Pour déterminer la teneur en lanthane (La) d'un minerai, on...

Pour déterminer la teneur en lanthane (La) d'un minerai, on en dissout un échantillon de 4,23 g dans l'acide nitrique. Tout le lanthane contenu dans le minerai se trouve, sous la forme d'ions $\mathrm{La}^{3+}$, dans la solution obtenue, d'où il est ensuite précipité sous la forme d'iodate $\mathrm{La}\left(\mathrm{IO}_3\right)_3$ insoluble, par addition de $50,0 \mathrm{~mL}$ d'une solution d'iodate de potassium $\mathrm{KIO}_3$ approximativement $0,15 \mathrm{M}$. Le volume de la solution d'iodate utilisé a été déterminé de telle sorte que les ions $\mathrm{IO}_3^{-}$soient certainement en excès par rapport à la quantité supposée d'ions $\mathrm{La}^{3+}$, et cet excès est alors consommé par la réaction dont l'équation stœchiométrique s'écrit : $$ \mathrm{IO}_3^{-}+5 \mathrm{I}^{-}+6 \mathrm{H}^{+}=3 \mathrm{I}_2+3 \mathrm{H}_2 \mathrm{O} \text { (a) } $$ provoquée par l'addition, en excès également, d'une solution d'iodure de potassium KI, après filtration du précipité d'iodate de lanthane. Le diiode $\mathrm{I}_2$ est enfin dosé par le thiosulfate de sodium, selon la réaction caractérisée par l'équation stœchiométrique : $$ \mathrm{I}_2+2 \mathrm{~S}_2 \mathrm{O}_3{ }^{2-}=2 \mathrm{I}^{-}+\mathrm{S}_4 \mathrm{O}_6{ }^{2-} $$ La disparition de la coloration brune due au diode nécessite $13,4 \mathrm{~mL}$ de thiosulfate $1,268 \mathrm{M}$. Par ailleurs, l'étalonnage exact de la solution de $\mathrm{KIO}_3$ est réalisé en appliquant successivement les deux réactions (a) et (b) à un échantillon de $40 \mathrm{~mL}$ : on doit alors utiliser $28 \mathrm{~mL}$ de la solution de thiosulfate. Quel est le pourcentage en masse du lanthane dans le minéral ?

Pour déterminer la teneur en lanthane (La) d'un minerai, on en dissout un échantillon de 4,23 g dans l'acide nitrique. Tout le lanthane contenu dans le minerai se trouve, sous la forme d'ions $\mathrm{La}^{3+}$, dans la solution obtenue, d'où il est ensuite précipité sous la forme d'iodate $\mathrm{La}\left(\mathrm{IO}_3\right)_3$ insoluble, par addition de $50,0 \mathrm{~mL}$ d'une solution d'iodate de potassium $\mathrm{KIO}_3$ approximativement $0,15 \mathrm{M}$.
Le volume de la solution d'iodate utilisé a été déterminé de telle sorte que les ions $\mathrm{IO}_3^{-}$soient certainement en excès par rapport à la quantité supposée d'ions $\mathrm{La}^{3+}$, et cet excès est alors consommé par la réaction dont l'équation stœchiométrique s'écrit :
$$
\mathrm{IO}_3^{-}+5 \mathrm{I}^{-}+6 \mathrm{H}^{+}=3 \mathrm{I}_2+3 \mathrm{H}_2 \mathrm{O} \text { (a) }
$$
provoquée par l'addition, en excès également, d'une solution d'iodure de potassium KI, après filtration du précipité d'iodate de lanthane.
Le diiode $\mathrm{I}_2$ est enfin dosé par le thiosulfate de sodium, selon la réaction caractérisée par l'équation stœchiométrique :
$$
\mathrm{I}_2+2 \mathrm{~S}_2 \mathrm{O}_3{ }^{2-}=2 \mathrm{I}^{-}+\mathrm{S}_4 \mathrm{O}_6{ }^{2-}
$$

La disparition de la coloration brune due au diode nécessite $13,4 \mathrm{~mL}$ de thiosulfate $1,268 \mathrm{M}$.
Par ailleurs, l'étalonnage exact de la solution de $\mathrm{KIO}_3$ est réalisé en appliquant successivement les deux réactions (a) et (b) à un échantillon de $40 \mathrm{~mL}$ : on doit alors utiliser $28 \mathrm{~mL}$ de la solution de thiosulfate.
Quel est le pourcentage en masse du lanthane dans le minéral ?

Key Concepts

Stoichiometry

Stoichiometry involves using balanced chemical equations to relate quantities of reactants and products. In the context of the analysis, it is fundamental for deducing the amount of lanthanum present by tracking how many moles of each reactant participate in the sequential reactions.

Precipitation Reaction

A precipitation reaction is used to selectively isolate the analyte by converting it into an insoluble compound. Here, lanthanum is precipitated as lanthanum iodate, which ensures that all the lanthanum from the dissolved mineral is collected in a form that can be quantitatively analyzed later.

Back Titration

Back titration is an analytical method used when direct titration is not feasible. It involves adding an excess of a known reagent to completely react with the analyte, then titrating the remaining excess reagent. This approach is employed in the problem to handle the excess iodate and iodide, ensuring accurate measurement of the lanthanum content.

Redox Titration (Iodometry)

Redox titration, particularly iodometry, is a process where the oxidation-reduction reaction between iodine and thiosulfate is used for quantification. In this analysis, iodine generated from the reaction is titrated with sodium thiosulfate, providing a means to measure the amount of lanthanum indirectly through the stoichiometrically linked reactions.

Standardization

Standardization is the process of accurately determining the concentration of a titrant solution. It is crucial for ensuring that the calculated quantities based on titration volumes are reliable. In the context of the analysis, the potassium iodate solution is standardized using sequential reactions and subsequent titration, which then allows for precise quantitative analysis of the lanthanum content.

Transcript

00:01 For us to answer this question, we would want to determine the mass percentage, which is equal to the mass of the la, 2 -s -o -4, 3 divided by the mass of the sample, multiplied by 100 of 1.

00:18 But remember, mass is equal to number of moles multiplied by the molar mass.

00:23 So the main task here will be to determine the number of moles, because we know that are the molar mass, and this is 566 .03 grams per mole.

00:34 So looking at the information that we've been given, the first thing that we're going to do here is to first of all calculate the number of moals of i -0 -3 minus used to precipitate the la3 plus.

00:49 So looking at this, these are going to be equal to the total number of moles of i.

00:56 They say this is total number of miles.

00:59 Moles minus the number of moles the excess number of moles so looking at this to determine the total and total remember we are dealing with i -03 minus this is going to be equal to member number of moles is equal to volume times concentration of a solution so this is equal to 0 .1105 multiplied by the volume that should be in litters so this gives us the total number of moles to be 4 .6 by 10 to the power negative 3 and the units are in moles.

01:33 Now to determine the excess, what we can do here is we have i2 reacting with 2, na2 s2 or 3 to form, na2, s4 or 6 plus to naai.

01:49 So what we can tell here is the number of moles of i2 are equal to half the number of moles of na2 2, s2, or 3 so again we are going to use half multiplied by the concentration which is 0 .065 multiplied by the volume in litters which is 1 2 .65 by 10 to the bar negative 3 and this is equal to 4 .11 by 10 to the point negative 4 so looking at this from the reaction if we look at this reaction where we have i or 3 reacting with 5 moles of iodide ions plus 6 moles of h plus to form 3 moles of iodine plus 3 moles of h2 o if we are to look at this reaction you can tell that the excess here is equal to 1 over 3 the number of moles of iodine so looking at this remember this is the excess i .0 3 minus so this is 1 over 3 multiplied by 4 .11 by 10 to negative 4 and this gives us 1 .3 7 by 10 to the point negative 4.

03:04 Now that we have determined the axis...

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