Exercices sur le nickel , Exercices de Biochimie
Renee88
Renee8823 April 2014

Exercices sur le nickel , Exercices de Biochimie

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Exercices de chimie sur le nickel. Les principaux thèmes abordés sont les suivants: Électrolyse d’une solution contenant des ions nickel Ni2+, Titrage des ions nickel dans la solution d’électrolyse.
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Exercice 3 C'est nickel

EXERCICE III - C'EST NICKEL ! (4 points) BAC S 2012 Métropole

Le nickel est un métal gris argenté qui possède une très bonne

résistance à la corrosion. La majorité des utilisations du nickel découle

de cette propriété. On peut ainsi fabriquer des alliages métalliques ayant

une faible sensibilité à la corrosion ou recouvrir d'une couche protectrice

d'autres métaux ou alliages sensibles à l'oxydation comme le fer ou le

laiton.

Applique finition nickel brillant

La première partie de cet exercice traite de l'électrolyse d'une solution pour recouvrir une pièce métallique

d'une couche de nickel. Dans la seconde partie, on contrôle par dosage la concentration des ions nickel Ni2+

dans la solution électrolytique.

Données :

 masse molaire du nickel : M(Ni) = 59 g.mol−1;

 charge électrique élémentaire : e = 1,6 × 10−19 C ;

 constante d'Avogadro : NA = 6,0 × 1023 mol−1.

1. Électrolyse d'une solution contenant des ions nickel Ni2+

Pour réaliser le nickelage électrolytique d'un objet métallique, la solution à utiliser est choisie en fonction du

résultat souhaité (aspect plus ou moins brillant, …) mais elle contient toujours des ions nickel de

concentration habituellement de l'ordre de 1 mol.L1 ; il est préférable de maintenir cette concentration à peu

près constante.

1.1. Généralités

En pratique, la pièce à nickeler, immergée dans le bain d’électrolyse, est reliée au pôle négatif d’un

générateur, alors que le pôle positif est relié à une électrode constituée de nickel pur comme le montre le

schéma de la figure 12 ci-dessous.

G électrode en

nickel

pièce à nickeler

Figure 12. Schéma de l’électrolyse

1.1.1. Pourquoi la pièce à recouvrir est-elle reliée au pôle négatif du générateur ?

Justifier en écrivant la réaction qui a lieu sur cette pièce.

1.1.2. Constitue-t-elle l’anode ou la cathode ? Justifier.

1.1.3. Pourquoi l’électrode reliée au pôle positif du générateur est-elle en nickel ?

1.2. Durée de l'électrolyse

1.2.1. La masse de nickel à déposer sur la pièce est m = 1,0 g. Déterminer la quantité de matière de nickel

n(Ni) correspondante puis en déduire la quantité de matière d'électrons n(e−) qui doivent circuler

pour permettre ce dépôt.

1.2.2. Déterminer la quantité d'électricité Q nécessaire pour cette électrolyse, c’est-à-dire la charge

électrique qui doit circuler dans le circuit.

1.2.3. L'intensité du courant utilisé est I = 6,0 A. Calculer la durée Δt nécessaire à l'électrolyse (en supposant

que son rendement est de 100%).

2. Titrage des ions nickel dans la solution d'électrolyse

Afin de contrôler le bain d’électrolyse utilisé et de maintenir la qualité du dépôt protecteur de nickel, un

dosage des ions nickel peut être réalisé. Il permet d’obtenir la concentration de la solution en ions nickel et

de vérifier qu’elle se situe bien à la valeur souhaitée.

Présentation du titrage

Les ions éthylènediaminetétracétate (EDTA) réagissent avec de nombreux cations métalliques pour former

des ions complexes dans lesquels le cation métallique se retrouve "entouré" par l'EDTA.

Par souci de simplification, on note Y4 −(aq) les ions EDTA.

On travaille en présence de solution tampon qui stabilise le pH à une valeur adaptée. Les équilibres acido-

basiques de l’EDTA ne seront pas pris en compte.

On peut réaliser un titrage direct ou indirect selon le cation dosé et les indicateurs colorés disponibles au

laboratoire.

Protocole du titrage des ions nickel dans le bain d'électrolyse :

- première étape :

on dilue vingt fois un prélèvement S1 de la solution d'électrolyse de concentration [Ni2+]1 pour obtenir

une solution S2 de concentration [Ni2+]2 ;

- deuxième étape :

on prélève un volume V2 = 10,0 mL de solution S2 que l'on introduit dans un erlenmeyer avec une

solution d'EDTA telle que la quantité de matière d’EDTA introduite soit n0(Y4 − ) = 8,6  10 −4 mol ;

l'équation de la réaction de la transformation qui a alors lieu s'écrit :

Ni2+(aq) + Y4 −(aq) = NiY2 −(aq) équation de la réaction (1)

Cette transformation sera considérée comme totale.

- troisième étape :

on ajoute une petite quantité d'indicateur coloré NET et un volume suffisant de solution tampon

adaptée ;

- quatrième étape :

on réalise alors le titrage de l'EDTA en excès dans l'erlenmeyer par une solution étalon d'ions zinc de

concentration [Zn2+] = 6,45 × 10−2 mol.L−1 ; la transformation ayant lieu est modélisée par la réaction

d'équation :

Zn2+(aq) + Y4 −(aq) = ZnY2 −(aq) ; équation de la réaction (2)

Cette transformation sera également considérée comme totale.

Le volume de la solution étalon à ajouter pour atteindre l'équivalence est VE = 6,1 mL.

2.1. Le titrage est-il direct ou indirect ? Justifier.

2.2. Parmi les ions Zn2+, Y4 − et Ni2+,

- quels sont les ions présents dans l'erlenmeyer avant l'équivalence ?

- quels sont les ions présents dans l'erlenmeyer après l'équivalence ?

2.3. À partir des données ci-dessous, en déduire alors la couleur de la solution avant et après l'équivalence.

Données :

couleurs de l’indicateur coloré NET dans les conditions du dosage de la partie 2 :

 en présence d'ions zinc Zn2+ ou nickel Ni2+ libres (c'est-à-dire non-complexés) : rose ;

 en l'absence de ces ions : bleu.

2.4. Déterminer, à l’aide de l’équation de la réaction 2, la quantité de matière nrest(Y4 − ) d'ions Y4 − restant

dans l'erlenmeyer à l'issue de la deuxième étape du protocole.

2.5. Écrire une relation entre n0(Y4 − ), nrest(Y4 − ) et la quantité d’ions ayant réagi nréagi(Y4 − ).

2.6. A l’aide de l’équation de la réaction (1), en déduire la quantité de matière d’ions nickel n(Ni2+) ayant

réagi avec les ions Y4 −.

Calculer la concentration [Ni2+]2 de la solution diluée S2.

2.7. Vérifier que la concentration [Ni2+]1 de la solution d’électrolyse vaut environ 9,4  10−1 mol.L−1.

En s'aidant des informations données à la question 1, déduire que la solution S1 peut être utilisée pour

réaliser l’électrolyse.

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