La chimie à l’école — Années 1 à 12 · Grades 1–12

36Le titrage

La boîte d’un complément alimentaire en fer promet $80\,\mathrm{mg}$ de fer par comprimé, sous forme d’ions fer(II). Est-ce vrai ? Une chimiste broie un comprimé, le dissout dans un acide, et ajoute goutte à goutte, à l’aide d’un long tube gradué, une solution violette de permanganate de potassium. Chaque goutte se décolore aussitôt, car les ions permanganate sont consommés par les ions fer(II), jusqu’à ce qu’une goutte, la dernière, laisse une teinte rose pâle qui ne disparaît plus. Le volume versé à cet instant donne la quantité de fer. Ce chapitre transforme une réaction en mesure.

Rappel

Un oxydant gagne des électrons, un réducteur en cède ; l’ion permanganate oxyde les ions fer(II) selon $\ce{MnO4^- + 8H+ + 5Fe^{2+} -> Mn^{2+} + 5Fe^{3+} + 4H2O}$ (Chapitre 35). La concentration molaire et la dilution (Chapitre 26) ; le tableau d’avancement et le réactif limitant (Chapitre 27).

Des comprimés de complément en fer : combien de fer chacun contient-il vraiment ?

36.1 Titrer

Définition 36.1 (Titrage, solution titrante, solution titrée)

Un titrage mesure la quantité d’une espèce dissoute en la faisant réagir avec une autre espèce dont la concentration est connue avec précision. La solution de concentration connue, ajoutée à l’aide d’une burette, est la solution titrante ; la solution qui contient l’espèce à doser, placée dans l’erlenmeyer, est la solution titrée.

Proposition 36.2 (Ce que doit être une réaction de titrage)

Une réaction peut servir à un titrage si elle est totale (pour qu’un réactif soit entièrement consommé), rapide (pour que chaque goutte réagisse aussitôt) et unique (le réactif titrant ne réagit avec rien d’autre dans l’erlenmeyer).

Démonstration. Si la réaction s’arrêtait avant d’être complète, prenait du retard sur les gouttes, ou consommait du réactif titrant ailleurs, le volume versé ne mesurerait plus la quantité de l’espèce titrée. ∎

Un montage de titrage : la burette, tenue par un support, délivre la solution titrante dans la solution titrée, maintenue sous agitation.

36.2 L’équivalence

Définition 36.3 (Équivalence, volume à l’équivalence)

L’équivalence est le moment d’un titrage où le réactif titrant ajouté et l’espèce titrée sont dans les proportions de l’équation : tous deux sont entièrement consommés. Le volume de solution titrante versé à cet instant est le volume à l’équivalence, $V_E$ .

Proposition 36.4 (La relation à l’équivalence)

Pour une réaction de titrage $a\,\ce{A} + b\,\ce{B} \longrightarrow$ produits, où A est titré (quantité $n_A$ ) par une solution titrante de B de concentration $c_B$ , on a à l’équivalence

\frac{n_A}{a} = \frac{c_B\, V_E}{b} .

Démonstration. À l’équivalence, le mélange est stœchiométrique (Chapitre 27) : A et B, de quantités initiales $n_A$ et $c_B V_E$ , s’épuisent ensemble, donc $n_A / a = c_B V_E / b$ . ∎

Le fer(II) titré par le permanganate à 0.0200\, mol/ L : les ions fer(II) s’épuisent exactement au volume à l’équivalence ; au-delà, les ions permanganate ne sont plus consommés et s’accumulent. — Le fer(II) titré par le permanganate à $0.0200\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ : les ions fer(II) s’épuisent exactement au volume à l’équivalence ; au-delà, les ions permanganate ne sont plus consommés et s’accumulent.

36.3 Repérer l’équivalence par un changement de couleur

Proposition 36.5 (Voir l’équivalence)

Quand l’une des espèces du titrage est colorée, l’équivalence se voit par un changement de couleur dans l’erlenmeyer : la couleur du réactif titrant apparaît et persiste dès qu’il est en excès, ou la couleur de l’espèce titrée disparaît quand elle s’épuise.

Démonstration. Avant l’équivalence, chaque ion du réactif titrant qui tombe dans l’erlenmeyer est aussitôt consommé ; après l’équivalence, il subsiste. Une espèce colorée n’est donc présente dans l’erlenmeyer que d’un seul côté de l’équivalence. ∎

Exemple 36.6 (Le permanganate, son propre indicateur)

L’ion permanganate $\ce{MnO4^-}$ est violet foncé, et les ions manganèse $\ce{Mn^{2+}}$ qu’il donne sont presque incolores ; les ions fer ne donnent à la solution qu’une teinte jaune pâle. Avant l’équivalence, chaque goutte violette se décolore en tombant ; la première goutte qui ne se décolore pas marque l’équivalence : l’erlenmeyer devient rose pâle et le reste.

L’erlenmeyer d’un titrage du fer(II) par le permanganate, avant, à et après l’équivalence. On lit le volume à l’équivalence au premier rose persistant.

Exemple 36.7 (La vitamine C et le diiode)

La vitamine C, l’acide ascorbique $\ce{C6H8O6}$ ( $M = 176.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ), est un réducteur ; le diiode $\ce{I2}$ l’oxyde :

\ce{C6H8O6 + I2 -> C6H6O6 + 2H+ + 2I-} .

On titre $10.0\,\mathrm{mL}$ de jus d’orange, additionnés d’un peu d’empois d’amidon, par une solution de diiode à $5.00 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Avant l’équivalence, le diiode est consommé ; la première goutte en excès colore l’amidon en bleu foncé. Si $V_E = 5.70\,\mathrm{mL}$ , le jus contenait $n = 5.00 \times 10^{-3} \times 5.70 \times 10^{-3} = 2.85 \times 10^{-5}\,\mathrm{mol}$ de vitamine C, soit $5.0\,\mathrm{mg}$ dans $10.0\,\mathrm{mL}$ : $0.50\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$ .

36.4 Calculer une concentration inconnue

Méthode 36.8 (Calculer une concentration à partir d’un titrage)

Écrire l’équation ajustée de la réaction de titrage et lire les coefficients $a$ (espèce titrée) et $b$ (réactif titrant).
Lire $V_E$ sur la burette, et calculer la quantité de réactif titrant versée, $n_B = c_B V_E$ .
À l’équivalence, $n_A = \dfrac{a}{b}\, c_B V_E$ .
Diviser par le volume titré : $c_A = n_A / V_A$ . Si l’échantillon a été dilué avant le titrage, multiplier par le facteur de dilution.

Exemple 36.9 (Une solution de fer(II))

$20.0\,\mathrm{mL}$ d’une solution de fer(II), acidifiée, demandent $V_E = 12.6\,\mathrm{mL}$ de permanganate à $0.0200\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Ici $a = 5$ ( $\ce{Fe^{2+}}$ ) et $b = 1$ ( $\ce{MnO4^-}$ ) : $n(\ce{MnO4^-}) = 0.0200 \times 0.0126 = 2.52 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ , donc $n(\ce{Fe^{2+}}) = 5 \times 2.52 \times 10^{-4} = 1.26 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}$ , et $c(\ce{Fe^{2+}}) = 1.26 \times 10^{-3} / 0.0200 = 0.0630\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ .

36.5 Le titrage, une mesure

Au laboratoire — Lire une burette

On rince la burette avec la solution titrante, on la remplit, et on chasse les bulles d’air de sa pointe. On lit le niveau au bas du ménisque, l’œil à la même hauteur, avant et après le titrage : le volume versé est la différence. Les graduations sont tous les $0.1\,\mathrm{mL}$ , et une lecture peut être estimée à $0.05\,\mathrm{mL}$ près. Près de l’équivalence, on ajoute la solution titrante goutte à goutte, en agitant l’erlenmeyer.

Un titrage en cours : burette, support et erlenmeyer posé sur un carreau blanc.

Remarque 36.10 (Quelle est la précision d’un titrage ?)

Chaque lecture de la burette peut être fausse d’environ $0.05\,\mathrm{mL}$ , et le volume versé est la différence de deux lectures : il peut être faux de $0.1\,\mathrm{mL}$ . Pour $V_E = 14.3\,\mathrm{mL}$ , cela fait $0.1 / 14.3 \approx 0.7\,\%$ . Un $V_E$ plus grand diminue cette erreur relative : c’est pourquoi on choisit les concentrations des solutions titrantes de façon à obtenir des volumes à l’équivalence de 10 à $20\,\mathrm{mL}$ avec une burette de $25\,\mathrm{mL}$ . On recommence le titrage jusqu’à ce que deux résultats concordent à $0.1\,\mathrm{mL}$ près environ. Un traitement plus fin de l’incertitude d’une mesure est donné dans le volume de première année d’université.

Sécurité

Le permanganate de potassium solide est un comburant qui peut entretenir un incendie, corrosif et nocif ; ses solutions diluées tachent la peau et les vêtements en brun. Les solutions de diiode sont nocives. Lunettes et gants ; les déchets sont récupérés, jamais versés dans l’évier.

36.6 Exercices

Exercice 36.1 ★

Dans un titrage, qu’est-ce que la solution titrante ? La solution titrée ? Que se passe-t-il à l’équivalence ?

Solution

Solution de Exercice 36.1.

La solution titrante est la solution de concentration connue avec précision, dans la burette ; la solution titrée contient l’espèce à doser, dans l’erlenmeyer. À l’équivalence, le réactif titrant ajouté et l’espèce titrée sont dans les proportions de l’équation : tous deux sont entièrement consommés.

Exercice 36.2 ★

Quelle quantité d’ions permanganate est contenue dans $12.5\,\mathrm{mL}$ d’une solution à $0.0200\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ?

Solution

Solution de Exercice 36.2.

$n = 0.0200 \times 0.0125 = 2.50 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ .

Exercice 36.3 ★

Sur la figure des quantités en fonction du volume versé, lire le volume à l’équivalence. Quelle quantité de fer(II) y avait-il dans l’erlenmeyer au départ ?

Solution

Solution de Exercice 36.3.

$V_E = 14.3\,\mathrm{mL}$ ; la droite du fer(II) part de $14.3 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ , soit $1.43 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}$ .

Exercice 36.4 ★

Pourquoi n’a-t-on besoin d’aucun indicateur pour un titrage par le permanganate ?

Solution

Solution de Exercice 36.4.

Le réactif titrant est lui-même coloré (violet) et son produit presque incolore : la couleur apparaît dans l’erlenmeyer dès que le permanganate est en excès.

Exercice 36.5 ★

À l’équivalence du titrage du fer(II) par le permanganate, quel est le rapport de la quantité de fer(II) à la quantité de permanganate versée ? Pourquoi ?

Solution

Solution de Exercice 36.5.

5 : l’équation consomme 5 ions fer(II) par ion permanganate, et à l’équivalence les réactifs ont été réunis dans ces proportions.

Exercice 36.6 ★★

$10.0\,\mathrm{mL}$ d’une solution acidifiée de fer(II) demandent $8.40\,\mathrm{mL}$ de permanganate à $0.0200\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Calculer la concentration molaire en fer(II), puis sa concentration massique.

Solution

Solution de Exercice 36.6.

$n(\ce{MnO4^-}) = 0.0200 \times 0.00840 = 1.68 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ ; $n(\ce{Fe^{2+}}) = 5 \times 1.68 \times 10^{-4} = 8.40 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ ; $c = 8.40 \times 10^{-4} / 0.0100 = 0.0840\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ; $C_m = 0.0840 \times 55.8 = 4.69\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$ .

Exercice 36.7 ★★

On dissout un comprimé de vitamine C pour obtenir $100.0\,\mathrm{mL}$ de solution. $10.0\,\mathrm{mL}$ de celle-ci, additionnés d’amidon, demandent $11.4\,\mathrm{mL}$ de diiode à $0.0100\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Quelle masse de vitamine C le comprimé contient-il ?

Solution

Solution de Exercice 36.7.

Rapport 1/1 : $n = 0.0100 \times 0.0114 = 1.14 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ dans $10.0\,\mathrm{mL}$ , donc $1.14 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}$ dans les $100.0\,\mathrm{mL}$ , soit $1.14 \times 10^{-3} \times 176.0 = 0.201\,\mathrm{g}$ : environ $200\,\mathrm{mg}$ .

Exercice 36.8 ★★

Une réaction est totale mais dure plusieurs minutes. Pourquoi ne peut-elle pas servir telle quelle à un titrage avec changement de couleur ?

Solution

Solution de Exercice 36.8.

Chaque goutte ne réagirait pas aussitôt : la couleur de la solution titrante persisterait avant l’équivalence, et on croirait voir la fin trop tôt (ou il faudrait attendre plusieurs minutes après chaque goutte).

Exercice 36.9 ★★

Observer les trois erlenmeyers. Une élève s’arrête à un erlenmeyer aussi violet que le troisième. Son volume à l’équivalence est-il trop grand ou trop petit ? Qu’aurait-elle dû faire près de l’équivalence ?

Solution

Solution de Exercice 36.9.

Trop grand : elle a dépassé l’équivalence en ajoutant du permanganate en excès. Près de l’équivalence, elle aurait dû ajouter la solution titrante goutte à goutte, en agitant, et s’arrêter au premier rose pâle persistant.

Exercice 36.10 ★★

Une solution concentrée de fer(II) est d’abord diluée dix fois. Puis $10.0\,\mathrm{mL}$ de la solution diluée demandent $13.0\,\mathrm{mL}$ de permanganate à $0.0200\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Déterminer la concentration de la solution concentrée.

Solution

Solution de Exercice 36.10.

$n(\ce{Fe^{2+}}) = 5 \times 0.0200 \times 0.0130 = 1.30 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}$ dans $10.0\,\mathrm{mL}$ : $c = 0.130\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ pour la solution diluée, et $10 \times 0.130 = 1.30\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ pour la solution concentrée.

Exercice 36.11 ★★

La solution de fer(II) de l’exemple traité dans le chapitre a pour concentration $c = 0.0630\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Quelle masse de fer $1.00\,\mathrm{L}$ de cette solution contient-il ?

Solution

Solution de Exercice 36.11.

$0.0630 \times 55.8 = 3.52\,\mathrm{g}$ .

Exercice 36.12 ★★★

Un titrage donne $V_E = 7.2\,\mathrm{mL}$ . Estimer l’erreur relative due aux lectures de la burette, et la comparer à celle obtenue pour $V_E = 14.3\,\mathrm{mL}$ . Proposer deux moyens d’obtenir un volume à l’équivalence plus grand.

Solution

Solution de Exercice 36.12.

$0.1 / 7.2 \approx 1.4\,\%$ , contre $0.7\,\%$ pour $14.3\,\mathrm{mL}$ . Titrer un plus grand volume (ou un échantillon plus concentré) de la solution, ou utiliser une solution titrante plus diluée.

Exercice 36.13 ★★★

On titre le peroxyde d’hydrogène par le permanganate en milieu acide :

\ce{2MnO4^- + 5H2O2 + 6H+ -> 2Mn^{2+} + 5O2 + 8H2O} .

On dilue dix fois un désinfectant ; $10.0\,\mathrm{mL}$ de la solution diluée demandent $17.6\,\mathrm{mL}$ de permanganate à $0.0200\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Déterminer la concentration molaire du peroxyde d’hydrogène dans le désinfectant, puis sa concentration massique ( $\ce{H2O2}$ : $34.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).

Solution

Solution de Exercice 36.13.

$n(\ce{MnO4^-}) = 0.0200 \times 0.0176 = 3.52 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ ; $n(\ce{H2O2}) = \frac{5}{2} \times 3.52 \times 10^{-4} = 8.80 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ dans $10.0\,\mathrm{mL}$ : $0.0880\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ dans la solution diluée, $0.880\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ dans le désinfectant, soit $0.880 \times 34.0 = 29.9\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$ (une solution à 3 % environ).

Exercice 36.14 ★★★

Un comprimé de fer doit contenir environ $1.4 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}$ de fer(II). Quelle concentration de permanganate donne un volume à l’équivalence voisin de $15\,\mathrm{mL}$ avec une burette de $25\,\mathrm{mL}$ ? Qu’est-ce qui n’irait pas avec une solution dix fois plus concentrée ?

Solution

Solution de Exercice 36.14.

$n(\ce{MnO4^-}) = 1.4 \times 10^{-3} / 5 = 2.8 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ , à délivrer en environ $0.015\,\mathrm{L}$ : $c \approx 0.019\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ , d’où une solution à $0.0200\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Dix fois plus concentrée, elle donnerait $V_E$ voisin de $1.4\,\mathrm{mL}$ : l’erreur de la burette atteindrait environ $7\,\%$ .

Exercice 36.15 ★★★

L’équation du titrage comporte $\ce{8H+}$ pour chaque $\ce{MnO4^-}$ . Pour un volume à l’équivalence de $14.3\,\mathrm{mL}$ à $0.0200\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ , quelle quantité d’ions hydrogène est consommée ? $10\,\mathrm{mL}$ d’un acide contenant $1.0\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ d’ions hydrogène suffisent-ils ? Pourquoi faut-il acidifier l’erlenmeyer ?

Solution

Solution de Exercice 36.15.

$8 \times 0.0200 \times 0.0143 = 2.29 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}$ d’ions hydrogène. $10\,\mathrm{mL}$ à $1.0\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ en contiennent $1.0 \times 10^{-2}\,\mathrm{mol}$ : c’est assez, plus de quatre fois. Sans acide, la réaction du chapitre ne pourrait pas se produire telle qu’elle est écrite (les ions hydrogène sont un réactif), et le permanganate réagirait autrement.

36.7 Problème : le comprimé de fer est-il honnête ?

Problème 36.1

Problème du week-end — un complément en fer annonce 80 mg de fer par comprimé : un titrage le confirme-t-il ?

La boîte d’un complément en fer annonce $80\,\mathrm{mg}$ de fer, sous forme de fer(II), par comprimé. On broie un comprimé et on le dissout dans environ $50\,\mathrm{mL}$ d’acide sulfurique dilué, puis on le titre par du permanganate de potassium à $0.0200\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Le rose pâle persiste pour $V_E = 14.3\,\mathrm{mL}$ .

Partie I — La réaction.

Nommer les deux couples oxydant/réducteur mis en jeu. Quelle espèce est l’oxydant, laquelle le réducteur ?
Écrire les deux demi-équations.
Les combiner pour obtenir l’équation du titrage, et vérifier qu’elle est ajustée en charges.
Pourquoi dissout-on le comprimé dans un acide ?
Montrer que la réaction remplit les conditions d’un titrage, et expliquer comment on voit l’équivalence.

Partie II — Le titrage.

Dans quelle pièce de verrerie se trouve la solution de permanganate ? Comment lit-on son volume ?
De quelle couleur est l’erlenmeyer avant l’équivalence, et pourquoi chaque goutte se décolore-t-elle ?
Calculer la quantité de permanganate versée à l’équivalence.

Partie III — Le fer.

En déduire la quantité de fer(II) dans le comprimé.
Calculer sa masse en milligrammes.
Comparer avec l’étiquette : quel écart relatif ?
Le volume versé peut être faux de $0.1\,\mathrm{mL}$ . De combien de milligrammes la masse de fer peut-elle être fausse ? L’étiquette est-elle confirmée ?

Partie IV — Plusieurs comprimés.

Deux autres comprimés donnent $V_E = 14.1\,\mathrm{mL}$ et $14.4\,\mathrm{mL}$ . Calculer leurs masses de fer.
Calculer la moyenne des trois comprimés.
Les trois résultats diffèrent de plus que l’erreur de la burette. Que cela indique-t-il sur les comprimés ?
Du permanganate à $0.100\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ aurait-il été un meilleur choix ? Expliquer.
Beaucoup de compléments contiennent aussi de la vitamine C, un réducteur. Quel effet aurait-elle sur le titrage, et sur la masse de fer trouvée ?
Le fer est présent sous forme de sulfate de fer(II), $\ce{FeSO4}$ . Quelle masse de ce composé un comprimé contient-il ?
Combien d’ions fer(II) cela représente-t-il ?
Donner la réponse finale : quelle masse de fer un comprimé contient-il ?

Solution

Solution de Problème 36.1.

1. $\ce{MnO4^-}$ / $\ce{Mn^{2+}}$ et $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ . L’oxydant est l’ion permanganate, le réducteur l’ion fer(II).

2. $\ce{MnO4^- + 8H+ + 5e- -> Mn^{2+} + 4H2O}$ ; $\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-}$ .

3. On multiplie la seconde par 5 : $\ce{MnO4^- + 8H+ + 5Fe^{2+} -> Mn^{2+} + 5Fe^{3+} + 4H2O}$ . Charge à gauche : $-1 + 8 + 10 = +17$ ; à droite : $+2 + 15 = +17$ .

4. Les ions hydrogène sont un réactif : la réaction a besoin d’un milieu acide.

5. Elle est totale, rapide, et c’est la seule réaction du permanganate dans l’erlenmeyer ; le permanganate, violet, est consommé avant l’équivalence et colore l’erlenmeyer en rose après elle.

6. Dans la burette ; on la lit au bas du ménisque, l’œil à sa hauteur, avant et après, à $0.05\,\mathrm{mL}$ près.

7. Jaune pâle (ions fer) ; chaque goutte violette est aussitôt consommée par les ions fer(II) encore présents.

8. $0.0200 \times 0.0143 = 2.86 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}$ .

9. $n(\ce{Fe^{2+}}) = 5 \times 2.86 \times 10^{-4} = 1.43 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}$ .

10. $1.43 \times 10^{-3} \times 55.8 = 0.0798\,\mathrm{g} = 79.8\,\mathrm{mg}$ .

11. $(80 - 79.8)/80 \approx 0.3\,\%$ .

12. $0.1\,\mathrm{mL}$ sur $14.3\,\mathrm{mL}$ , c’est $0.7\,\%$ , soit environ $0.6\,\mathrm{mg}$ : le résultat, $79.8 \pm 0.6$ mg, est en accord avec l’étiquette.

13. $14.1$ : $5 \times 0.0200 \times 0.0141 \times 55.8 = 78.7\,\mathrm{mg}$ ; $14.4$ : $80.4\,\mathrm{mg}$ .

14. $(79.8 + 78.7 + 80.4)/3 = 79.6\,\mathrm{mg}$ .

15. Les comprimés eux-mêmes diffèrent légèrement par leur teneur en fer, d’environ $1\,\%$ .

16. Non : $V_E$ vaudrait environ $2.9\,\mathrm{mL}$ , et l’erreur de la burette $3.5\,\%$ , cinq fois plus.

17. La vitamine C serait elle aussi oxydée par le permanganate : la réaction ne serait plus unique, $V_E$ serait trop grand, et le fer serait surestimé.

18. $1.43 \times 10^{-3} \times 151.9 = 0.217\,\mathrm{g}$ , environ $217\,\mathrm{mg}$ .

19. $1.43 \times 10^{-3} \times 6.02 \times 10^{23} = 8.6 \times 10^{20}$ ions.

20. Environ $80\,\mathrm{mg}$ de fer par comprimé : l’étiquette est honnête.

Termes définis dans ce chapitre

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