QUELQUES DOSAGES D’OXYDO-REDUCTION

Doser une solution, c’est déterminer sa concentration. Toutes les réactions d’oxydo-réduction peuvent être utilisées pour des dosages. Il faut en effet que la réaction soit rapide et totale. Il faut aussi pouvoir repérer rapidement le point d’équivalence. L’équivalence est atteinte lorsque les quantités d’oxydant et de réducteur en présence sont dans les proportions stœchiométriques.

Dosage d’une solution d’ions Fe²⁺ par une solution MnO^-₄

Expérience :

On introduit dans une burette une solution oxydante de permanganate de potassium concentration C₀ connue, et dans le bécher une solution réductrice contenant les ions Fe²⁺, de volume Vr connu et de concentration Cr à déterminer. Il faut suffisamment acidifier le milieu, faute de quoi l’ion permanganate serait réduit à l’état de dioxyde de manganèse MnO₂, solide brun, et non à l’état d’ion Mn²⁺.

On verse progressivement cette solution dans la solution de l’ion Fe²⁺.

Observation :

Le permanganate se décolore au contact des ions Fe²⁺. Dès que les ions Fe²⁺ sont tous oxydés, le permanganate ne se décolore plus, la couleur violette persistante permet de repérer le point d’équivalence.

Le volume Vo de la solution oxydante utilisée pour la réaction est repéré par la descente de la burette.

L’équation bilan de la réaction s’écrit :

MnO^-₄ + 5Fe²⁺ + 8H₃O⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 12H₂O

Au point équivalent :

L’ion permanganate en milieu acide est très utilisé pour effectuer les dosages d’oxydoréductions : C’est la manganimétrie. L’IC est l’ion permanganate lui-même.

NB : La persistance de la couleur violette doit être obtenue à une goutte près.

Dosage d’une solution de diiode par une solution d’ions thiosulfate

Expérience : On place un volume V₀ d’une solution de diiode dans un bécher. On y verse progressivement une solution de thiosulfate de sodium de concentration Cr contenue dans une burette.

		2Na+ + S2O^2-3

Observation :

La couleur brune du diiode disparait peu à peu. L’équivalence est obtenue (le diiode a été entièrement réduit) lorsque la solution devient incolore. Mais comme ce changement de teinte est imperceptible, on utilise un IC(Indicateur Coloré) : quelques gouttes d’empois d’amidon donnent à la solution du diiode la teinte bleue.

Soit à déterminer le concentration C₀ d’une solution de diiode de volume V₀ qui vire du brun à l’incolore. La descente de la burette de la solution V_r de (2Na+ + S₂O^2-_3,) de concentration connue C_r.

L’équation de la réaction s’écrit :

2S₂O^2-₃ + I₂ →S₄O^2-₆ + 2I^-

2mol 1mol

A l’équivalence :

<=>

=>

Le diiode est très utilisé dans le dosage d’oxydoréduction : C’est l’iodométrie.

EXERCICES

EXERCICE I :

1-Ecrire les demi-équations des réactions d’oxydation des ions Fe²⁺ et de réduction des ions MnO^-₄ en milieu acide. En déduire l’équation bilan de la réaction entre les ions Fe²⁺ et MnO^-₄.

2-Quel volume d’une solution de KMnO₄ a 10^-2 mol/l faut-il ajouter à 200 ml d’une solution de sulfate de Fer II (FeSO₄) a 10^-3 mol/l pour que la teinte violette persiste ?

EXERCICE II:

On dissout une masse m de sulfate de Fer II Fe₂SO₄ anhydre(M=152 g.mol) dans une solution d’acide sulfurique et on complète le volume a 50 ml. Cette solution est titrée au moyen d’une solution de permanganate de potassium de concentration 0,2 mol/l. l’équivalence est obtenue après addition de 19,3 ml de solution de permanganate de potassium.

1-Ecrire l’équation bilan du dosage.

2-Calculer la concentration de la solution réductrice en ions Fe²⁺ et la masse m de sulfate de fer II qui a été dissoute dans l’acide sulfurique.

EXERCICE III:

1-On veut doser une solution de diiode dans l’iodure de potassium par une solution de thiosulfate de sodium Na₂S₂O₂.

Décrire la méthode employée. Quelle précaution faut-il prendre pour repérer l’équivalence de façon précise ?

2-Il faut verser 11,2 ml de solution de thiosulfate de sodium de concentration 0,1 mol/l dans 10 ml de solution de diiode pour obtenir l’équivalence.

Déterminer la concentration cherchée.

EXERCICE IV:  Au cours d’une séance de TP, le professeur demande à un élève de préparer une solution d’ions Fe²⁺ de concentration 0,1 mol/l à partir des cristaux de sulfate de fer II hydratés : FeSO₄ ,2H₂O.

1-Comment l’élève doit-il procéder pour obtenir 500 cm³ de solution ?

2-Pour contrôler le travail effectué, le professeur demande à un autre élève de déterminer la concentration de la solution obtenue par dosage à l’aide d’une solution de permanganate de potassium de concentration 0,04mol/l. Indiquer le mode opératoire à suivre.

Sachant que 10,1 cm³ de solution de permanganate de potassium ont été nécessaire pour doser 20 cm³ de la solution d’ions Fe²⁺, peut-on en déduire que la solution a été bien préparée ?

CORRIGES

EXERCICE I :

1- demi-équations des réactions d’oxydation des ions Fe²⁺ et de réduction des ions MnO^-₄ en milieu acide.

Fe²⁺ "Fe³⁺ + è

MnO^-₄ + 8H₃O⁺ + 5è → Mn²⁺ + 12H₂O

Équation bilan de la réaction entre les ions Fe²⁺ et MnO^-₄.

MnO^-₄ + 8H³O⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 12H₂O + 5Fe³⁺

2-Quel volume d’une solution de KMnO₄ a 10^-2 mol/l faut-il ajouter à 200 ml d’une solution de sulfate de Fer II (FeSO₄) a 10^-3 mol/l pour que la teinte violette persiste ?

EXERCICE II:

1-Equation bilan du dosage.

MnO^-₄ + 8H³O⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 12H₂O + 5Fe³⁺

2- concentration de la solution réductrice en ions Fe²⁺

Masse m de sulfate de fer II .

m=Mxn(Fe₂SO₄)=MCrVr=x152x0,386x005=2,93 g

EXERCICE III:

1-

Pour repérer l’équivalence de façon précise, il faut ajouter de ‘empois d’amidon

2-Il faut verser 11,2 ml de solution de thiosulfate de sodium de concentration 0,1 mol/l dans 10 ml de solution de diiode pour obtenir l’équivalence.

Déterminer la concentration cherchée.

C_oV_O = 2C_rV_r => C₀ = C_rV₀/2V₀=0,1x10/2x11,2=0,045 mol/l