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 (Indicateur Coloré) 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 ?

EXERCICE V:

Papa François a fait une chute de vélo et s’est blessé au genou. Pour désinfecter sa plaie, il se propose d’utiliser une vieille solution de Bétadine trouvée dans sa boite à pharmacie et dont l’étiquette du flacon porte les inscriptions suivantes :
Substance active : I₂ ;
Pourcentage massique en diiode : P(I₂)=10%
Densité d=1,03
Son fils inquiet souhaite au préalable vérifier si cette solution de Bétadine est encore utilisable. Pour cela, il réalise les expériences suivantes :
• il dilue 10 fois la solution initiale de Bétadine notée S₀ de concentration en diiode C_o(I₂) et obtient une solution S1 telle que Co(I₂)= 10C1(I₂);
• Il dose un volume V₁ =10 mL de la solution diluée par une solution aqueuse de thiosulfate de sodium de concentration C₂ = 0,1 mol/L en présence d'empois d’amidon. Le point équivalent est obtenu lorsque le volume de la solution de thiosulfate versé est V₂ = 8,1 mL
Informations:
Equation-bilan support du dosage : 2S₂O₂⁻³+I₂ →S₄O₂⁻⁶+2I−
Formule de calcul du pourcentage en diode de la solution So :
P(I₂)= C0(I₂)×MI₂d×ρeau 100
P(I₂) pourcentage en masse de diiode de la solution S_o de bétadine.
C₀(I₂) concentration en diiode I2 en moL/L de la solution S_o
MI₂ masse molaire du diiode en g/mol
d densité de la solution So de bétadine.
ρ_eau masse volumique de l'eau en g/L.
Solution utilisable si P(I₂) est compris dans l'intervalle [8% - 10%]
Masse molaire de l'iode: M_I = 127 g/mol
ρeau=1000 g/L
En utilisant les informations ci-dessus et à l’aide d’une démarche scientifique,
1- Propose un mode opératoire assorti d’un dispositif expérimental adéquat du dosage effectué.
2- Examine si la solution de Bétadine trouvée dans la boite à pharmacie est encore utilisable. (probatoire C, D et E 2022)

EXERCICE VI:

Mme MAGOU a trouvé dans sa cave un vin incolore offert par un ami il y’a trois ans. Doutant de sa qualité, une analyse dans un laboratoire lui a été conseillée afin de vérifier la concentration en dioxyde de soufre présent dans ce vin.
La concentration maximale en dioxyde de soufre autorisée dans un vin par la législation est de 6,5 mmol/L.
Les travaux effectués et les résultats obtenus sont consignés dans le tableau suivant :

• Dosage de 20 mL du vin acidifiée contenant du dioxyde de soufre SO2 par une solution aqueuse de permanganate de potassium de concentration C=10−3 mol/L
• Volume de permanganate obtenu à l'équivalence : 17,2 mL.

Support : Equation-bilan de la réaction de dosage :
2MnO⁻₄+5SO₂+ 6H₂O→2Mn²⁺+ 5SO₂⁻⁴+4H₃O⁺
l - Décrire en l’aidant d'un schéma le mode opératoire de ce dosage.
2- En effectuant tous les calculs nécessaires, examine si ce vin est encore conforme à la législation. (Probatoire C, D, E et TI 2023)

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-Volume d’une solution de KMnO₄

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 d‘empois d’amidon.

2- A l’équivalence,

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

EXERCICE IV :

1-

M=57+32+4x16+30=172 g/mol

n=m/M et c=n/V=m/MV =>m=cVM=0,1x500.10-3x182=9,1 g

-Il doit peser 9,1 g de FeSO₄ ,2H₂O et l’introduire dans une fiole jaugée de 500 ml

- ajouter environ 50 ml d’eau distillée dans la fiole et agiter.

-compléter ensuite avec l’eau distillée jusqu’au trait de jauge et agiter une dernière fois.

2-

La solution a été bien préparée.

EXERCICE V :

1- Il est question ici de proposer un mode opératoire du dosage effectué.
Schéma du dispositif expérimental :

Protocole de dosage :
• Remplir la burette avec la solution de thiosulfate de sodium ;
• Introduire 10 mL de la solution diluée de Bétadine dans L’erlenmeyer ou le bécher et y ajouter quelques gouttes d’empois d’amidon ;
• Faire couler progressivement la solution de thiosulfate de sodium contenue dans la burette ;
• L’équivalence est obtenue par la décoloration du mélange contenu dans le bécher ou l’erlenmeyer.

Autre Protocole à valider :
Verser progressivement la solution diluée de thiosulfate de sodium de la burette dans le bécher ou l’erlenmeyer contenant l0 mL de solution diluée de Bétadine.
A l’équivalence on observera une décoloration de la solution du ‘bécher ou de l’erlenmeyer. (Passage du jaune-brun à l’incolore ou du bleu à l’incolore si on a utilisé de l’empois d’amidon).

2- Il est question de vérifier si la solution de Bétadine est encore utilisable.
Pour cela :
• Calculer la valeur de C₁(I₂)
• Déduire celle de C₀(I₂)
• Calculer la valeur P(I₂₎
• Vérifier si P(I₂) est compris dans l’interva1le [8%−10%]
• Conclure.
• Equation-bilan support du dosage
2S₂O₂⁻³+I₂→ S₄O₂⁻⁶+2I−
Déterminons la concentration de la solution diluée C1
A L’équivalence on a :
n(S₂O₂⁻³)/2=n(I₂)/1 ;
C₂V₂/2=C₁V₁ ⇒C1=C₂V₂/2V1
C₁=0,0405 mol/ L
• Déterminons la concentration C₀(I2)
C₀(I₂)= 10C₁(I₂)=0,405 mol/L
• Déterminons P(I₂)
P(I₂)= 0,405×2×127×1001,03×1000 =9,997%
P(I₂)=9,997% ≈10%
Conclusion : P(I₂) étant compris dans l’intervalle [8%−10%]. La solution de Bétadine trouvée dans la boite à pharmacie est encore utilisable

EXERCICE VI:

Tâche 1 :
• Problème scientifique : description du protocole du dosage de SO₂ du vin par les ions permanganate.
• Actions à mener :
1. Dessiner le dispositif expérimental du dosage ;
2. Décrire le mode opératoire du dosage.
• Résolution :

On réalise le montage ci-dessus ;
• Prélever à l’aide d’une pipette 20 mL de vin acidifié (solution de dioxyde de soufre) qu'on verse dans un erlenmeyer ou un bécher ;
• Remplir la burette graduée avec la solution de permanganate ;
• Laisser couler la solution de la burette mL par mL, puis goutte par goutte en prenant soin d’agiter le mélange jusqu’à la persistance de la teinte violette dans l’erlenmeyer (point d’équivalence).
• Relever la descente de burette qui correspond au volume à l’équivalence (faire la moyenne après plusieurs essais).

Tâche 2 :
• Problème scientifique : détermination de la concentration en SO₂ du vin-
• Actions à mener :
1. Exploiter l'équation-bilan support du dosage pour établir la relation entre les quantités de matières de SO₂ et de MnO−4.
2. Exprimer et calculer la concentration en S0₂ du vin.
3. Comparer à la norme et conclure.
• Résolution :
D’après l’équation-bilan support du dosage on a, à l’équivalence :

2MnO⁻₄ +5SO₂+ 6H₂O → 2Mn²⁺+ 5SO₂⁻⁴+4H₃O⁺
n(Mn O⁻₄) =n(SO2)5⇒ n(SO₂)=5/2n(MnO⁻₄)
[SO₂]=5/2[MnO⁻₄]Ve/Vvin=2,5x10-3x17,2/20
AN : [SO₂]=2,15×10−3 = 2,15mmol/L
• Comparaison et conclusion : 2,15 mmol/L < 6, 5mmol/L, alors le vin est encore conforme à la législation

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