| préparation de solutions [76030] |
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| Posté le : 17/03/2011, 13:04 (Lu 9949 fois) |
bonjour, j ai besoin des concentrations suivantes pour mes solutions:
permanganate de potassium 0.1 N, j ai calculé pour ça 15.8 g/l
pour transformer l acide sulfurique de 2.5 N à 2 N, 160 ml du 2.5 N qui donne 200 ml de 2 N
pour une solution de iodure de potassium 10%, j ai pesé 10 g, je les ai mit dans un becher et j ai compléter le volume jusqu'à 100 ml
j aimerais savoir si mes calculs sont correctes, je vous remercie
une question encore : est ce que je peux faire des dilutions ou préparation de solutions avec de l eau osmosée ? et kel est la meilleure eau pr les solution (osmosée, adoucie....?)
merci infiniment 
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| Re: préparation de solutions |
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| Posté le : 17/03/2011, 13:57 (Lu 9946 fois) |
La masse molaire de KMnO4 est 158 g/mol. Si tu fais une solution qui contient 15.8 g par litre, ta solution sera 0.1 M, donc 0.1 molaire, et pas 0.1 N. Tu peux écrire cette information (0.1 M) sur l'étiquette de la bouteille.
Si tu disposes d'une concentration indiquée en unités molaires, et que tu veuilles la transformer en unités normales, il faut connaître l'équation de la réaction qui va se produire avec ce permanganate.
Si tu travailles en milieu très acide, le permanganate se réduit en ion Mn2+ incolore, et dans ce cas il y a une chute de degré d'oxydation de 5 unités. La solution 0.1 M sera 0.5 N.
Si tu travailles en milieu peu acide ou neutre, le permanganate se réduit en MnO2, et dans ce cas il y aura une chute de degré d'oxydation de 3 unités. La solution 0.1 M sera alors 0.3 N.
On ne peut donc pas étiqueter la solution en termes de normalité, puisque la normalité dépend de l'usage qu'on veut en faire.
C'est pour cette raison qu'on a décidé de renoncer à la notion de normalité dans les années 1960. Je vois qu'il y a encore des adeptes de l'ancienne système.
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Professeur de chimie de niveau préuniversitaire
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