Aurélie jan 04

acide propanoïque - solubilité et complexation -

cinétique d'une réaction de complexation - dosage électroargentimétrique

- autour du fluor

d'après bac STL CLPI juin, septembre, Antilles 2003

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dosage d'une solution d'acide propanoïque juin 03

Dans un volume Va = 50,0 mL d'une solution aqueuse A d'acide propanoïque de concentration molaire Ca = 0,20 mol.L-1, on ajoute progressivement une solution aqueuse B d'hydroxyde de sodium de concentration Cb = 0,10 mol.L-1.

  1. Etude de la solution A.
    - Ecrire l'équation de la réaction de l'acide propanoïque avec l'eau.
    - Calculer le pH de la solution d'acide propanoïque. Toutes les relations utilisées seront justifiées.
  2. Etude de la solution à l'équivalence du dosage.
    - Ecrire l'équation de la réaction de dosage.
    - Indiquer si la solution obtenue à l'équivalence est acide, basique ou neutre. La réponse est à justifier sans calcul.
    - Calculer le volume Ve de solution B d'hydroxyde de sodium versé pour atteindre l'équivalence.
  3. Etude de la solution S obtenue à la demi-équivalence du dosage.
    - Faire l'inventaire des espèces chimiques majoritaires présentes dans la solution S.
    - Ecrire la relation entre [C2H5COO-] et [C2H5COOH], dans la solution S, sans tenir compte de la réaction de ces espèces avec l'eau ; en déduire le pH de la solution S.
    - Préciser le nom et les propriétés de cette solution.
    - Il est possible de réaliser une solution de même pH que la solution S en mélangeant deux solutions parmi celles proposées dans le tableau ci-dessous, en utilisant les concentrations et les volumes indiqués.
    Solution 1
    Propanoate de sodium
    C1 = 0,05 mol./L
    Volume V1 = 1,00 L
    Solution 2
    Hydroxyde de sodium
    C2 = 0,05 mol./L
    Volume V2 = 0,50 L
    Solution 3
    Acide chlorhydrique
    C3 = 0,05 mol./L
    Volume V3 = 1,00 L
    Solution 4
    Acide chlorhydrique
    C4 = 0,05 mol/.L
    Volume V4 = 0,50 L
    Données (à 25 °C) Produit ionique de l'eau : pKe = 14,0

Constante d'acidité du couple C2H5COOH/ C2H5COO- : pKa = 4,9 


corrigé
C2H5COOH + H2O = C2H5COO- + H3O+.

conservation de l'élément carbone : [C2H5COO-] + [C2H5COOH] = Ca = 0,2

constante d'acidité : Ka = [C2H5COO-] [H3O+] / [C2H5COOH]=10-4,9 = 1,26 10-5.

d'après l'équation ci-dessus : [C2H5COO-] = [H3O+]

l'acide est peu dissocié dans l'eau : [C2H5COO-] négligeable devant [C2H5COOH] et [C2H5COOH] = 0,2 mol/L

[C2H5COO-] [H3O+] / [C2H5COOH] proche de [H3O+]2 / Ca = 1,26 10-5

[H3O+]2 = 1,26 10-5 * 0,2 = 2,51 10-6.

[H3O+] =1,58 10-3 mol/L et pH= -log 1,58 10-3 = 2,8.

l'approximation [C2H5COO-] négligeable devant [C2H5COOH] était justifiée.


dosage :C2H5COOH + HO- = C2H5COO- + H2O

à l'équivalence : solution de propanoate de sodium ; la solution contient une base, l'ion C2H5COO- , le pH est donc basique

la quantité de matière d'acide et la quantité de matière de soude ajoutée à l'équivalence sont en proportions stoechiométriques CaVa=CbVe soit Ve = 0,2*50 10-3 / 0,1 = 0,1 L.


à la demi-équivalence la moitié de l'acide présent initialement est consommé et il s'est formé ½CaVa mol d'ion propanoate.

la solution contient un couple acide base C2H5COOH/ C2H5COO- tel que [C2H5COOH]=[ C2H5COO-] ; le pH est alors égal au pKa du couple acide base soit pH=4,9.

On a une solution tampon : le pH de cette solution ne varie pas par dilution ; le pH de cette solution varie peu lors de l'ajout modéré d'une base ou d'un acide forts.

mélanger les solutions 1 et 4 :

la solution 1 apporte initialement 50 mmol d'ion propanoate et la solution 4 apporte initialement 25 mmol d'ion oxonium H3O+

Une réaction acide base se produit : C2H5COO- + H3O+ = C2H5COOH + H2O.

après réaction il reste 25 mmol d'ion propanoate et il s'est formé 25 mmol d'acide propanoïque.





solubilité et complexation

On s'intéresse à la solubilité du chromate d'argent, Ag2CrO4, dans divers milieux.

Données (à 25 °C) Masse molaire du chromate d'argent : 331,8 g.mol-1

Produit de solubilité du chromate d'argent : KS = 1,6 10-12

Constante de dissociation du complexe [Ag(NH3)2]+ : KD = 6,3 10-8

  1. Solubilité dans l'eau pure : le chromate d'argent est un composé très peu soluble dans l'eau.
    - Ecrire l'équation de la réaction traduisant la mise en solution de ce composé.
    - Donner l'expression littérale du produit de solubilité KS.
    - Calculer la solubilité s du chromate d'argent dans l'eau en g.L-1.
  2. Solubilité dans une solution aqueuse de nitrate d'argent.
    - Montrer qualitativement comment doit évoluer la solubilité s' du chromate d'argent dans une solution de nitrate d'argent par rapport à sa solubilité s dans l'eau pure.
    - Calculer la nouvelle solubilité s' (en g.L-1) du chromate d'argent dans une solution de nitrate d'argent de concentration 0,10 mol.L-1.
  3. Dissolution du chromate d'argent : une solution d'ammoniac peut dissoudre le chromate d'argent par formation de l'ion complexe [Ag(NH3)2]+.
    - Donner le nom de l'ion complexe formé en nomenclature officielle.
    - Ecrire l'équation de la réaction de l'ammoniac avec le chromate d'argent.
    - Donner l'expression de la constante de dissociation KD du complexe [Ag(NH3)2]+.
    On veut dissoudre 10,0 g de chromate d'argent dans 200 mL d'une solution S d'ammoniac. Calculer la concentration minimale nécessaire de la solution S (on ne tiendra pas compte des propriétés basiques de NH3 et on considérera que la dissolution s'effectue sans variation de volume).

     


corrigé
Ag2CrO4 solide = 2Ag+ + CrO42-.

Ks = [Ag+]2[CrO42-] ; on pose s= [CrO42-] ;

solution électriquement neutre : [Ag+] = 2 [CrO42-] d'où [Ag+] = 2 s

Ks = (2s)² s = 4 s3 = 1,6 10-12 soit s3 = 0,4 10-12

prendre la racine cubique : s = 7,35 10-5 mol/L

multiplier par la masse molaire du chromate d'argent : s= 7,35 10-5 *331,8 =2,44 10-2 g/L.


effet d'ion commun : la solution de nitrate d'argent apporte des ions argent (0,1 mol dans 1 L); Ks ne dépend que de la température et à température constante [CrO42-] va donc diminuer

s'= [CrO42-] ; [Ag+] = 2s'+0,1 voisin 0,1

Ks= [Ag+]2[CrO42-] = 0,1² s' = 1,6 10-12

s'= 1,6 10-10 mol/L ou bien s'= 1,6 10-10*331,8 = 5,3 10-8 g/L.


ion diammine argent (I)

Ag2CrO4 solide + 4 NH3 = 2[Ag(NH3)2]+ + CrO42- (1)

constante de dissociation KD associée à l'équilibre : [Ag(NH3)2]+= Ag+ +2NH3.

KD= [Ag+][NH3]2 / [[Ag(NH3)2]+]

Qté de matière de chromate d'argent : 10 / 331,8 = 3 10-2 mol

Qté de matière d'ammoniac d'après (1) : 4*3 10-2 = 0,12 mol

0,12 mol dans 0,2 L d'où [NH3]=0,12 / 0,2 = 0,6 mol/L.


cinétique d'une réaction de complexation Antilles 03

 On se propose d'étudier la réaction de complexation des ions chrome (III) par l'EDTA, en solution aqueuse maintenue à pH = 5,1.

Données (à 25 °C) :

L'EDTA est introduit sous forme de sel disodique Na2H2Y qui se dissocie totalement en ions Na+ et H2Y2- en solution.

· pKa de l'EDTA, H4Y, en solution aqueuse :

pKa1 (H4Y/H3Y-) = 2,0 ; pKa2 (H3Y-/H2Y2-) = 2,7 ; pKa3 (H2Y2-/HY3-) = 6,2 ; pKa4 (HY3-/Y4-) = 10,3

· Constante de dissociation de l'ion complexe [CrY]- : KD = 1,0 10-23.

  1. Etude des équilibres acido-basiques.
    - Sur une échelle de pH, indiquer les domaines de prédominance des espèces acido-basiques de l'EDTA en fonction du pH. Préciser l'espèce prédominante à pH = 5,1.
    - Donner les expressions des constantes Ka3 et Ka4.
    - Exprimer la concentration [Y4-] en solution en fonction des constantes d'acidité Ka3, Ka4, de la concentration en H3O+ et de la concentration [H2Y2-].
    - En admettant que la concentration [H2Y2-] est constante, égale à 0,100 mol.L-1, calculer la valeur numérique de la concentration [Y4-] en solution à pH = 5,1.
  2. Etude de la réaction de complexation : dans la solution contenant l'ion H2Y2- à la concentration de 0,100 mol.L-1, maintenue à pH = 5,1, on introduit des ions Cr3+ à raison de 3,0 10-3 mol.L-1. On admettra que la concentration [Y4-] reste constante, égale à 5,0 10-8 mol.L-1, tout au long de la réaction de complexation.
    - Donner l'expression de la constante de dissociation du complexe [CrY]-.
    - Montrer que la réaction de complexation est pratiquement totale, en calculant la concentration des ions Cr3+ à l'équilibre.
  3. Etude cinétique de la réaction de complexation : dans cette question, l'équation de la réaction est écrite sous la forme : Cr3+ + H2Y2- = [CrY]- + 2 H+ . La réaction est totale ; elle est d'ordre partiel 1 par rapport aux ions Cr3+ et d'ordre partiel 1 par rapport à H2Y2- La constante de vitesse est notée k.
    La solution contient initialement C0 = [Cr3+]0 = 3,10-3 mol.L-1 d'ions Cr3+ et [H2Y2- ]0 = 0,100 mol.L-1 d' ions H2Y2-. On suit le déroulement de la réaction, à température, volume et pH constants, de façon à déterminer la concentration en ions Cr3+ non complexés (notée C) en fonction du temps écoulé t :
    t (min)
    0
    10
    20
    30
    40
    60
    90
    120
    C (mol.L-1)
    3 10-3
    2,7610-3
    2,55 10-3
    2,35 10-3
    2,16 10-3
    1,83 10-3
    1,43 10-3
    1,12 10-3

    - Donner l'expression de la vitesse de la réaction en fonction de k, constante de vitesse, et des concentrations [H2Y2-] et [Cr3+].
    - Montrer que la concentration [H2Y2-] peut être considérée comme constante. Donner alors une expression simplifiée de la vitesse de réaction, en introduisant une constante k' égale à k[H2Y2-]0.
    - Vérifier que la loi cinétique est alors du type: log(C0/C) = k't par une méthode graphique.
    - Donner la valeur de k'. Préciser son unité. 

corrigé

à pH=5,1 , H2Y2- prédomine.

Ka3 associé à l'équilibre acide base H2Y2-+ H2O=HY3-+ H3O+ : Ka3 = [HY3-][H3O+] / [H2Y2-] (1)

Ka4 associé à l'équilibre acide base HY3- + H2O=Y4-+ H3O+ : Ka4 = [Y4-][H3O+] / [HY3-] (2)

(1) donne : [HY3-] =Ka3[H2Y2-] / [H3O+]

(2) donne : [Y4-] =Ka4[HY3-]/ [H3O+] = Ka4Ka3[H2Y2-] /([H3O+])²

[H2Y2-] = 0,1 ; [H3O+] = 10-5,1 = 7,94 10-6 mol/L ; Ka4= 10-10,3 =5 10-11 ; Ka3= 10-6,2 =6,3 10-7 ;

[Y4-] = 6,3 10-7 *5 10-11 *0,1 / (7,94 10-6)²= 5 10-8 mol/L.


[CrY]- = Y4- + Cr3+ constante associée KD =[Cr3+][Y4-] / [[CrY]-] = 10-23

[Y4-] =5,0 10-8 mol/L ; [Cr3+]*5,0 10-8 / [[CrY]-] = 10-23 ; [Cr3+] / [[CrY]-] =10-23 / (5 10-8 )= 2 10-16.

[[CrY]-] =[Cr3+] /2 10-16 = 5 1015 [Cr3+]

conservation de l'élément chrome : [Cr3+] + [[CrY]-] = 3 10-3 =[Cr3+] + 5 1015 [Cr3+] = 3 10-3;

[Cr3+] = 6 10-19 mol/L

donc la réaction de complexation est totale ( pratiquement tous les ions chrome (III) ont disparu de la solution)


vitesse de formation du complexe v= k [H2Y2-] [Cr3+].

H2Y2-est en large excès devant Cr3+ ; [H2Y2-] peut être considérée comme une constante égale à [H2Y2-]0

par suite v = k [H2Y2-]0 [Cr3+] = k'[Cr3+]

t (min)
0
10
20
30
40
60
90
120
C (mol.L-1)
C0 =3 10-3
2,7610-3
2,55 10-3
2,35 10-3
2,16 10-3
1,83 10-3
1,43 10-3
1,12 10-3
C0/C
1
1,086
1,176
1,277
1,39
1,64
2,10
2,68
log(C0/C)
0
0,036
0,07
0,106
0,142
0,215
0,32
0,43
log(C0/C)/t
xxxxxx
3,6 10-3
3,5 10-3
3,53 10-3
3,55 10-3
3,58 10-3
3,55 10-3
3,56 10-3
k'= 3,55 10-3 min-1.

la courbe est une droite, donc la loi log(C0/C) = k't est bien vérifiée



dosage électroargentimétrique

On se propose d'étudier le dosage électroargentimétrique d'une solution (S) contenant des ions chlorure et des ions iodure :

- une prise d'essai de 100,0 mL de solution (S) contenant 5,0 10-3 mol.L-1 de chlorure de potassium KCl et 5,0 10-3 mol.L-1 d'iodure de potassium KI est placée dans un bécher ;

- une électrode d'argent est plongée dans cette solution ; un dispositif permet d'en mesurer le potentiel par rapport à l'électrode standard à hydrogène ;

- on verse une solution de nitrate d'argent AgNO3 suffisamment concentrée pour considérer que le volume total est constant, et on mesure le potentiel de l'électrode d'argent.

Données (à 25 °C) : Produits de solubilité : KS1 (AgI) = 1,5 10-16 ; KS2 (AgCl) = 1,5 10-10.

Potentiel standard : E°(Ag+/Ag(s)) = 0,80 V

(RT/F).ln(x) = 0,06 log(x), en V

  1. L'électrode d'argent.
    - Donner l'expression du potentiel de l'électrode d'argent en utilisant la relation de Nernst.
    - Préciser, sans aucun calcul, dans quel sens évoluera sa valeur numérique au cours du dosage.
  2. Les réactions de précipitation :
    - Montrer que l'iodure d'argent précipite en premier.
    - Ecrire les équations des réactions ayant lieu dans la solution (S) au cours du dosage, dans l'ordre où elles se produisent.
    - Donner les expressions des constantes d'équilibre K1 et K2 de ces réactions. Calculer leurs valeurs numériques. Que peut-on en conclure ?
  3. Calculs de potentiel : on considère que la précipitation de l'iodure d'argent est terminée lorsque la concentration [I-] est égale à 0,1 % de la concentration initiale.
    - Calculer le potentiel de l'électrode d'argent lorsque la précipitation de l'iodure d'argent est terminée.
    - Calculer le potentiel de l'électrode d'argent lorsque le chlorure d'argent commence à précipiter.
    - Montrer qu'alors il est possible de doser séparément les ions iodure et les ions chlorure par précipitation.  

corrigé
potentiel de l'électrode d'argent E = E°(Ag+/Ag(s)) + 0,06 log [Ag+]

tant qu'il y a des ion iodure en solution : [Ag+] = KSI/[I-]

E = E°(Ag+/Ag(s)) + 0,06 log (KSI/[I-])

or [I-] diminue au cours du dosage ; KSI est constant à température donnée ; KSI/[I-] va augmenter ; log (KSI/[I-]) va augmenter : donc le potentiel E augmente.

tant qu'il y a des ion chlorure en solution : [Ag+] = KS2/[Cl-]

E = E°(Ag+/Ag(s)) + 0,06 log (KS2/[Cl-])

même remarque que pour les ions iodures.

lorsque Ag+ est en excès : [Ag+] augmente ; log [Ag+] aumente ainsi que le potentiel E.


KS1 étant très inférieur à KS2 , alors AgI précipite avant AgCl.

Ag+ + I- = AgI solide , constante associée : K1 = 1/ ( [Ag+]/[I-] )= 1/Ks1 = 1,5 10-16 = 6,67 1015.

Ag+ + Cl- = AgCl solide , constante associée : K2 = 1/ ( [Ag+]/[Cl-] )= 1/Ks2 = 1,5 10-10 = 6,67 109.

K1 est très supérieur à K2 : donc AgI précipite le premier et ensuite quand il n'y aplus d'ion iodure en solution AgCl commence à précipiter.


[I-]fin = 10-3 *[I-]initial = 10-3 *5 10-3 = 5 10-6 mol/L

E = E°(Ag+/Ag(s)) + 0,06 log (KSI/[I-]fin)

E1= 0,8 + 0,06 log(1,5 10-16 / 5 10-6) = 0,8 + 0,06 log(3 10-11 )= 0,8-0,63 = 0,17 V.

Lorsque le chlorure d'argent commence à précipiter : [Cl-] voisin de 5 10-3 mol/L

E = E°(Ag+/Ag(s)) + 0,06 log (KS2/[Cl-])

E2= 0,8 + 0,06 log(1,5 10-10/ 5 10-3) = 0,8 + 0,06 log(3 10-8 )= 0,8-0,45 = 0,35 V.

cette valeur est assez différente de la précédente : on peut donc doser séparément les ions chlorure et iodure par précipitation.




autour du fluor septembre 03

Données à 25 °C

· Masses atomiques (g.mol-1) : Na = 23,0 F = 19,0

· Constante d'acidité : HF/F- : pKa = 3,2

· Produit ionique de l'eau : pKe = 14,0

· Le fluor (Z=9) possède un seul isotope naturel de nombre de masse 19

  1. L'atome de fluor.
    - Indiquer la structure du noyau du nucléide.
    - Donner la structure électronique de l'atome de fluor.
    - En déduire sa place (période et colonne) dans la classification périodique des éléments à 18 colonnes. Préciser la famille à laquelle appartient cet élément.
  2. Le fluorure d'hydrogène et le fluorure de sodium.
    - Le fluorure d'hydrogène gazeux se dissout dans l'eau en toutes proportions. A 25 °C, on considère une solution (A) d'acide fluorhydrique à 0,1 mol/L.
    - Ecrire l'équation bilan de la réaction de l'eau avec le fluorure d'hydrogène.
    - Calculer le pH de la solution (A). Justifier les approximations faites.
    - On prépare une solution (B) en dissolvant 2,1 g de fluorure de sodium dans 250 mL d'eau. Calculer la concentration molaire de cette solution.
    - On mélange 150 mL de la solution (A) avec 100 mL de la solution (B). Comment appelle-t-on la solution (C) obtenue ? Quelles sont ses propriétés ? Calculer le pH de la solution (C).

OXYDO-REDUCTION ET COMPLEXATION

Données à 25 °C

· Produit ionique de l'eau : pKe = 14,0

· Sel de Mohr : FeSO4,(NH4)2SO4, 6 H2O Alun ferrique : Fe2(SO4)3,K2SO4, 4 H2O

· Potentiel standard : E°(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V

· RT/F ln x = 0,06 lg x, en V

On se propose de déterminer la constante de dissociation (Kd) du complexe [FeF]2+. Pour cela on réalise les deux demi-piles suivantes :

Demi-pile n°1 : une lame de platine plongeant dans une solution aqueuse contenant des ions Fe3+ et Fe2+ à la même concentration, 1,0 10-2 mol.L-1 pour chacune de ces espèces.

Demi-pile n°2 : une lame de platine plongeant dans 100 mL de solution aqueuse contenant 1,0 10-3 mol de sel de Mohr et 5 10-4 mol d'alun ferrique à laquelle on ajoute 1,0 10-2 mol d'ions fluorure, sans variation de volume.

On suppose que seul l'ion complexe [FeF] 2+ est formé.

  1. Faire un schéma annoté de la pile constituée par les deux demi-piles. Le pôle positif correspond à l'électrode n° 1.
  2. Etude de la demi-pile n°1
    - Donner l'expression littérale du potentiel E1 de la demi-pile n°1. Calculer E1.
  3. Etude de la demi-pile n°2
    - Calculer les concentrations molaires en Fe2+ et Fe3+ avant l'introduction des ions F-.
    - Préciser le nom du complexe [FeF]2+.
    - La force électromotrice de la pile ainsi constituée est 0,25 V. Calculer le potentiel E2 de la demi-pile n°2. En déduire la concentration molaire en ions Fe3+ non complexés de la solution de la demi-pile n°2. Donner l'expression littérale de la constante de dissociation Kd du complexe [FeF]2+. Calculer Kd

     


corrigé
La structure du noyau de fluor : Z=9 donc 9 protons positifs

A= 19 donc 19-9=10 neutrons.

structure électronique de l'atome : 2 électrons sur le niveau n=1 et 7 électrons sur le niveau n=2 (K2L7)

donc seconde période et 17 ème colonne : le fluor appartient à la famille des halogènes.

HF+H2O = F-+H3O+.

Ka = 10-3,2 = 6,3 10-4 = [F-][H3O+] /[HF]

solution électriquement neutre ( HO- négligeable en milieu acide) : [F-]=[H3O+]

conservation de l'élément fluor : [HF]+[F-] = 0,1 mol/L

acide fluorhydrique peu dissocié donc [F-] négligeable devant [HF] : [HF] voisin 0,1 mol/L

6,3 10-4 =[H3O+]2 /0,1 ; [H3O+]2 = 6,3 10-5 ; [H3O+] = 7,93 10-3 mol/L

l'approximation "[F-] négligeable devant [HF] " est justifiée.

pH= - log(7,93 10-3 )=2,1.


solution B :

Qté de matière NaF : 2,1 / (23+19)= 0,05 mol

[Na+]=[F-]=Qté matière (mol) / volume solution (L) =0,05/0,25 = 0,2 mol/L.

solution C :

Qté de matière : HF : 0,15*0,1 = 0,015 mol dans 0,25 L ; [HF]=0,015/0,25=0,06 mol/L

F- : 0,1*0,2 = 0,02 mol dans 0,25 L ; [F-] = 0,02/0,25 = 0,08 mol/L

la solution C contient le couple acide base HF / F- tel que [HF] voisine de [F-].

C est une solution tampon dont le pH varie peu lors de l'ajout modéré d'acide ou de base ; dont le pH ne varie pas par dilution.

calcul du pH de la solution C : pH=pKa (HF/F-) + log ([F-] /[HF])

pH=3,2 + log(0,08 / 0,06)=3,32.


oxydo-réduction et complexation

E1 = E°(Fe3+/Fe2+) + 0,06 log ([Fe3+]/[Fe2+])

or [Fe3+]=[Fe2+] donc E1 = E°(Fe3+/Fe2+) =0,77 V.

[Fe2+] = Qté de matière (mol) / volume solution (L) =10-3 / 0,1 = 0,01 mol/L

l'alun ferrique conduit à : Fe2(SO4)3= 2 Fe3++ 3 SO42-.

[Fe3+] =2* 5 10-4 /0,1 = 0,01 mol/L

[FeF]2+ :anion fluoroferrate (III)

E= E1-E2 = 0,25 V soit E2 =0,77-0.25 = 0,52 V.


E2 = E°(Fe3+/Fe2+) + 0,06 log ([Fe3+]/[Fe2+]) avec [Fe2+] =0,01 mol/L

0,52=0,77+0,06 log ([Fe3+]/0,01) ; log ([Fe3+]/0,01) = -0,25/0,06 = -4,16

([Fe3+]/0,01 = 10-4,16 =6,9 10-5 ; [Fe3+] = 6,9 10-7 mol/L.

[FeF]2+ = Fe3+ + F- constante associée Kd= [Fe3+] [F-]/ [[FeF]2+]

conservation de l'élément fer (III) : [Fe3+] + [[FeF]2+] = 0,01 mol/L

donne :[FeF]2+] = 0,01 -6,9 10-7 = 0,01 mol/L

conservation de l'élément fluor : [F-]+[[FeF]2+] = 0,01/0,1 = 0,1 mol/L

donne [F-] = 0,1 -[[FeF]2+] = 0,1 -0,01 = 0,09 mol/L

Kd= [Fe3+] [F-]/ [[FeF]2+]= 6,9 10-7 *0,09 /0,01 = 6,21 10-6.



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