Les solutions électrolytiques

  1 – Le corps solide ionique : 1.1-Le solide ionique Un solide ionique est formé d'ions positifs (cations) et d'ions négatifs (ani...

 

1 – Le corps solide ionique :
1.1-Le solide ionique

Un solide ionique est formé d'ions positifs (cations) et d'ions négatifs (anions) régulièrement disposés dans l'espace et formant une structure solide appelée cristal. Un solide ionique est électriquement neutre, c'est-à-dire qu'il contient autant de charges positives apportées par les cations que de charges négatives apportées par les anions.
Dans un corps solide ionique, Chaque ion est entouré par des ions voisins de signes opposés. L'interaction électrique entre les ions assure la cohésion du corps solide ionique
On attribue au solide ionique constitué des ions A^p+ et B^q- une formule chimique, appelée formule statistique, qui traduit cette neutralité électrique s'écrit sous la forme : AqBp.

1.2-Exemples

Le cristal	Les ions	formule statistique
nitrate d’argent	Ag+          NO3-	AgNO3
bromure de potassium	K+               Br-	KBr
chlorure de baryum	Ba2+             Cl-	BaCl2
Sulfate d’aluminium	Al3+                SO42-	Al2(SO4)3

2 – Le caractère dipolaire d’une molécule :

Rappel : Une molécule est un ensemble d'atomes (au moins deux) identiques ou non, unis les uns aux autres par le biais de liaisons chimiques.

Une liaison covalente est produite entre deux atomes dans laquelle chaque atome participe avec un (ou plusieurs) électron de sa couche externe afin de former un doublet d'électrons liant les deux atomes.

2.1 – La liaison covalente et l’électronégativité :

L’électronégativité d’un élément est la tendance d’un atome de cet
élément à attirer le doublet d’une liaison de covalence qu’il forme
avec un autre atome.

Dans le tableau périodique des éléments chimiques, l’électronégativité
augmente de gauche à droite d'une ligne (période) et de bas en haut
 d'une colonne.

2.2-Liaison polarisée et molécule dipolaire

Exemple-1: Molécule de dihydrogène H₂ :

Le doublet liant (constitué de deux électrons) se situe en moyenne
à égale distance des deux noyaux des atomes puisque les deux atomes
 sont identiques et ont la même électronégativité. on dit que la liaison covalente n'est pas polarisée.

La molécule H₂ est apolaire

Exemple-2: Molécule de chlorure dihydrogène HCl :

le chlore (Cl) est beaucoup plus électronégatif que l’hydrogène (H),
dans cette molécule, le doublet liant est beaucoup plus proche de
 l’atome de chlore que de celui d’hydrogène.
On modélise cela en disant que l’atome de chlore possède un excédent de charges négatives (noté δ ^- ) alors que l’atome d’hydrogène possède un défaut de charges négatives (noté δ ⁺ ).

 
On dit que : La liaison HCl est dite polarisée.
La molécule HCl a un caractère dipolaire.

Exemple-3 : Molécule d’eau H2O :

l'oxygène est plus électronégatif que l'hydrogène, les liaisons covalentes de 𝑶 − 𝑯 sont polarisées. 

Le barycentre des charges négatives est différent du barycentre des charges positives : La molécule d’eau a un caractère dipolaire. (molécule est polaire)

Remarque : Le caractère dipolaire d'une molécule n'est pas seulement lié à l’existence des liaisons covalentes polarisées, mais aussi à sa forme géométrique.

Par exemple, la molécule de dioxyde de carbone CO₂ contient des liaisons

 covalentes polarisées mais la molécule n'est pas polaire.

3 – Les solutions électrolytiques :
Une solution électrolytique est obtenue en dissolvant une substance appelée soluté dans un liquide appelé solvant. Le soluté peut être un solide, un liquide ou un gaz. Si le solvant est l'eau la solution obtenue est appelée solution aqueuse.
Une solution électrolytique est une solution contenant des ions. Elle conduit le courant et elle est électriquement neutre.

 3.1- Dissolution d’un solide ionique dans l'eau

Exemple : dissolution du chlorure de sodium dans l’eau

On ajoute quelques cristaux de chlorure de sodium à l’eau distillée pour obtenir une solution aqueuse de chlorure de sodium.

Une baguette de verre plongée dans une solution aqueuse
 de chlorure de sodium (eau salée) est portée dans la flamme
 d’un bec bunsen. Une teinte jaune caractéristique des ions sodium apparait.

 

Prendre un peu de la solution obtenue dans un tube à essai et y ajouter la solution de nitrate d'argent, il se former un précipité blanc qui noircit à la lumière caractéristique des ions chlorure Cl^-

formation d'un précipité blanc qui noircit à la lumière caractéristique des ions chlorure Cl^-

 L'équation de la réaction associée à la dissolution du chlorure de sodium
 dans l'eau s’écrit :
𝑵𝒂𝑪𝒍_(𝒔) → N𝒂⁺_(𝒂𝒒) + 𝑪l^-_(𝒂𝒒)     

La solution aqueuse de chlorure de sodium est notée : N𝒂⁺_(𝒂𝒒) + 𝑪l^-_(𝒂𝒒)

 3.2-Dissolution d’un liquide polaire dans l’eau

Exemple : dissolution de l’acide sulfurique dans l’eau
On ajoute quelques gouttes d’acide sulfurique à l’eau distillée pour obtenir une solution aqueuse d’acide sulfurique.
On introduit dans un tube à essai un échantillon de la solution obtenue et on ajoute des gouttes de l'hélianthine, et on observe l’apparition d’une couleur rouge : présence d’ions oxonium H₃O⁺_(aq) (ou H⁺_(aq))

On introduit dans un autre tube à essai un échantillon de la solution
obtenue et on ajoute des gouttes de solution de chlorure de baryum, et on
 observe la formation d’un précipité blanc de sulfate de baryum : présence
 des ions sulfate SO₄^2-_(aq)

 L'équation de la réaction associée à la dissolution du chlorure de sodium
 dans l'eau s’écrit :
𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒(𝒍) → 𝟐𝑯⁺(𝒂𝒒) + 𝑺𝑶₄^2-_(aq)
𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒(𝒍) + 2H₂O_(l)→ 𝟐𝑯₃O⁺(𝒂𝒒) + 𝑺𝑶₄^2-_(aq)

La solution aqueuse de chlorure de sodium est notée : 2H⁺_(aq) +SO4^2-_(aq) ou 𝟐𝑯₃O⁺(𝒂𝒒) + 𝑺𝑶₄^2-_(aq)

3.3-Dissolution d’un gaz polaire dans l’eau

Expérience du jet d'eau:

 L'équation de la réaction associée à la dissolution du chlorure de sodium

 dans l'eau s’écrit :
 HCl_(g)  →  H⁺_(aq) +  Cl^-_(aq)                             

ou     H-Cl_(g) + H₂O_(l) →  H₃O⁺_(aq) +  Cl^-_a(aq)

La solution d’acide chlorhydrique obtenue se note : H⁺_(aq) + Cl^-_(aq)    ou    H₃O⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Conclusion :Une solution électrolytique est un liquide conduisant le courant grâce à des ions mobiles.

4-Les étapes d’une dissolution

Un cristal ionique ou électrolyte se dissout en 3 étapes :
dissociation, solvatation et  dispersion.

1-La dissociation : est due à l’action électrostatique
attractive des molécules d’eau sur les ions du cristal
ou les molécules du soluté.
2-La solvatation (si le solvant est l’eau : hydratation) : 
les ions s’entourent de molécules d’eau.
3-La dispersion : Les ions hydratés se dispersent dans
 la solution. Cela est accéléré par agitation, la solution devient alors peu à peu homogène.

5- les concentrations molaires

5.1- Concentration de soluté apporté

         

5.2-Concentration molaire effectives d’une espèce X dissoute en solution

                                                          

Exemple d’application :

on dissout 3,0 mol de chlorure de calcium CaCl₂ dans 500 ml d’eau.

1-    Ecrire l’équation de réaction de dissolution du chlorure de calcium dans l’eau.

2-    Calculer la concentration molaire de la solution.

3-    Calculer les concentrations molaires effectives des ions calcium et chlorure dans la solution.

 

Réponses :

1) CaCl_{2(s)     →}     Ca²⁺_(aq) + 2 Cl^-_(aq)

2) C=6,0 mol. l^-1

3) [Ca²⁺] =6,0 mol. l^-1            

     [Cl^-1] =12 mol. l^-1

Exercices

Les cations :ils sont formés à partir d'atomes ou de groupes d'atomes ayant perdu un ou plusieurs électrons.
Exemple :

Les anions : ils sont formés à partir d'atomes ou de groupes d'atomes ayant gagné un ou plusieurs électrons.

Les solutions électrolytiques :On nomme d'abord l'anion puis le cation. Dans la formule, on écrit d'abord le cation puis l'anion, on ajoute des nombres devant les formules des ions afin de vérifier la neutralité de la solution, ne pas oublier de noter (aq).

 Exemples :
solution de chlorure de fer III : Fe³⁺ _(aq) + 3 Cl^- _(aq)
solution de sulfate de fer III : 2 Fe³⁺ _(aq) + 3 SO4 ^2- _(aq)

Exercices

Exercice 1 :

Compléter le tableau ci-dessous en ajoutant soit la formule statistique du solide ionique comportant ces ions et son nom.

Exercice 2 :

On prépare un volume V = 100,0 mL de solution de sulfate de sodium : 

(2 Na ⁺_(aq) + SO4^2-_(aq) ) de concentration molaire en soluté apporté 

C =5,0x10^–2mol /L.

1.      Quelle masse de sulfate de sodium solide faut-il prélever ? 

2.      Quelles sont les concentrations molaires volumiques effectives des ions présents dans cette solution.

Exercice 3:

 Une masse m = 2,7g de poudre d’aluminium (Al _(S)) réagit avec un volume V = 100 mL d’acide sulfurique H₂SO₄ de concentration C = 2 mol.L^-1 selon la réaction suivante :

            2Al _(S) + 6H⁺_(aq) ® 2Al³⁺_(aq) + 3H_{2 (g)}

La réaction a lieu sous une température T = 20 °C et une pression P = 1,013.10⁵ Pa.

(L’addition de Al ne change pas le volume de la solution)

1)     Quelle est la concentration en ions H⁺ de la solution d’acide sulfurique ?

2)     Calculer les quantités de matière des réactifs initialement présents.

3)     Dresser un tableau permettant de suivre l’évolution du système au cours de la transformation chimique en utilisant l’avancement. En déduire le réactif limitant ? (Justifier votre réponse).

4)     En déduire le volume de gaz dégagé à la fin de la réaction.

5)     Quelle est la concentration en ions Al³⁺ de la solution à la fin de  la réaction ?

 Données : M(Al) = 27 g.mol^-1   constante des gaz parfait : R = 8,314 (SI)

  Exercice 4 : 

On mélange 100 mL de solution de chlorure de calcium Ca²⁺_(aq) + 2Cl^-_(aq) et 100 mL de solution de nitrate d'argent Ag⁺_(aq) + NO^3-_(aq). Les deux solutions ont même concentration molaire en soluté apporté C = C_CaCl2 = C_AgNO3 = 1,0.10^-2 mol.L^-1. Les ions Ag⁺_(aq) et Cl^-_(aq)  précipitent pour donner du chlorure d'argent.

1) Ecrire l’équation de précipitation.

2) Calculer les concentrations des ions mis en présence Ag⁺_(aq) et Cl^-_(aq) à l’état initial.

3) Calculer les quantités de matière des réactifs Ag⁺_(aq) et Cl^-_(aq) à l’état initial.

4) Établir le tableau d'avancement de la réaction de précipitation.

5) Quelle est la masse de précipité obtenue dans l'état final du système ?

6) Quelles sont les concentrations effectives des ions en solution dans l'état final du système ?

Exercice 5:

 On dispose de deux solutions S₁ et S₂ telles que :

 ✔ V₁ = 150 mL de solution S₁ de chlorure de cuivre(II), Cu²⁺ _(aq)+2 Cl^- _(aq) de concentration C₁=0,30 mol.L⁻¹
✔ V₂ = 200 mL de solution S₂ de chlorure de fer(II), Fe²⁺ _(aq)+2 Cl^- _(aq) de concentration C2=0,10 mol.L⁻¹
1-Donner les formules et les noms des solides ioniques utilisés pour préparer les solutions S₁ et S₂.
2-Calculer les concentrations molaires des espèces ioniques présentes dans la solution S₁ et S₂. Justifier. On mélange les deux solutions aqueuses suivantes (Aucune réaction chimique n’est observée lors de ce mélange.)
3-Quel est le volume final V du mélange ? Donner l’expression de la concentration effective de chaque ion présent dans le mélange, en fonction de C₁, V₁, C₂, V₂.
4-Calculer chaque concentration. 

Exercice6

Le tableau descriptif n'est pas demandé mais vous pouvez le construire pour vous aider à raisonner. 

Le chlorure de baryum de formule BaCl2 est un cristal ionique contenant des ions baryum et des ions chlorure. Vous dissolvez dans 200 ml d'eau 45,9 g de chlorure de baryum. 

Données : M(Cl) = 35,5 g.mol ⁻¹ M(Ba) = 137,3 g.mol ⁻¹ 

1) Nommez les trois étapes de dissolution et expliquez une de ces étapes au choix par une ou deux phrases. 

2) Écrivez l'équation de dissolution. 

3) Exprimez puis calculez la concentration en soluté de la solution de chlorure de baryum obtenue. 

4) Exprimez les concentrations en ions baryum et chlorure en fonction de la concentration de la solution. Donnez leur valeur.

 5) Vous rajoutez dans la solution 50 mL d'une solution de chlorure de calcium de formule CaCl₂ dont la concentration est de 5,00.10 ⁻¹mol.L ⁻¹ . Exprimez puis calculez les concentrations en ions présents dans le mélange.

Exercice7

Vous voulez préparer une solution A de chlorure d'aluminium de concentration en soluté apporté c_A = 1,50.10^-2 mol.L^-1.

Données : M(Cl) = 35,5 g.mol^-1           M(Al) = 27,0 g.mol^-1

1)  Exprimez et calculez la masse de chlorure d'aluminium à dissoudre dans 100 mL d'eau pour obtenir cette solution.

2)  Exprimez les concentrations en ions en fonction de c_A (pas de calcul).

3)   Vous voulez préparer 50 mL d'une solution B de sulfate d'aluminium de concentration c_B = 4,0.10^-1 mol.L^-1 à partir d'une solution mère de concentration c₀ = 0,80 mol.L^-1.

a - Quel volume V de la solution mère devez-vous prélever ?

b - Quelles verreries (nom et contenance) allez-vous utiliser ?

c - Exprimez et calculez la masse de soluté m_B que vous auriez dû dissoudre pour obtenir 50 mL de solution de concentration c_B. Donnée : M(sulfate d'aluminium) = M_B = 342,3 g.mol^-1

d. Exprimez les concentrations en ions en fonction de c_B et la concentration en ions aluminium en fonction de celle en ions sulfate (pas de calcul).

4)Vous mélangez la solution A avec la solution B. Exprimez et calculez la concentration des ions aluminium après le mélange.

Exercice8: Sel de Mohr :

Le sel de Mohr est un solide de formule FeSO₄, (NH₄)₂ SO₄, 6 H₂O.

On souhaite préparer une solution S₀ de sel de Mohr de volume V₀ = 200,0 mL de concentration molaire apportée C₀ = 1,50 x 10 ^{– 2} mol / L.

On dilue ensuite cette solution pour obtenir un volume V₁ = 100,0 mL de solution S₁dans laquelle la concentration massique des ions fer II est égale à t_m1 = 0,209 g / L.

1. Calculer la masse molaire du sel de Mohr.
2. Écrire l’équation de la dissolution dans l’eau et préciser le nom des ions.
3. Indiquer les tests chimiques permettant de mettre en évidence, dans cette solution, le cation métallique et l’anion.
4. Décrire soigneusement la préparation de la solution S₀.
5. Quelles sont les concentrations molaires effectives de tous les ions présents dans la solution S ₀.
6. Quelle est la concentration massique des ions fer II dans la solution S₀ ? Indiquer succinctement le mode opératoire pour obtenir la solution S₁.

Correction des exercices

Correction exercice1

Cations anions	K + ion potassium	Fe 2+ ion fer II	Cu 2+ ion cuivre II	Al 3+ ion aluminium III	Fe 3+ ion fer III
Cl – ion chlorure	KCl	FeCl2	CuCl2	AlCl3	FeCl3
	Chlorure  de potassium	Chlorure  de fer II	Chlorure   de cuivre II	Chlorure   d'aluminium	Chlorure   de  fer III
SO4 2 – ion sulfate	K2SO4	FeSO4	CuSO4	Al2(SO4)3	Fe2(SO4)3
	Sulfate  de potassium	Sulfate  de fer II	Sulfate  de cuivre II	Sulfate  d'aluminium	Sulfate  de fer III
PO4 3 – ion phosphate	K3PO4	Fe2(PO4)3	Cu3(PO4)2	Al PO4	Fe PO4
	Phosphate  de potassium	Phosphate  de fer II	Phosphate  de cuivre II	Phosphate  d'aluminium	Phosphate  de fer III
NO3  – ion nitrate	KNO3	Fe(NO3)2	Cu(NO3)2	Al(NO3)3	Fe(NO3)3
	Nitrate  de potassium	Nitrate  de fer II	Nitrate  de cuivre II	Nitrate  d'aluminium	Nitrate  de fer III

Correction exercice2

1. Masse de sulfate de sodium :  

Relations : n = C . V et m = n . M

-    m = C . V. M

-    m = 5,00 x 10 ^– 2 x 100 x 10 ^– 3 x (2 x 23,0 + 32,1 + 4 x 16,0)

-    m = 7,11 x 10 ^– 1 g

2.  

Equation de réaction		Na2 SO4(s)      →         2 Na +(aq)    +    SO42-(aq)
Etat du système	Avancement x	Quantités de matière
Initial	0	C.V	0	0
Intermédiate	x	Cv-x	2x	x
Final	Xmax	Cv-xmax=0	2xmax	xmax

 

L’eau est en excès, le réactif limitant est le solide sulfate de sodium.

 Xmax= C.V=5,0 x 10 ^– 2 x 100 x 10 ^– 3 =5,0.10^-3 mol

Les concentrations molaires effectives des ions en solution sont

Correction exercice3

Correction exercice4

Correction exercice5

A.N :

[Fe²⁺] =5,7.10^-2 mol. l^-1

[Cl^-]= 0,37 mol. l^-1

[Cu²⁺] = 0,13 mol. l^-1

Correction exercice6

Données : V = 2,00.10^-1 L m(Bacl₂) = 4,59 g              V' = 5,00.10^-2 L

1) 


Les trois étapes sont dissociation, solvatation et dispersion. Voir cours.

2)                                


BaCl₂(s) → Ba²⁺(aq) + 2 Cl^-(aq)

                 

avec x_max = n(BaCl₂)

3)  La concentration est égale au rapport de la quantité de matière dissoute sur le volume de solution :c(BaCl₂) = n(BaCl₂) / V = m(BaCl₂) / M(BaCl₂) . V

Calcul de la masse molaire moléculaire du chlorure de baryum

M(BaCl₂) = M(Ba) + 2 M(Cl) = 137,3 + 2 x 35,5 = 208,3 g.mol^-1

A.N. : c(BaCl₂) = 4,59 / (208,3 x 2,00.10^-1) = 1,10.10^-1 mol

Remarque : n(Ba²⁺) = m(BaCl₂) / M(BaCl₂) = 2,20.10^-2 mol.L^-1 et n(Cl^-) = 4,40.10^-2 mol.L^-1

4)  Lorsque se dissocie une mole de chlorure de baryum, il se forme une mole d'ions baryum et 2 moles d'ions chlorure :

[Ba²⁺] = c(BaCl₂) = 1,10.10^-1 mol.L^-1                        [Cl^-] = 2 c(BaCl₂) = 2,20.10^-1 mol.L^-1

2)  La solution de chlorure de calcium apporte des ions chlorure et calcium. La quantité de chacun des ces ions est donnée par le produit c((CaCl₂). V' et un éventuel coefficient. Chaque nouvelle concentration sera le rapport de la quantité de matière de chaque ion sur le volume total V + V'.

CaCl_2(s)   → Ca²⁺_(aq)  + 2 Cl^-_(aq)

E.I.                  n(CaCl₂)   0                       0

E.F.                 0                      x_max                 2x_max

avec x_max = n(CaCl₂) = c(CaCl₂). V'

Quantité d'ions calcium apportée par la deuxième solution

n(Ca²⁺) = c(CaCl₂). V'= 5,00.10^-1 x 5,00.10^-2 = 2,50.10^-2 mol

Quantité d'ions chlorure apportée par la deuxième solution

n₂(Cl^-) = 2c(CaCl₂). V'= 2 x 5,00.10^-1 x 5,00.10^-2 = 5,00.10^-2 mol

En mol                        Ba²⁺                                        Cl^-                                   Ca²⁺

Solution 1	2,20.10-2	4,40.10-2	0
Solution 2	0	5,00.10-2	2,50.10-2
Total	2,20.10-2	9,40.10-2	2,50.10-2

 

Concentration finale en ions calcium

[Ca²⁺] = n(Ca²⁺) / (V + V') = 2,50.10^-2 / (2,00.10^-1 + 5,00.10^-2) = 1,00.10^-1 mol.L^-1

Concentration finale en ions baryum

[Ba²⁺] = n(Ba²⁺) / (V + V') = 2,20.10^-2 / 2,50.10^-1 = 8,80.10^-2 mol.L^-1

Concentration finale en ions chlorure

[Cl^-] = (n₁(Cl^-) + n₂(Cl^-)) / (V + V') = (4,40.10^-2 + 5,00.10^-2)/ 2,50.10^-1= 3,76.10^-1 mol.L^-1

Correction exercice7

Données : M(Cl) = 35,5 g.mol^-1          M(Al) = 27,0 g.mol^-1           

    A : AlCl₃                                                           V = 1,00.10^-1 L

1)  Sa masse molaire moléculaire est :          M_A= M(Al) + 3 M(Cl) = 27,0 + (3 x 35,5)

M_A =133,5 g.mol^-1

c_A = m_A / [M_A x V]       d'où                m_A = c_A x M_A x V = 2,00.10^-1 g

2)  Une mole de soluté apporte une mole d'ion aluminium et 3 moles d'ions chlorure.

[Al³⁺]_A = c_A                   [Cl^-] = 3 c_A

3)  Données : c₀ = 8,0.10^-1 mol.L^-1 c_B = 4,0.10^-1 mol.L^-1

V₀ ?                                         V_B = 5,0.10^-2 L

a - La quantité de matière présente dans la solution fille est celle dans le prélèvement : c₀ . V₀ = c_B . V_B                               d'où    V₀ = c_B . V_B / V₀

A.N. : V₀ = 4,0.10^-1 X 5,0.10^-2 / 8,0.10^-1 = 2,5.10^-2 L soit 25 mL

b - J'utilise une fiole jaugée de 50 mL et une pipette graduée de 25 mL.

c - La masse à dissoudre est donnée par la relation : m_B = c_B . V_B . M_B

A.N. : m_B = 4,0.10^-1x 5,0.10^-2 x 342,3 = 6,8 g

d - Une mole de soluté apporte deux moles d'ion aluminium et 3 moles d'ions sulfate.

[Al³⁺]_B = 2c_B                  [SO₄^2-]_B = 3 c_B

c_B = [Al³⁺]_B / 2 = [SO₄^2-]_B / 3 donc                   [Al³⁺]_B = 2 [SO₄^2-]_B / 3

4)  Méthode lors d’un mélange :

Vous mélangez la solution A avec la solution B. Le volume du mélange est égal à (V_A+ V_B). Il faut :

-  exprimer les quantités de matière en ions aluminium apportées par chacune des solution ;

-  en faire la somme ;

-  la diviser par le volume du mélange.

[Al³⁺] = n(Al³⁺)_A + n(Al³⁺)_B = (c_A.V_A + 2 c_B . V_B) / (V_A + V_B) = ... = 2,8.10^-1 mol.L^-1

Correction exercice7:

1.          Masse molaire du sel de Mohr :

-    M = M (Fe) + 2 M (SO₄) + 2 M (NH₄) + 6 M (H₂O)

-    M = 55,8 + 2 x (32,1 + 4 x 16,0) + 2 x (14,0 + 4 x 1,01) + 6 x (2 x 1,01 + 16,0)

-    M = 392 g / mol  

2.          Équation de dissolution dans l’eau :

Fe SO₄, (NH₄)₂ SO₄, 6 H₂O   →   Fe ²⁺ _(aq)   + 2 SO₄^2- _(aq) + 2 NH₄⁺

3.          Tests :

-  Cation métallique : Fe ²⁺ _(aq)    

-   En présence d’ions hydroxyde, les ions fer II donnent un précipité vert pâle

-   (la couleur du précipité évolue au cours du temps, il devient vert foncé,

-   puis noir avec apparition d’une teinte rouille)

-   L’anion : SO₄^2– :

-   En présence d’ions baryum, les ions sulfate donnent

-   un précipité blanc de sulfate de baryum

4.          Préparation de la solution S₀ : fiche technique N° 3 page 300.

-  Masse de sel de Mohr nécessaire :

Relations : n = C₀ . V₀ et m = n . M

-   m = C₀ . V₀. M

-   m = 1,50 x 10 ^– 2 x 200,0 x 10 ^– 3 x (392)

-   m = 1,18  g

5.          Concentration molaire des ions en solution : d’après l’équation de dissolution :

Ion	Fe 2+ (aq)	SO42–	NH4+
Concentration	C	2 C	2 C
En mol / L	1,50 x 10 – 2	3,00 x 10 – 2	3,00 x 10 – 2

6.          Concentration massique des ions fer II :

-  Solution S₀ : titre massique des ions fer II : On connaît la concentration en ion fer II

-  Relation : 

-  c_m  = C . M 

-  c_m  = 1,50 x 10 ^{– 2} x 55,8

-  c_m  »  0,279  g / L

-  Solution S₁ : titre massique des ions fer II :c_m1  =  0,209  g / L