1 Réactions acido-basiques

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1 Lycée Naval, Sup 2. V. Transformations chimiques en solution aqueuse. 2 - Réactions acide-base, de complexation, de précipitation. Réactions en solution aqueuse 1 Réactions acido-basiques 1.1 Théorie de Brönsted Définitions un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H + ; une base est une espèce chimique capable de capter un proton H + ; on définit ainsi la notion de couple acide/base AH/A : AH = A + H + AH est la forme acide du couple, A la forme basique du couple. Quelques exemples Acide base demi-équation CH 3 COOH CH 3 COO CH 3 COOH=H + +CH 3 COO acide éthanoïque ion éthanoate =H+ + ion ammonium ammoniac HCO 3 CO 2 3 HCO 3 = CO2 3 + H + ion hydrogénocarbonate ion carbonate H 2 CO 3 acide carbonique HCO 3 H 2 CO 3 = HCO 3 + H+ H 3 O + H 3 O + =H + + ion oxonium eau OH =H + +OH eau ion hydroxyde Vocabulaire un polyacide peut céder plusieurs protons ; exemple : l acide phosphorique H 3 PO est un triacide. les couples H 3 PO /H 2 PO ; H 2PO /HPO2 ; HPO 2 /PO3 un ampholyte peut agir à la fois comme une base et un acide, on parle d espèce amphotère. exemple : l eau L échange protonique Toute réaction acido-basique est associée à l échange d un proton entre un donneur de proton (forme acide d un couple) et un accepteur de proton (forme basique d un autre couple). Exemple : réaction entre l acide éthanoïque et l ammoniac CH 3 COOH = CH 3 COO + H + + H + = CH 3 COOH (aq) + (aq) = CH 3 COO (aq) + NH+ (aq) 1.2 L eau, solvant amphotère La réaction d autoprotolyse de l eau L eau étant à la fois acide et base, deux molécules d eau peuvent réagir entre elles selon l équation bilan : = HO + H + + H + = H 3 O + 2 (l) = H 3 O + (aq) + HO (aq) La constante d équilibre K e associée à cette réaction s appelle «produit ionique de l eau» : K e = a H 3 O + a HO a 2 K e = [H 3 O + ] eq [HO ] eq La constante d équilibre est une grandeur sans dimension, dans cette formule [H 3 O + ] et [HO ] désignent les valeurs des concentrations exprimées en mol.l 1. À 25 C, K e = 1, 1 1, pk e = log (K e ) = Définition du = log ( [H 3 O + ] ) [H 3 O + ] = 1 [H 3 O + ] > [HO ] [HO ] > [H 3 O + ] solution acide 7 solution basique 1

2 1.3 Forces des acides et des bases Acides forts et bases fortes Un acide fort en solution aqueuse se dissocie totalement dans l eau : AH + A + H 3 O + Exemples : l acide nitrique est un acide fort, il n existe pas dans l eau et se dissocie totalement : HNO 3 + (l) NO 3(aq) + H 3O + (aq) La réaction inverse étant inexistante, sa base conjuguée, l ion nitrate est une base indifférente. l acide sulfurique est aussi un acide fort dans l eau : H 2 SO + (l) HSO (aq) + H 3O + (aq) Une base forte réagit totalement dans l eau : A + AH + HO Exemples : L ion amidure est une base forte, il n existe pas dans l eau et réagit totalement : NH 2 + (l) (aq) + HO (aq) Acides faibles et bases faibles On appelle acide faible (base faible), un acide (une base) dont la réaction avec l eau est limitée (équilibrée). La constante d acidité notée K a est, par définition, la constante d équilibre associée à la réaction entre l acide et l eau : AH (aq) + (l) = A (aq) + H 3O + (aq) K a = [A ] eq [H 3 O + ] eq [AH] eq avec = log (K a ) Exemples : (CH 3 COOH/CH 3 COO ) =, 8 ; ( /) = 9, 2 Quand diminue, K a augmente, la force de l acide augmente et la dissociation est plus importante pka des couples de l eau couple H 3 O + / : H 3 O + (aq) + H 2O (l) = (l) + H 3 O + (aq) K a = [H 3O + ] eq [H 3 O + ] eq = 1 = couple /HO : (l) + (l) = H 3 O + (aq) + HO (aq) K a = [H 3 O + ] eq [HO ] eq = K e = pk e = Échelle d acidité On classe les couples acide-base sur un axe gradué en fonction de leur : Acides Acides faibles Acides forts force de l acide indifférents HNO 3 H 3 O + CH 3 COOH NO 3 H CH 3 COO 2 O NH OH 3, 8 9, 2 1 Bases force de la base indifférentes Bases faibles NH 2 Bases fortes H 3 O + est l acide le plus fort pouvant exister dans l eau ; HO est la base la plus forte pouvant exister dans l eau. 1. Distribution des espèces selon le 1..1 Diagramme de prédominance Tout couple acide/base (AH/A ) est caractérisé par sa constante d acidité : K a = [A ][H 3 O + ] [AH] En considérant le logarithme de l expression précédente, il vient : ( [A ) ] = + log [AH] si =, [A ] = [AH] ; si >, [A ] > [AH], la base prédomine ; si <, [AH] > [A ], l acide prédomine. 2

3 Il est alors possible de tracer un diagramme de prédominance : AH l acide prédomine A la base prédomine Exemples : Cas d un monoacide : CH 3 COOH/CH 3 COO, =, 8 CH 3 COOH, 8 CH 3 COO Cas d un polyacide : H 2 S/HS, pk A1 = 7 ; HS /S 2, pk A2 = Diagramme de distribution H 2 S HS S Le diagramme de distribution, plus complet, donne les proportions des formes acide et basique en fonction du : pk A AH A Remarque : l espèce introduite à la concentration C se répartit entre les formes acide et basique, C = [HA] + [A ] et K a = [A ][H 3 O + ] [AH] On en déduit : [AH] C = K a 1 et [A ] = K a1 C 1 + K a 1 Les relations obtenues permettent alors de tracer les courbes. Exemple d un diacide : H 2 S HS S 2 pk A1 pk A L intersection des courbes permet d accéder à la valeur des. 1.5 Constante d équilibre d une réaction acido-basique Considérons la réaction entre l acide éthanoïque et l ammoniac : CH 3 COOH = CH 3 COO + H + K a1 = 1,8 + H + = K a2 = 1 9,2 CH 3 COOH (aq) + (aq) = CH 3 COO (aq) + NH+ (aq) K La constante d équilibre de la réaction s exprime en fonction des constantes d acidité : K = [NH+ ][CH 3COO ] [CH 3 COOH][ ] = [ ] [H 3 O + ][ ] [CH 3COO ][H 3 O + ] = K a1 = 1, 1 [CH 3 COOH] K a2 La réaction a lieu entre un bon donneur de proton et un bon accepteur, cette réaction est donc fortement déplacée vers la droite. bon donneur CH 3 COOH CH 3 COO bon accepteur Il est aussi possible de raisonner en terme de diagramme de prédominance : CH 3 COOH CH 3 COO 9, 2, 8 L ammoniac et l acide éthanoïque ont des domaines disjoints, ils réagissent pour 3

4 former les ions éthanoate et ammonium. Réaction inverse : la réaction inverse est très limitée, elle fait réagir un mauvais donneur et un mauvais accepteur. CH 3 COO (aq) + NH+ (aq) = CH 3 COOH (aq) + (aq) K = 1 K = 1, 1 CH 3 COOH CH 3 COO mauvais accepteur mauvais donneur À l aide d un diagramme de prédominance, on constate que l ion éthanoate et l ion ammonium ont un domaine commun ce qui entraîne une réaction très limitée : CH 3 COOH CH 3 COO 9, 2, 8 Exemple d application : on prépare 25 ml de solution en dissolvant 1, 1 2 mol d ammoniac et 3, 1 2 mol d acide méthanoïque HCOOH. Données : 1 (HCOOH/HCOO ) = 3, 8 ; 2 ( /) = 9, 2 On souhaite déterminer la composition finale du système et le de la solution. Sur un axe gradué en, on identifie les espèces présentes : H 3 O + HCOOH HCOO HO Réaction prépondérante : l acide le plus fort réagit avec la base la plus forte : H 3 O + HCOOH HCOO HO La constante de réaction K = K a1 /K a2 = 1 5, 1 assure une réaction quasitotale : + HCOOH + HCOO, 1, 3, 2, 1, 1 La réaction présente étant quasi-totale, on cherche la réaction de contrôle en identifiant les espèces majoritaires présentes dans le mélange : H 3 O + HCOOH HCOO HO pka La réaction de contrôle est limitée et permet de déterminer l équilibre final. Ici l acide le plus fort HCOOH réagit avec la base la plus forte HCOO ce qui n affecte pas l équilibre. On peut alors déterminer la concentration en ammoniac à l aide de la constante d équilibre : K = [NH+ ][HCOO ] [HCOOH][ ] On déterminer enfin le : = 1 + log [ ] = [NH+ ][HCOO ] [HCOOH]K ( [HCOO ) ] [HCOOH] = 8, 1 8 mol.l 1 = 3, 5 Vérification : on remarque que [H 3 O + ] = 3, 2 1 mol.l 1, la concentration en ion oxonium est très faible devant les concentrations en HCOOH et HCOO, réactifs de la réaction de contrôle. La présence des ions oxonium pouvait bien être négligée. 1.6 Solution tampon Définition Une solution tampon est une solution dont le ne varie pas ou peu lors d un ajout modéré d un acide ou d une base, ou lors d une dilution. Les solutions tampon jouent un rôle crucial dans les milieux physiologiques ou naturels : dans le sang humain, une solution formée par le couple H 2 CO 3 /HCO 3 maintient le sanguin entre 7,35 et 7,5 ; dans les océans, les couples H 2 CO 3 /HCO 3 et HCO 3 /CO2 3 sont les principaux acteurs permettant de maintenir le de l eau de mer autour de 8,2. Dans la suite, on cherche à définir de manière qualitative les solutions susceptibles de vérifier les critères d une solution tampon.

5 1.6.2 Influence de la dilution ou de l ajout d acide ou de base Acide fort : on s intéresse au dosage d un acide fort (concentration C a ) par une base forte ; on note x = V b /V be avec V b le volume de base ajouté et V be le volume à l équivalence C a =,1mol/L C a =,1mol/L C a =,1mol/L x Avant l équivalence, on constate que le évolue peu lors d un ajout modéré de base ; en revanche le varie fortement sous l effet de la dilution. Acide faible : on s intéresse au dosage d un acide faible (concentration C a ) par une base forte ; C a =,1mol/L C a =,1mol/L C a =,1mol/L,5 1 1,5 2 x Au voisinage de la demi-équivalence (x =, 5), on constate que le évolue peu lors d un ajout modéré de base ou d une dilution Préparation d une solution tampon Les solutions assez concentrées d un acide faible et de sa base conjuguée en quantité équimolaire constituent des solutions tampon. Le est alors égal au du couple. 2 Réactions de complexation 2.1 Les complexes Définition : les complexes sont des édifices polyatomiques de type ML n avec M un ion métallique et L un ligand (anion ou molécule possédant des doublets non liants) ; n est appelé indice de coordination. Exemples : Fe (SCN) 2+ ion thiocyanato fer (III) Cu ( ) 2+ ion tetraamine cuivre (II) Ag ( ) + 2 ion diamine argent (I) 2.2 Équilibre global de complexation Équation de formation globale : M (aq) + nl (aq) Exemple : Cu 2+ (aq) + (aq) = Cu ( ) 2+ (aq) = ML n(aq) Par analogie avec les couples acide/base, on définit le couple donneur/accepteur ML n /M, la particule échangée étant le ligand. donneur accepteur particule équation échangée acide/base acide base proton AH A H + A + H + = AH complexation complexe ion métallique ligand ML n M L M + nl = ML n On appelle constante de formation globale, notée β n, la constante d équilibre associée à la réaction de formation globale : β n = [ML n] eq [M] eq [L] n eq Remarque : le complexe est d autant plus stable et la réaction déplacée vers la droite que la valeur de β n est élevée. 2.3 Les équilibres successifs Les équilibres de formation successifs : En pratique l ion métallique se lie successivement à un nombre croissant de ligands L, selon les équilibres successifs : 5

6 M + L = ML K f1 = [ML] eq [M] eq [L] eq ML + L = ML 2 K f2 = [ML 2] eq [ML] eq [L] eq Les constantes K fi sont appelées constantes de formation successives. Les équilibres de dissociation successifs : On définit également les constantes de dissociation successives associées aux équilibres : ML = M + L ML 2 = ML + L K d1 = [M] eq[l] eq [ML] eq K d2 = [ML] eq[l] eq [ML 2 ] eq Relation entre les constantes : n β n = K fi ; n 2 K fn = β n ; K f1 = β 1 ; K fi = 1/K di β n 1 i=1 Démonstration : M + L = ML K f1 ML + L = ML 2 K f2 M + 2L = ML 2 β 2 β 2 = [ML 2] [M][L] 2 = [ML 2] [ML][L] [ML] [M][L] = K f2 K f1 2. Diagramme de prédominance 2..1 Principe Considérons la réaction ML = M + L K d = [M][L] [ML] ML prédomine pk d ( ) [M] pl = pk d + log [ML] [L] augmente M prédomine À pk d fixé, il y a d autant plus de complexe ML que L est présent en solution. pl 2..2 Quelques exemples Complexes de l ion argent (I) Ag + avec l ion thiocyanate SCN On donne les équilibres de dissociation successifs : Ag(SCN) (aq) = Ag + (aq) + SCN (aq) pk d1 = 7, 6 Ag(SCN) 2(aq) = Ag(SCN) (aq) + SCN (aq) pk d2 = 1, 5 Diagramme de prédominance : Diagramme de distribution : Ag(SCN) 2 Ag(SCN) Ag + pk d2 1, 5 7, 6 Ag(SCN) 2 Ag(SCN) Ag + pk d1 pscn pscn Complexes de l ion cuivre (II) Cu 2+ avec l ammoniac () (3) p L ion cuivre forme des complexes avec l ammoniac de la forme Cu( ) i avec (2) (1) () 6

7 i {, }. L intersection des courbes permet de déterminer la valeur des pk d,i. Complexes de l ion argent (I) Ag + avec l ammoniac On donne les équilibres de dissociation successifs : Ag( ) + (aq) = Ag+ (aq) + (aq) pk d1 = 3, 3 On peut donc, pour simplifier, considérer la seule présence de Ag + et Ag( ) + 2 et la réaction d équation : Ag + (aq) + 2(aq) = Ag( ) + 2 K = K f1 K f2 = 1 7,2 On peut alors tracer un diagramme de distribution simplifié : Ag( ) + 2(aq) = Ag() + (aq) + (aq) pk d2 = 3, 9 Diagramme de prédominance : 1 8 Ag( ) + Ag + 3, 9 3, 3 Ag( ) + 2 Ag( ) + p 6 Ag( ) 2 + Ag + Diagramme de distribution : Ag( ) 2 + Ag( ) + Ag p Explication : Ag( ) + n est pas stable, il n a pas de domaine de prédominance. C est à la fois le meilleur accepteur et le meilleur donneur comme le montre l échelle de pk d ci-dessous : Ag( ) + Ag + bon donneur bon accepteur Ag( ) 2+ Ag( ) + Ag( ) + réagit avec lui-même selon l équation de réaction : 2Ag( ) + (aq) = Ag + (aq) + Ag() + 2(aq) pk d p 2.5 Application : complexations compétitives Les ions baryum Ba 2+ et les ions calcium Ca 2+ peuvent former un complexe avec l ion EDTA Y selon les équilibres : BaY 2 (aq) = Ba2+ (aq) + Y (aq) pk d,ba = 7, 8 CaY 2 (aq) = Ca2+ (aq) + Y (aq) pk d,ca = 1, 7 Plus pk d est élevé, plus K f est élevé, plus le complexe est stable. Plus pk d est faible, plus K d est élevé, plus le complexe est instable et cède facilement son ligand. bon donneur BaY 2 Ba 2+ bon accepteur CaY 2 Ca 2+ Si l on met en présence les ions calcium Ca 2+ avec le complexe BaY 2, on observe la réaction : BaY 2 + Ca 2+ = CaY 2 + Ba 2+ K = 1 2,9 pk d 7

8 3 Réactions de précipitation 3.1 Équilibre de précipitation Produit de solubilité On considère un équilibre entre un composé ionique solide et ses ions en solution ; à cet équilibre, on associe une constante d équilibre, appelée produit de solubilité : AB (s) = A + (aq) + B (aq) K s = a A + a B a AB K s = [A + ] eq [B ] eq En présence du solide, le produit des deux concentrations est imposé. Exemple : dissolution du chlorure d argent. AgCl (s) = Ag + (aq) + Cl (aq) Condition de précipitation On considère l exemple du chlorure d argent et on introduit progressivement les ions dans la solution aqueuse : tant que Q = [Ag + ][Cl ] < K s, il n y a pas d équilibre, le solide n est pas présent, la solution n est pas saturée ; quand Q atteint K s = [Ag + ] eq [Cl ] eq, l équilibre est réalisé, le premier grain de solide se forme, la solution est saturée ; au-delà, les ions en excès précipitent, le produit [Ag + ] eq [Cl ] eq restant bloqué à la valeur K s. 3.2 Solubilité dans l eau pure Définition : on appelle solubilité d un solide ionique la quantité de ce solide que l on peut dissoudre dans un litre d eau. Exemple 1 : solubilité du chlorure d argent dans l eau pure (K s = 1 9,75 ) AgCl (s) = Ag + (aq) + Cl (aq) n n ξ eq > ξ eq ξ eq Par définition, la solubilité vaut s = ξ eq V = [Ag+ ] eq = [Cl ] eq. Le précipité étant présent, l équilibre est défini : K s = [Ag + ] eq [Cl ] eq = s 2. On en déduit : s = K s = 1, mol.l 1. Conséquence : la solubilité augmente avec K s. Exemple 2 : solubilité du chromate d argent Ag 2 CrO (K s = 1 11,9 ). Ag 2 CrO (s) = 2Ag + (aq) + CrO 2 (aq) n n ξ eq > 2ξ eq ξ eq La solubilité du chromate d argent est définie selon : s = ξ eq V avec : [Ag + [ ] eq = 2s et CrO 2 ]eq = s Le précipité étant présent, l équilibre est défini : K s = [Ag + ] 2 eq [ CrO 2 On en déduit : s = 3 K s / s = 6, mol.l 1. ] eq = s3. Exemple 3 : solubilité de AgCl (s) dans une solution d eau salée de concentration apportée en chlorure de sodium c = 1, 1 2 mol.l 1. AgCl (s) = Ag + (aq) + Cl (aq) n c V n ξ eq > ξ eq c V + ξ eq La solubilité du chlorure d argent est définie selon : s = ξ eq V avec : [Ag + ] eq = s et [Cl ] eq = c + s Le précipité est présent, l équilibre est défini : K s = [Ag + ] eq [Cl ] eq = (c + s) s. La solubilité est nécessairement plus faible que dans l eau pure, ce qui impose s c et finalement : K s c s s K s = 1, mol.l 1 c 3.3 Diagramme de prédominance (ou d existence) On raisonne sur l exemple du chlorure d argent ; on considère une solution dans laquelle initialement [Cl ] i = C (par exemple C =, 1 mol.l 1 ) et on introduit progressivement, sans variation de volume, des ions argent Ag + en solution : tant que [Ag + ] C < K s, le précipité n est pas présent ; dès que [Ag + ] C = K s, le précipité apparaît, c est à dire pour : [Ag + ] = K s C pag = pks pc 8

9 AgCl (s) [Ag + ] augmente pk s pc Cl (aq) pag Remarque : la frontière est définie comme l apparition du précipité, le domaine du précipité correspond à un domaine d existence et non pas à un domaine de prédominance. Diagramme de distribution : concentration d ions chlorure lors de l ajout d ions argent, avec [Cl ] i = C = 1, mol.l Cl point anguleux apparition de AgCl (s) 2 2 pks pag 12 Application : le produit de solubilité de l hydroxyde ferrique Fe(OH) 3(s) vaut K s = 1 38 ; on considère une solution contenant des ions fer (III) à la concentration C = 1, 1 2 mol.l 1. On cherche à déterminer le associé à l apparition du précipité. À l apparition du premier grain de précipité, l élément fer est encore quasitotalement en solution [Fe 3+ ] f = C. Le précipité étant présent, l équilibre est réalisé : K s = [Fe 3+ ][HO ] 3. En combinant les deux équations, on en déduit : [HO ] 3 f = K s = 1 38 C 1 2 = 1 36 C est à dire : [HO ] f = 1, 1 12 mol.l 1 = 2. Diagramme de distribution : concentration d ions ferrique r mf e 3+ lors de l augmentation du, avec [Fe 3+ ] i = C = 1, 1 2 mol.l Fe Capacités exigibles point anguleux apparition de Fe(OH) 3(s) Réactions acido-basiques constante d acidité ; diagramme de prédominance ; exemples usuels d acides et bases : nom, formule et nature faible ou forte des acides sulfurique, nitrique, chlorhydrique, phosphorique, acétique, de la soude, la potasse, l ion hydrogénocarbonate, l ammoniac ; solutions tampon. Réactions de complexation constantes de formation ou de dissociation ; diagramme de prédominance en fonction de pl. Réactions de de dissolution ou de précipitation constante de l équation de dissolution, produit de solubilité K s ; solubilité et condition de précipitation ; domaine d existence ; facteurs influençant la solubilité. Fe 3+ Fe(OH) 3(s) 2 9

10 Applications directes AD 1. Réalisation d une solution tampon On souhaite réaliser une solution tampon à = 9 à partir de V b = 1, L d une solution de à C b =, 2 mol.l 1 dans laquelle on ajoute une solution d acide chlorhydrique à, mol.l 1. On donne : (NH + /NH3) = 9, 25. Quel volume de la solution d acide faut-il ajouter? AD 2. Mise en solution d un acide dans l eau Déterminer le d une solution contenant de l acide éthanoïque ( =, 8) : pour une solution en soluté apporté c = 1, 1 1 mol.l 1 ; pour une solution en soluté apporté c = 1, 1 3 mol.l 1 ; AD 3. Réaction prépondérante On dispose d une solution S 1 de nitrate d aluminium Al(NO 3 ) 3 à la concentration en soluté apporté 1, 1 2 mol.l 1. On donne (Al 3+ /Al(OH) 2+ ) = 5,. 1. Écrire la réaction prépondérante ayant lieu entre l ion aluminium Al 3+ et l eau. En calculer la constante. Commenter cette valeur. 2. A partir d un tableau d avancement, déterminer l état final du système. En déduire la valeur du de S 1 (on évitera l équation du second degré par une approximation). Tracer le diagramme de prédominance de l aluminium en solution aqueuse et vérifier la validité du calculé. AD. Dissociation d un édifice complexe L ion Hg 2+ forme avec l ion Y le complexe HgY 2, la constante de formation valant K f = Le complexe HgY 2 est introduit en solution aqueuse à la concentration C = 1, 1 2 mol.l 1. Indiquer la valeur de la concentration en ions EDTA Y à l équilibre. AD 5. Dosage d un effluent On titre un prélèvement de volume V = 1 ml d un effluent industriel contenant de l acide sulfurique et du dioxyde de soufre SO 2(aq). Le réactif titrant est de l hydroxyde de sodium à C b = 1, mol.l 1. On suit l évolution du en fonction du volume V de titrant ajouté. On observe deux sauts de : le premier pour V E1 = 16, ml ( E,1 = 5, 5) ; le deuxième pour V E2 = 2, ml ( E,2 = 1, 5). La première acidité de l acide sulfurique H 2 SO est forte. (HSO /SO2 ) = 2 ; 1(SO 2(aq) /HSO 3 ) = 1, 8 ; 2(HSO 3 /SO2 ) = 7, Établir un diagramme de prédominance des espèces concernées. En déduire que les espèces présentes dans l effluent industriel sont H 3 O +, HSO et 3 SO 2(aq). En considérant la valeur du à la première puis à la deuxième équivalence, préciser quelles sont les espèces prépondérantes en ces points. 2. Écrire les trois réactions de titrage ayant eu lieu avant la première équivalence puis la quatrième réaction ayant eu lieu entre les deux équivalences. 3. En déduire les concentrations C et C de l acide sulfurique et de SO 2(aq). AD 6. Précipitation du chromate de plomb (II) (extrait CCP MP 23) Le «jaune de chrome» est obtenu par action de l ion chromate sur un sel de plomb (II) Pb 2+. Par précipitation dans l eau, on obtient le chromate de plomb (II) PbCrO (s). L ion chromate a un caractère basique dans le couple HCrO /CrO2 1. À quel opérer pour que l ion chromate CrO 2 soit prépondérant? 2. Après précipitation et filtration PbCrO (s) est lavé. Quelle est la teneur en plomb (II) de cette eau de lavage ( = 7)? Cette eau dépasse-t-elle la norme légale de 5 µg.l 1 en plomb? 3. Dans les ouvrages de peinture, on déconseille de mélanger le jaune de chrome et le sulfure de manganèse rose. Pourquoi? Données : pk s (PbCrO ) = 13 ; pks(mns (s) ) = 9, 6 ; pks(pbs (s) ) = 27, 8, PbS est un solide de couleur noire. pka(hcro /CrO2 ) = 6, ; M(Pb) = 27 g.mol 1 1