| exo: le thiosulfate de sodium cristallisé [75754] |
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| Posté le : 05/03/2011, 16:19 (Lu 28744 fois) |
Bonjour, je suis tombée sur un exercice et je ne sais pas par quoi commencé alors que ca fait plus de 1h que je cherche mais je ne trouve toujours pas de commencement...Quelqu'un pourrait-il me donner un petit indice pour commencer le debut? Merci beaucoup,
Voilà l'exercice:
Le thiosulfate de sodium cristallisé= NA2S2O3, X H2O
a) On prépare une solution S1 en dissolvant 250 mg de diiode dans 20 cm 3 de solution de iodure de potassium dans laquelle I2 est plus soluble et qui se comporte comme s'il n'y avait que I2). On ajoute à S1 un peu de thiodène.
b) On prépare une solution S2 en dissolvant 3,10g de cristaux de thiosulfate de sodium hydraté dans 100cm3 d'eau et on place cette solution dans une burette.
c) On verse doucement S2 dans S1: pour observer une décoloration de la solution il faut verser 15.8 cm 3 de S2.
Quelle valeur entière doit-on attribuer à x?
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Édité le 05/03/2011, 16:24 par Aurelie
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| Re: exo: le thiosulfate de sodium cristallisé [75755] |
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| Posté le : 05/03/2011, 16:41 (Lu 28741 fois) |
Pour commencer le début -Hahaha c'est mignon-
Bon ton problème est simple mais en chimie comme en mécanique automobile il faut en premier réfléchir au problème et savoir pourquoi on mélange ci avec ça dans un ordre spécifique etc.
Déjà tu utilises un thiosulfate il va donc décolorer ton iode ! Pourquoi ? Car le thiosulfate réduit ton iode en I-.
http://py.guillaume1.free.fr/site%20biochimie/les%20dosages/iode_par_thiosulfate_de_sodium.htm
Pour la réaction je m'en souvenais plus donc j'ai cherché un lien.
Alors une fois que tout ton thiosulfate est consommé et bien l'iode reste dans le milieux sans être consommé et est mis en évidence par ? Par l'empoi d'amidon ! Ici on utilise le thiodène (je ne connaisais pas !) Visiblement c'est de l'amidon avec de l'urée.
http://fr.wikipedia.org/wiki/Thiod%C3%A8ne
Donc on sait que c'est bien le thiosulfate que l'on titre ! Une fois qu'il est dosé le thiodène vire au bleu ! Ceci indique donc une équivalence que l'on note, après quelques savants calcules (que tu chercheras) on détermine la quantité exacte de thiosulfate.
MAIS, comme tu connais la masse de produit utilisée et A PRESENTE le nombre de mole de thiosulfate, tu peux déterminer la masse en thiosulfate en utilisant la masse molaire du thiosulfate dit ANHYDRE. Et en faisant un rapport entre ta masse hydratée pesée et la masse de thiosulfate pure trouvée. Tu trouve la masse d'eau, en divisant par sa masse molaire (de l'eau) tu connais le nombre de moles d'eau et donc ton x (car x = nombre de moles d'eau).
Alors je ne vais pas résoudre ton exercice à ta place mais j'ai expliqué du mieux que je pouvais, ceci dit étant assez misanthrope et pas très sociable j'ai un peu de mal à expliquer les choses de façon claires.
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| Re: exo: le thiosulfate de sodium cristallisé [75758] |
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| Posté le : 05/03/2011, 19:30 (Lu 28720 fois) |
Non.
Désolé. C'est le contraire de ce qu'en dit Nobelios.
Nobelios n'a pas bien lu le mode opératoire proposé par Aurélie.
Je reprends tout à zéro.
Aurélie a préparé une solution qui contient de l'iode I2. Cette solution est très fortement colorée, surtout en présence de thiodène, car le thiodène forme un complexe bleu très foncé avec l'iode I2, même si ce complexe n'est pas très stable.
Puis Aurélie fait tomber dans cette solution d'iode une solution de thiosulfate provenant d'une burette, d'où elle s'écoule goutte à goutte. La solution se décolore petit à petit par suite de la réaction qui détruit peu à peu l'iode I2 qu'il soit ou non complexé par le thiodène :
2 S2O32- + I2 --> S4O62- + 2 I-
Si on travaille prudemment, on peut observer la décoloration finale à une goutte près. Donc on peut titrer avec précision la quantité de iode I2 présent dans la solution originale.
Ce n'est donc pas, comme le dit Nobelios, l'apparition de la couleur bleue que l'on observe, mais sa disparition.
Pour en venir aux calculs, on dissout 250 mg de I2, donc un nombre de moles égal à 0.250//2·126.9 = 0.985 millimole de I2
L'équation dit que I2 réagit avec 2 moles de thiosulfate. Donc la solution titrée contenant 2·0.985 millimole de thiosulfate, soit 1.97 millimole.
Ces 1.97 millimoles se trouvent dans 15.8 mL, ce qui fait une concentration en thiosulfate de 1.97/15.8 = 0.1247 mole par litre.
Dans 1 litre de cette solution il y a 31 g de sel et 0.1247 mole.
1 mole de sel pèse donc : 31/0.1247 = 248.6 g/mol
La masse molaire de Na2S2O3 vaut : 46 + 64+ 48 = 158 g/mol
la différence 248.6 - 158 vaut 90.6 g/mol et c'est la masse des x moles d'eau. Comme une mole d'eau pèse 18 g, ton sel contient 90/18 = 5 molécules d'eau.
Réponse : Na2S2O3·5H2O
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Professeur de chimie de niveau préuniversitaire
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| Re: exo: le thiosulfate de sodium cristallisé [75762] |
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| Posté le : 05/03/2011, 22:36 (Lu 28693 fois) |
Arf oui en effet j'avais lu le problème dans l'autre sens, bien que ce soit possible ce n'est pas en accord avec le problème présenté. Ceci dit le raisonnement diffère juste de par le calcul mais sur le principe on titre le thiosulfate.
Ce qui d'ailleurs est expliqué sur le lien que je t'ai passé.
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Édité le 05/03/2011, 22:39 par nobelios
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| Re: exo: le thiosulfate de sodium cristallisé |
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| Posté le : 05/03/2011, 19:57 (Lu 28717 fois) |
Je te remercie énormément Maurice d'avoir pris le temps de m'expliquer et même de me faire les calculs(fallait pas^^mais merci énormément je pense que je ne serais jamais tombée sur tes résultats).
Toutefois en suivant l'explication pour les calculs de Nobelios , j'ai fait un tableau d'avancement j'ai tout calculé à partir de ça mais je n'ai pas trouvé ton résultat final, je vais reprendre tout ca^^
En tout cas merci beaucoup!
De plus grâce à toi Maurice j'apprends des choses, en effet si tu n'étais pas intervenu j'aurai écouté ce que dit Nobelios car ignorant tout çela ,je ne pouvais pas savoir sur la réaction de complexion notamment qui se produisait ainsi que la disparition de la couleur bleue... As-tu déjà fait l'expérience? Comment le sais-tu?
Encore merci bonne soirée! 
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| Re: exo: le thiosulfate de sodium cristallisé [75763] |
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| Posté le : 05/03/2011, 22:38 (Lu 28691 fois) |
En fait ce que j'ai dit est juste mais j'ai mal lu et donc j'ai retourné ton problème, il faut dire que j'ai surtout vu des titrages ou c'est une coloration que l'on vise pour ma part c'est beaucoup plus simple de titrer par l'iode que l'inverse.
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| Re: exo: le thiosulfate de sodium cristallisé [75760] |
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| Posté le : 05/03/2011, 19:58 (Lu 28716 fois) |
Maurice, on n'est pas censés résoudre leurs exercices  meme si je te remercie pour le raisonnement, je comprends mieux la marche a suivre pour la résolution...
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| Re: exo: le thiosulfate de sodium cristallisé [75761] |
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| Posté le : 05/03/2011, 20:44 (Lu 28711 fois) |
A Alexchimiste !
Je sais bien que nous ne sommes pas sensés résoudre les exercices. Mais je l'ai fait pour que mon intervention ait un effet positif. Si je m'étais borné à dire que Nobelios n'a pas compris la question, mon message n'aurait été que critique et donc négatif. Et je n'ai pas un caractère négatif.
A Aurélie.
Oui. J'ai effectué cette réaction des dizaines de fois pendant une vingtaine d'années à l'occasion de l'entraînement des candidats de mon pays en vue des Olympiades internationales de chimie. C'est une des réactions les plus souvent proposées aux Olympiades, car elle n'a aucun caractère de toxicité. Mais je ne veux pas trop développer cette question, sur laquelle je pourrais m'étendre pendant des heures, car cela sort du sujet.
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Professeur de chimie de niveau préuniversitaire
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| Re: exo: le thiosulfate de sodium cristallisé [75764] |
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| Posté le : 05/03/2011, 22:55 (Lu 28686 fois) |
Merci Maurice !
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