Aurélie 15/11/06
Dosage de nitrates dans un engrais : d'après concours technicien chimiste Lille 2006

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On réalise l'étude d'un engrais solide portant comme indications : engrais NPK 17.17.17

17 % d'azote total ; 17 % d'anhydride phosphorique P2O5 ; 17 % d'oxyde de potasse K2O.

  1. Donner les expressions littérales permettant de déterminer les pourcentages massiques en phosphore et en potassium de cet engrais.
    Les nitrates s'accumulent dans notre environnement. Dans l'organisme ils peuvent être transformés en nitrites NO2- qui peuvent entraînés la formation de nitrosamines cancérigènes.
  2. Ecrire la demi-équation électronique de transformation des ions nitrate en ions nitrite en milieu acide.
    L'acide orthophosphorique H3PO4 peut être obtenu par combustion du phosphore dans le dioxygène : il se forme le décaoxyde de tétraphosphore, dont l'hydratation donne l'acide orthophosphorique.
  3. Ecrire et équilibrer les équations de ces deux réactions.
    Cet acide est obtenu industriellement par action de l'acide sulfurique sur le phosphate de calcium.
  4. Ecrire et équilibrer l'équation de cette réaction.
    Dosages des nitrates dans un engrais :
    Principe du dosage : il s'agit d'un dosage retour.
    On porte à ébullition en milieu acide, une masse connue d'engrais en présence d'une quantité connue et en excès d'ion Fe2+. Une partie de ces ions est oxydée en ion Fe3+ tandis que les ions nitrate sont réduits en monoxyde d'azote.
  5. Ecrire les deux demi-équations puis le bilan de cette réaction.
    Les ions Fe2+ restants sont ensuite dosés par une solution de dichromate de potassium de concentration C3.
  6. Ecrire les deux demi-équations puis le bilan de cette réaction.
    Préparation de la solution d'engrais :
    l'engrais commercial se présente sous la forme de granulés. On pèse1,25 g de granulés. on les écrase au mortier et on dissout la poudre obtenue dans 100 mL d'eau. Soit V0 le volume de cette solution.
    Préparation de la solution de Fe2+:
    On pèse avec précision 7,845 g de sel de Mohr ( Fe(NH4)2(SO4)2, 6H2O qu'on dissout dans 100 mL d'eau acidifiée par H2SO4.
  7. Calculer la concentration C2 des ions Fe2+ de la solution ainsi préparée.
    Dosage des nitrates :
    Dans un becher on verse : V1= 10 mL de la solution d'engrais ; V2 = 10 mL de la solution de sel de Mohr ; 15 mL d'acide sulfurique dilué.
    On chauffe le becher et on maintient à une ébullition une dizaine de minutes. On refroidit ensuite, on ajoute un peu d'eau, quelques gouttes d'indicateur et on dose les ions Fe2+ en excès par la solution de dichromate de potassium de concentration C3 = 1/60 mol/L. Le volume V3 de dichromate versé est V3 = 7,4 mL
  8. Montrer que la masse d'azote (m) contenue dans la solution préparée, sous forme de nitrate est : m= 14/3 (C2V2-6C3V3)V0/V1 10-3 si les volumes sont exprimés en mL.
  9. Calculer le pourcentage d'azote sous forme de nitrate dans cet engrais.
    H : 1 ; O : 16 ; N : 14 ; K : 39,1 ; S : 32 ; P : 31 ; Fe : 55,85 g/mol
corrigé
Expressions littérales permettant de déterminer les pourcentages massiques en phosphore et en potassium de cet engrais :

17 % d'anhydride phosphorique P2O5 d'où : % massique P =17* 2M(P) / M(P2O5) avec M : masse molaire (g/mol)

17 % d'oxyde de potasse K2O d'où : % massique K =17* 2M(K) / M(K2O)

Les nitrates s'accumulent dans notre environnement. Dans l'organisme ils peuvent être transformés en nitrites NO2- qui peuvent entraînés la formation de nitrosamines cancérigènes.

Demi-équation électronique de transformation des ions nitrate en ions nitrite en milieu acide :

NO3- + 2H+ + 2e- = NO2-+ H2O réduction de l'ion nitrate.

L'acide orthophosphorique H3PO4 peut être obtenu par combustion du phosphore dans le dioxygène : il se forme le décaoxyde de tétraphosphore, dont l'hydratation donne l'acide orthophosphorique.

Equations de ces deux réactions :

4P + 5O2 = P4O10.

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4
Cet acide est obtenu industriellement par action de l'acide sulfurique sur le phosphate de calcium.

Ca3(PO4)2+ 3H2SO4 =2H3PO4 +3CaSO4

Une partie de ces ions est oxydée en ions Fe3+ tandis que les ions nitrate sont réduits en monoxyde d'azote :

3Fe2+ = 3Fe3+ +3 e-.

NO3- + 4H+ +3 e- = NO+2H2O

NO3- + 4H+ +3Fe2+ = 3Fe3+ + NO+2H2O (1)
Les ions Fe2+ restants sont ensuite dosés par une solution de dichromate de potassium :

6Fe2+ = 6Fe3+ +6 e-.

Cr2O72-+ 14H+ +6 e- = 2Cr3++7H2O

Cr2O72-+ 14H+ +6Fe2+ = 6Fe3+ +2Cr3++7H2O (2)

concentration C2 des ions Fe2+ de la solution ainsi préparée : M( sel de Mohr) = 391,85 g/mol

n(Fe2+) = m/M= 7,845 /391,85 = 0,02 mol dans 0,1 L soit C2 = 0,2 mol/L.

masse d'azote (m) contenue dans la solution préparée :

n(Cr2O72-) = V3C3 d'où n(Fe2+) excès = 6 V3C3 d'après les coefficients de (2)

n(Fe2+) total =V2C2 ; n(Fe2+) réagit =V2C2- 6 V3C3 ;

n(NO3-) = 1/3 n(Fe2+) réagit d'après les coefficients de (1)

masse d'azote : n(NO3-) *14 = 14 / 3 (V2C2- 6 V3C3 ) =4,67 (V2C2- 6 V3C3 )

m(azote) = 4,67 (10*0,2- 6 *7,4*0,01 )10-3=7,26 10-3 g dans 10 mL de la solution d'engrais

soit 7,26 10-2 dans 100 mL ou dans 1,25 g d'engrais ou 7,26/1,25 = 5,8 %.

 
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