de précipité
La stœchiométrie de certains complexes a été parfois difficile à définir.
Nous pourrons aussi noter et les passage entre un complexe aqueux à un complexe hydroxyle
en fonction du pH en passent par un précipité solide pour un pH neutre
4. Synthèse d’un complexe de cobalt
Il s’agit ici d’un complexant oxalate – aussi appelé diméthylglyoxime – (issu de l’acide
oxalique, H2C2O4) associé au cation cobalt (Co2+) issu d’une solution de chlorure de cobalt
(II) hexahydraté (CoCl2 • 6 H2O).
Préparation des solutions :
Solution d’acide oxalique
Il faut prendre env. 1.3 g d’acide oxalique dihydraté (H2C2O4 • 2 H2O) auxquels on ajoute 5
mL d’ammoniaque (NH3) 4 M et 100 mL d’eau distillée. Après dissolution, le pH devrait être
supérieur à 7.
Solution de chlorure de cobalt hexahydraté
Sel de base : CoCl2 • 6 H2O
Masse à prélever = 2.4 g
V = 100 mL
c = 24 g/L
Au moyen d’une burette, on ajoute la solution de chlorure de cobalt hexahydraté à la solution
d’acide oxalique, goutte à goutte.
Le mélange réactionnel est refroidi dans un bain de glace et forme un précipité couleur crème.
Ce précipité est filtré sous vide, puis lavé et enfin séché une journée dans un dessicateur.
Le dessicateur étant en changement de sillicagel, le précipité a été placé dans une étuve pour
être pesé plus tard.
Réaction :
H2C2O4 + 2 NH3 → C2O42- + 2 NH4+
C2O42- + Co2+ + 2 Cl- → Co(C2O4) + 2 Cl-
4
Résultats :
Préparation de l’acide oxalique dihydraté : masse pesée = 1.3070g
pH de la solution après ajout de 5mL d’ammoniac 4M + 100mL d’eau : > 7
100 mL de solution de chlorure de cobalt hexahydraté
Discussion :
Dans cette expérience la précision n’est pas très importante. On remarque l’or de la filtration
une grande quantité de précipité de couleur blanc cassé. N’étant pas encor sec il a été placer
dans une étuve et sa masse na pas encore pu être déterminé. Le précipiter se forme selon la
formule suivante :
5. Titrages du calcium et du magnésium par EDTA
Préparation d’un litre de solution d’EDTA 0.005 M à partir du sel Na2C10H14N2O8 _ 2
H2O.
Il faut d’abord sécher environ 2 g du sel pendant une heure à 80°C et le refroidir dans un
dessicateur.
Prendre ensuite 1.9 g (pesé = 1.9270) du sel et le dissoudre dans env. 300 mL d’eau. L’ajout
de quelques gouttes de NaOh 4 M est nécessaire pour ajuster le pH à 9-10, ce qui est
important pour que la réaction de complexation ait lieu. La solution est transférée dans un
ballon jaugé et complété à 1L.
Cette solution de concentration 0.00518 M est ensuite filtrée sur Büchner et stockée dans un
flacon plastique étiqueté.
On prépare ensuite un tampon ammoniacal 2 M à pH 10. Pour cela, on mélange 100 mL
d'ammoniac NH3 4 M et 40 mL de HCl 4 M, puis on complète le volume à 250 mL.
On prépare les deux solutions à titrer.
La première est une solution de chlorure de magnésium MgCl2·6H20. On prépare la solution à
partir d'environ 0.5 g du sel, que l'on pèse précisément. On dissout le sel dans quelques mL
d'eau et on complète le volume à 250 mL. On calcule ensuite précisément la concentration de
la solution préparée à partir de la masse de sel pesée.
On prépare ensuite la deuxième solution à titrer. Il s'agit d'une solution standard de calcium,
préparée à partir d'environ 0.25 g de carbonate de calcium CaCO3 pesé précisément et
préalablement séché durant une heure à l'étuve à 120°C. On ajoute au sel environ 15 à 20 mL
d'eau déminéralisée et on chauffe la solution à 60°C sur une plaque chauffante. On ajoute du
HCl 4 M goutte à goutte jusqu'à dissolution totale du sel. On complète le volume à 250 mL et
on calcule la concentration précise de la solution à l'aide de la masse de sel pesée.
On effectue ensuite les analyses suivantes :
•
Analyse du magnésium
On prélève exactement 10 mL de la solution de magnésium dans un bécher de 100 mL. On
ajoute également 10 mL de la solution de tampon ammoniacal et 10 mL d'eau déminéralisée
5
ainsi que 5 gouttes d'indicateur noir d'ériochrome T. On titre ensuite cette solution avec celle
d'EDTA préparée. Le point d'équivalence est donné par l'indicateur qui vire du violet/rose au
bleu. On répète cinq fois la mesure
•
Analyse du calcium
On prélève 10 mL de la solution de calcium à laquelle on ajoute 1 mL de NaOH 4 M. On
laisse reposer la solution cinq minutes avant d'ajouter l'indicateur HHSNN. On titre ensuite la
solution avec l'EDTA. Le point d'équivalence est signalé par le changement de couleur de
l'indicateur, qui vire du rouge/violet au bleu. On répète cinq fois la procédure.
•
Titrage du magnésium avec le HHSNN
On fait ensuite un titrage d'une solution préparée de la même façon, mais on remplace la
solution de calcium par celle de magnésium.
•
Analyse sélective du calcium et du magnésium.
Avec le rapport 10 mL Mg et 5 mL Ca
On effectue ensuite une série de titrages avec la même procédure que précédemment, sauf que
l'on met des proportions différentes de magnésium et de calcium dans les solutions. C'est à
dire que l'on prépare les solutions suivantes :
-10 mL de solution de magnésium + 5 ml de solution de calcium, indicateur noir
d'ériochrome T
-10 mL de solution de magnésium + 5 mL de solution de calcium, indicateur HHSNN
Avec le rapport 10 mL Ca et 5 mL Mg
-5 mL de solution de magnésium + 10 mL de solution de calcium, indicateur noir
d'ériochrome T
-5 mL de solution de magnésium + 10 mL de solution de calcium, indicateur HHSNN.
3.4 Analyse d'une pierre calcaire :
Nous avons sélectionné une petite pierre de l'échantillon N°1. On sélectionne la pierre en
versant un peu d'acide chlorhydrique dessus. Si la pierre est calcaire (c'est à dire si elle est
composée en partie de CaCO3 ou MgCO3) on observera un dégagement gazeux identifiable
par la production de petites bulles à la surface de la roche. La réaction suivante se produit :
2+
CaCO 3?s?? 2HCl?aq?? Ca?aq?? 2Cl ?aq?? H 2 O?l ?? CO 2?g?
On pèse précisément environ 0.5 gde poudre de pierre. On place cette poudre dans un bécher
et on y ajoute quelques mL de HCl 4 M afin de la dissoudre. On chauffe ensuite lentement la
solution sous la chapelle et on laisse refroidir quelques minutes afin de transformer les
carbonates en gar carbonique. On filtre ensuite la solution obtenue sur un Büchner et on rince
le filtre avec beaucoup d'eau déminéralisée. On transfert ensuite le filtrat dans un ballon jaugé
de 250 mL et on complète le volume jusqu'au trait.
Afin de déterminer la concentration des ions Ca2+ et Mg2+ dans notre solution, on effectue des
titrations à l'EDTA selon la même procédure qu'auparavant. Titrer avec l'indicateur HHSNN
nous donnera la concentration des ions Ca2+ et titrer avec le noir d'ériochrome T nous donnera
la concentration totale des ions Ca2+ et Mg2+ en solution. On effectue trois mesures pour
6
chaque type de titration et on détermine ensuite la fraction massique du CaCO3 et MgCO3
dans notre échantillon grâce aux concentrations déterminées.
Note : pour le titrage avec l’ériochrome T, l’ajout de 2 mL de solution de Magnésium a été
nécessaire.
7
4.3 Titrage du calcium et du magnésium par EDTA
Préparer une solution d’1L d’EDTA a environ 0.005M Masse peseé = 1.9270g
Concentration exacte : c =
m
1.927
=
= 0.00518 M
MM ∗ V 372 ∗ 1
Analyse du magnésium
•
Préparer une solution de 250 mL de magnésium a environ 0.1M Masse pesé = 0.5008g
Concentration exacte : c =
m
0.5008
=
= 0.00986 M
MM ∗ V 0.25 ∗ 203.2
Tableau du titrage
Numéros
1
2
3
4
5
Vol
(mL)
17.7
17.5
18
17.6
18
EDTA
C (EDTA)
0.00518
0.00518
0.00518
0.00518
0.00518
Vol Mg (mL)
10
10
10
10
10
C Mg
0.00917
0.00907
0.00932
0.00912
0.00932
Moyenne
Ecart-type
CV
Erreur relative
0.00920
0.00012
0.01296
1.29627
C théorique
0.00986
Analyse du calcium
•
Note : L'ajout du HCl a entrainé la réaction suivante :
2+
2-
2+
-
Ca?aq?? CO 3?aq?? 2HCl?aq?? Ca?aq?? 2Cl ?aq?? H 2 O?l ?? CO 2?g?
On a donc production de gaz carbonique CO2.
Préparer une solution de 250 mL de calcium a environ 0.1M Masse pesé = 0.2509g
Concentration exacte : c =
m
0.2509
=
= 0.01M
MM ∗ V 100 * 0.25
8
Tableau du titrage
Numéros
1
2
3
4
5
•
Vol
(mL)
18.7
19.3
19.5
19
19.3
EDTA
C (EDTA)
0.00518
0.00518
0.00518
0.00518
0.00518
Vol Ca (mL)
10
10
10
10
10
C Ca
0.00969
0.01000
0.01010
0.00984
0.01000
Moyenne
Ecart-type
CV
Erreur
relative
0.00992
0.00016
0.01634
C théorique
0.01000
1.63387
Titrage du magnésium avec le HHSNN
Il n’y a pas de virage de l’indicateur.
•
Analyse sélective du calcium et du magnéium.
Avec le rapport 5 mL Mg et 10 mL Ca
Avec méthode Mg
Numéros
1
2
3
Vol
(mL)
28
28.1
28.2
Indicateur d'Eriochrome
T.
5(mL) Mg + 10 (mL) Ca
EDTA C
(EDTA)
0.00518
0.00518
0.00518
Vol Solution
C MgCO3 et CaCO3
(mL)
15
0.00967
15
0.00970
15
0.00974
Moyenne
Ecart-type
CV
Erreur relative
0.00970
0.00003
0.00356
0.35587
C théorique
0.0086
9
Avec méthode Ca
Numéros
1
2
3
Vol
(mL)
19.1
19.2
19.3
•
EDTA C
(EDTA)
0.00518
0.00518
0.00518
Vol
(mL)
27.6
27.4
27.5
Avec méthode Ca
Numéros
1
2
3
5(mL) Mg + 10 (mL) Ca
Vol Solution
(mL)
C CaCO3
15
0.00660
15
0.00663
15
0.00666
Moyenne
Ecart-type
CV
0.00663
0.00003
0.00521
Erreur relative
C théorique
C Mg
0.00307
0.00307
0.00307
0.00307
0.00000
0.00000
0.52083
Moyenne
Ecart-type
CV
Erreur
relative
0.00666
C théorique
0.00195
0.00000
Avec le rapport 10 mL Mg et 5 mL Ca
Avec méthode Mg
Numéros
1
2
3
Indicateur HHSNN
Vol
(mL)
10.3
9.7
9.9
Indicateur d'Eriochrome
T.
10(mL) Mg + 5 (mL) Ca
EDTA C
(EDTA)
0.00518
0.00518
0.00518
Vol Solution
C MgCO3 et CaCO3
(mL)
15
0.00953
15
0.00946
15
0.00950
Moyenne
Ecart-type
CV
Erreur relative
0.00950
0.00003
0.00364
0.36364
C théorique
0.0099
Indicateur HHSNN
EDTA C
(EDTA)
0.00518
0.00518
0.00518
10(mL) Mg + 5 (mL) Ca
Vol Solution
C CaCO3
(mL)
15
0.00356
15
0.00335
15
0.00342
Moyenne
Ecart-type
CV
0.00344
0.00011
0.03065
Erreur relative
C théorique
4.4 Analyse d’un échantillon naturel
10
C Mg
0.00597
0.00611
0.00608
0.00605
0.00007
0.01187
3.06527
Moyenne
Ecart-type
CV
Erreur
relative
0.00333
C théorique
0.00657
1.18726
• Analyse d’une pierre calcaire
Avec méthode Mg
Indicateur noire d'Eriochrome T.
Numéros
1
2
3
C (EDTA)
0.00518
0.00518
0.00518
Vol EDTA (mL)
40.9
40.7
40.8
Avec méthode Ca
Indicateur HHSNN
Numéros
1
2
3
C
(EDTA)
0.00518
0.00518
0.00518
Vol EDTA (mL)
38.2
38
37.7
Vol Solution (mL)
10
10
10
C Mg et Ca
0.02119
0.02108
0.02113
Moyenne
Ecart-type
CV
Erreur relative
0.02113
0.00005
0.00245
0.24510
Vol Solution (mL)
10
10
10
C Ca
0.01979
0.01968
0.01953
Moyenne
Ecart-type
CV
0.01967
0.00013
0.00663
Erreur relative
0.66285
On peut calculer la fraction massique
yCaCO3 =
MM CaCO3 ∗ cCa + + ∗ Vtot
mtot
yCaCO3 =
100 * 0.01967 * 0.25
=
0.5247
yMgCO3 =
84 * 0.0014 * 0.25
=
0.5247
0.93 = 93%
0.056 = 5.6%
11
C Mg
0.00140
0.00140
0.00161
Moyenne
Ecart-type
CV
Erreur
relative
0.00147
0.00012
0.08151
8.15083
5. Discussion
5.1 illustration des réactions de complexion
5.2 Synthèse d’un complexe de cobalt
5.3 Titrage du calcium et du magnésium par EDTA
•
Réaction Metal et EDTA
Appelons le métal (Me) et l’EDTA (YH4)
En solution basique (c’est la raison de l’ajout de tampon ammoniacal pour le magnésium et de
NaOH pour le calcium)
YH4 + OH- _ Y4- + H2O
Réaction de complexation
Me2+ + Y4- _ [MeY]2La stoechiométrie de réaction est donc de 1 :1 pour le nombre de mole.
Mais il faut aussi tenir compte des concentrations qui sont de environ 2 :1 respectivement
métal : EDTA.
Equation
VEDTA = VMe 2 + ∗
C Me 2 +
C EDTA
VEDTA = VMe 2 + ∗ 2
Le volume du métal étant connu (10 mL) il faudra environ 20 mL d’EDTA pour atteindre le
point de virage.
Au premier abord, les résultats concordent.
Pour calculer la concentration en métal nous utilisons la formule :
C Me 2 + = VEDTA ∗
C EDTA
VMe 2 +
Nous trouvons une concentration moyenne de 0.0092 pour la magnésium comme pour le
calcium. Ce qui est proche des concentrations théoriques (0.00986 Mg ; 0.01 Ca)
12
Nous pouvons remarquer que l’écart entre la valeur trouvée expérimentalement et
théoriquement n’est pas très élevé si l’on tient compte de la difficulté à se mettre d’accord sur
le point de virage pour le ériochrome T (magnésium). En ce qui concerne le HHSNN
(calcium) il a tendance a redevenir violet alors qu’on croyait le point de virage atteint. Ce qui
rend le titrage plus long et imprécis.
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Titrage du magnésium avec le HHSNN
Ce « titrage » nous montre bien la différence qui existe entre les deux indicateurs :
Bien que la réaction de complexation ait lieu, le HHSNN, étant sélectif, marche pour le
calcium, mais pas pour le magnésium. C’est pourquoi il n’a pas de changement de couleur.
Tandis que l’ériochrome T marche pour les deux.
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Analyse sélective du calcium et du magnésium
Nous remarquons dans cette expérience que l ériochrome T n’est pas sélectif car la
concentration titrée est égale à la concentration théorique totale. Alors qu’avec le HHSNN et
nous voyons que la concentration titrée est égale uniquement à la concentration en calcium.
Nous pouvons donc calculer la concentration en magnésium et déduisant la concentration en
calcium titrée avec HHSNN à la concentration totale titrée avec l’ériochromeT.
Les résultats sont dans l’ensemble assez proches des valeurs théorique, sauf pour le premier
titrage à l’ériochrome T où nous avons dépassé le point de virage, car le niveau de bleu du
virage est dur à définir et a induit un écart de 1 mmol/L avec la concentration théorique.
5.4 Analyse d’un échantillon naturel
Le titrage de la solution de la pierre dissoute nous permet de calculer précisément la
concentration en Ca2+ et Mg2+ dans celle-ci. Cependant pour le titrage avec l’ériochrome T.
un ajout de 2 mL de solution de magnésium a du être nécessaire pour amélioré le virement de
couleur. 2mL de solution étant égale a 3.8 mL ETDA, on a donc soustrait ses 3.8 mL a notre
valeur d’ETDA trouver expérimentalement. En suite le calcule de la fraction massique nous
donne la quantité en % de la teneur en Mg2+ et Ca2+. On remarque que la teneur en Mg2+ est
très faible se qui explique pourquoi nous avons du en rajouter avant la titrage.
6. Conclusion
Ce TP nous a permis :
1. De nous familiariser avec les réactions de complexation et leur sensibilité au pH de la
solution et à leur variation de couleur.
2. D’observer la précipitation d’un complexe en milieu neutre.
3. De titrer les concentration en ions de métaux alcalino-terreux (Ca2+ et Mg2+) de
différentes solutions (synthétisées ou d’extrait naturel)
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4. De comprendre les mécanismes de sélection des indicateurs afin de pouvoir mesurer
certaines concentrations (Mg) par différences entre deux titrages.
5. De développer une méthode rapide d’analyse de la composition d’une roche (avec de
l’acide chlorhydrique) et de déterminer à l’aide des concentrations trouvées
expérimentalement la fraction massique de calcium et magnésium d’un échantillon de
roche naturelle.
Annexe : Photos des réactions
Nitrate de cuivre (II)
nitrate de fer (III)
Sulfate de fer (II)
nitrate de chrome (II)
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