Analyses chimiques (partie 3/8)

## Dosage d’une solution acide ### Introduction Bienvenue dans cette leçon sur le dosage d'une solution acide ! Le dosage acido-basique est une technique d'analyse chimique très importante qui nous permet de déterminer la concentration inconnue d'une solution. C'est une compétence fondamentale en chimie, utilisée dans de nombreux domaines, de la qualité de l'eau à l'industrie pharmaceutique. Dans cette leçon, nous allons explorer les principes, le matériel, le protocole expérimental et les calculs associés au dosage d'une solution acide. ### Concepts Clés #### Qu'est-ce qu'un dosage acido-basique ? Un dosage acido-basique, ou titrage, est une méthode d'analyse quantitative qui a pour but de déterminer la concentration molaire d'une espèce chimique dissoute (l'analyte) dans une solution, en la faisant réagir totalement avec une solution d'une autre espèce chimique de concentration connue et précisément mesurée (le titrant). La réaction utilisée est une réaction de neutralisation acido-basique. #### Matériel nécessaire Pour réaliser un dosage acido-basique, le matériel suivant est indispensable : * **Burette graduée :** Contient la solution titrante (de concentration connue) et permet de la verser avec précision. * **Pipette jaugée :** Permet de prélever un volume exact et précis de la solution à doser (l'analyte). * **Bécher ou erlenmeyer :** Contient la solution à doser et où la réaction de titrage a lieu. * **Agitateur magnétique et barreau aimanté :** Pour homogénéiser le mélange pendant le dosage. * **pH-mètre et sa sonde :** Pour suivre l'évolution du pH de la solution à doser au fur et à mesure que l'on ajoute le titrant. Il permet de tracer une courbe de dosage. * **Indicateur coloré :** Une substance qui change de couleur à un pH spécifique, souvent utilisé en remplacement du pH-mètre pour identifier le point d'équivalence par un simple changement de couleur. #### Protocole expérimental Voici les étapes générales pour réaliser un dosage acido-basique : 1. **Préparation :** Prélever un volume précis `\(V_A\)` de la solution acide à doser (analyte) à l'aide d'une pipette jaugée et le placer dans un bécher ou un erlenmeyer. Ajouter quelques gouttes d'un indicateur coloré si un pH-mètre n'est pas utilisé. 2. **Mise en place :** Remplir la burette graduée avec la solution basique titrante (de concentration connue `\(C_B\)`). Ajuster le zéro. 3. **Titrage :** Verser progressivement la solution basique contenue dans la burette dans le bécher, tout en agitant constamment. Noter le pH régulièrement si un pH-mètre est utilisé. 4. **Détection de l'équivalence :** Repérer le point d'équivalence soit par un saut de pH significatif sur la courbe de dosage (pH en fonction du volume de base versé), soit par un changement de couleur permanent de l'indicateur coloré. 5. **Mesure du volume à l'équivalence :** Noter le volume de solution basique `\(V_{B,eq}\)` versé à l'équivalence. #### Le point d'équivalence Le point d'équivalence est le moment clé d'un dosage. Il est atteint lorsque les réactifs ont été introduits dans des proportions stoechiométriques. Cela signifie que l'acide et la base ont réagi entièrement et qu'il n'y a plus d'acide ni de base en excès (hors produits de la réaction). * **Détection par pH-mètre :** Le point d'équivalence se manifeste par un saut brutal du pH sur la courbe de dosage. Le pH à l'équivalence dépend de la nature de l'acide et de la base (fort/faible). * **Détection par indicateur coloré :** L'indicateur est choisi de manière à changer de couleur précisément au pH du point d'équivalence. Son virage de couleur signale que l'équivalence est atteinte. #### Relation à l'équivalence À l'équivalence, la quantité de matière d'acide `\(n_A\)` et de base `\(n_B\)` qui ont réagi sont dans des proportions stoechiométriques. Pour une réaction simple où 1 mole d'acide réagit avec 1 mole de base (par exemple, `\( \text{HCl} + \text{NaOH} \)`), la relation est la suivante : \[ n_A = n_B \] Sachant que la quantité de matière `\(n\)` est le produit de la concentration `\(C\)` par le volume `\(V\)` (`\(n = C \cdot V\)`), on obtient : \[ C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_{B,eq} \] Où : * `\(C_A\)` : concentration molaire de la solution acide (inconnue). * `\(V_A\)` : volume de la solution acide prélevé (connu). * `\(C_B\)` : concentration molaire de la solution basique (connue). * `\(V_{B,eq}\)` : volume de la solution basique versé à l'équivalence (mesuré). Cette relation permet de calculer la concentration inconnue `\(C_A\)`. #### Choix de l'indicateur coloré Un indicateur coloré est une substance dont la couleur dépend du pH de la solution. Pour un dosage, il faut choisir un indicateur dont la zone de virage (plage de pH où il change de couleur) englobe le pH du point d'équivalence. Quelques exemples : * **Hélianthine :** Zone de virage 3,1 - 4,4 (rouge à jaune), adapté pour les dosages acide fort/base faible. * **Bleu de bromothymol (BBT) :** Zone de virage 6,0 - 7,6 (jaune à bleu), adapté pour les dosages acide fort/base forte (pH d'équivalence \( \approx 7 \)). * **Phénolphtaléine :** Zone de virage 8,2 - 10,0 (incolore à rose/magenta), adapté pour les dosages acide faible/base forte. ### Vocabulaire * **Dosage (ou titrage) :** Technique d'analyse quantitative pour déterminer la concentration d'une substance. * **Titrant :** Solution de concentration connue, ajoutée progressivement depuis la burette. * **Analyte (ou solution à titrer) :** Solution de concentration inconnue, placée dans le bécher. * **Point d'équivalence :** Moment du dosage où les réactifs ont été introduits dans des proportions stoechiométriques. La réaction est complète. * **Indicateur coloré :** Substance qui change de couleur en fonction du pH de la solution, utilisée pour visualiser le point d'équivalence. * **pH-mètre :** Appareil électronique qui mesure la valeur du pH d'une solution. * **Burette graduée :** Tube vertical gradué avec un robinet, utilisé pour délivrer des volumes précis et variables de liquide. * **Pipette jaugée :** Tube en verre permettant de prélever et de transférer un volume unique et très précis de liquide. ### Exemples #### Exemple de calcul de concentration On souhaite déterminer la concentration d'une solution d'acide chlorhydrique (\( \text{HCl} \)) de volume `\(V_A = 20,0 \text{ mL}\)`. Pour cela, on la dose avec une solution d'hydroxyde de sodium (\( \text{NaOH} \)) de concentration `\(C_B = 0,10 \text{ mol/L}\)`. Le point d'équivalence est atteint lorsque l'on a versé `\(V_{B,eq} = 15,0 \text{ mL}\)` de la solution de \( \text{NaOH} \). La réaction de dosage est : `\( \text{HCl(aq)} + \text{NaOH(aq)} \to \text{NaCl(aq)} + \text{H}_2\text{O(l)} \)`. C'est une réaction 1:1. À l'équivalence, nous avons : `\( C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_{B,eq} \)` Nous pouvons isoler `\(C_A\)` : \[ C_A = \frac{C_B \cdot V_{B,eq}}{V_A} \] En remplaçant par les valeurs numériques (attention aux unités, les volumes doivent être dans la même unité, souvent en litres) : \[ C_A = \frac{0,10 \text{ mol/L} \cdot 15,0 \cdot 10^{-3} \text{ L}}{20,0 \cdot 10^{-3} \text{ L}} \] \[ C_A = \frac{0,0015 \text{ mol}}{0,020 \text{ L}} \] \[ C_A = 0,075 \text{ mol/L} \] La concentration de la solution d'acide chlorhydrique est donc de `\(0,075 \text{ mol/L}\)`. ### Exercices 1. Quel est le principal objectif d'un dosage acido-basique ? 2. Décrivez la fonction de la burette graduée et de la pipette jaugée dans un dosage. 3. Qu'est-ce que le point d'équivalence ? Comment le détecte-t-on si on utilise un pH-mètre ? 4. Une solution d'acide nitrique (\( \text{HNO}_3 \)) est dosée par une solution d'hydroxyde de potassium (\( \text{KOH} \)) de concentration `\(0,080 \text{ mol/L}\)`. On prélève `\(12,0 \text{ mL}\)` de la solution d'acide nitrique. L'équivalence est atteinte après avoir versé `\(15,0 \text{ mL}\)` de la solution de \( \text{KOH} \). Calculez la concentration de l'acide nitrique. (La réaction est 1:1 : `\( \text{HNO}_3 + \text{KOH} \to \text{KNO}_3 + \text{H}_2\text{O} \)`). ### Devoirs 1. Dessinez et annotez le schéma d'un montage expérimental complet pour un dosage acido-basique, en identifiant chaque pièce de matériel et les solutions qu'elles contiennent. 2. Expliquez pourquoi le rinçage du matériel (burette, pipette) avec la solution qu'il va contenir est une étape cruciale avant de commencer un dosage. 3. On dispose de `\(25,0 \text{ mL}\)` d'une solution d'acide sulfurique (\( \text{H}_2\text{SO}_4 \)) de concentration inconnue. On la dose avec une solution d'hydroxyde de sodium (\( \text{NaOH} \)) à `\(0,20 \text{ mol/L}\)`. L'équivalence est atteinte après avoir ajouté `\(20,0 \text{ mL}\)` de la solution de \( \text{NaOH} \). * Écrivez l'équation de la réaction de dosage. (Rappel : \( \text{H}_2\text{SO}_4 \) est un diacide, il réagit avec deux moles de base). * Calculez la concentration de l'acide sulfurique. ### Résumé * Le dosage d'une solution acide est une méthode d'analyse quantitative permettant de déterminer la concentration inconnue d'un acide en le faisant réagir avec une base de concentration connue. * Le matériel clé inclut la burette, la pipette jaugée et le pH-mètre (ou un indicateur coloré). * Le point d'équivalence est le moment où l'acide et la base ont réagi dans des proportions stoechiométriques, détecté par un saut de pH ou un changement de couleur. * La relation fondamentale à l'équivalence est `\(C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_{B,eq}\)` pour les réactions 1:1, permettant de calculer la concentration inconnue. * Le choix de l'indicateur coloré est crucial et doit correspondre au pH du point d'équivalence. ## Dosage d’une solution basique ### Introduction Les analyses chimiques nous permettent de comprendre la composition et les propriétés des substances qui nous entourent. Une méthode fondamentale en chimie est le **dosage**, également appelé titrage. Il s'agit d'une technique expérimentale qui a pour but de déterminer la concentration inconnue d'une espèce chimique dissoute dans une solution. Dans cette leçon, nous allons nous concentrer sur le **dosage acido-basique** d'une solution basique, une réaction clé de neutralisation qui nous permet de quantifier la quantité de base présente. ### Concepts Clés #### 1. Définition du dosage acido-basique Le dosage acido-basique est une technique d'analyse quantitative qui repose sur une réaction de neutralisation entre un acide et une base. On introduit progressivement une solution de concentration connue (la **solution titrante**) dans une solution de concentration inconnue (la **solution titrée**) jusqu'à ce que la réaction soit complète. #### 2. Matériel utilisé pour un dosage Pour réaliser un dosage, plusieurs instruments de laboratoire sont essentiels : * **Burette graduée :** Pour ajouter avec précision la solution titrante (dont on connaît la concentration) à la solution titrée. Elle permet de mesurer le volume versé. * **Pipette jaugée :** Pour prélever avec exactitude un volume précis de la solution titrée (dont on veut déterminer la concentration). * **Bécher ou Erlenmeyer :** Récipient dans lequel la solution titrée est placée et où se déroule la réaction. * **Agitateur magnétique et barreau aimanté :** Pour assurer un mélange homogène des réactifs pendant le dosage. * **pH-mètre ou indicateur coloré :** Pour suivre l'évolution de la réaction et repérer le point d'équivalence. #### 3. Principe du dosage acido-basique Le dosage est basé sur une réaction de neutralisation où un acide réagit avec une base. Pour le dosage d'une solution basique, on utilisera un acide comme solution titrante. Par exemple, la réaction entre un acide fort (comme \( HCl \)) et une base forte (comme \( NaOH \)) est : \[ H_3O^+_{(aq)} + HO^-_{(aq)} \rightarrow 2H_2O_{(l)} \] Le point crucial du dosage est le **point d'équivalence**. * **Point d'équivalence :** C'est le moment où les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques de la réaction. Autrement dit, la quantité (en moles) d'acide ajouté est égale à la quantité (en moles) de base initialement présente dans l'erlenmeyer. À ce point, le pH de la solution change brusquement. Si la réaction est de type 1:1 (une mole d'acide réagit avec une mole de base), la relation à l'équivalence est : \[ C_A V_A = C_B V_B \] Où : * \( C_A \) est la concentration molaire de la solution acide. * \( V_A \) est le volume d'acide versé à l'équivalence. * \( C_B \) est la concentration molaire de la solution basique (inconnue). * \( V_B \) est le volume de la solution basique prélevée initialement. #### 4. Suivi du dosage Il existe deux méthodes principales pour suivre l'évolution du pH et repérer le point d'équivalence : ##### a. Par pH-métrie On utilise un pH-mètre pour mesurer le pH de la solution au fur et à mesure que l'on ajoute la solution titrante. En traçant la courbe de variation du pH en fonction du volume de solution titrante versée (courbe de titrage), on observe un saut de pH important au point d'équivalence. Le point d'équivalence correspond au point d'inflexion de cette courbe. Pour un dosage d'une base forte par un acide fort, le pH à l'équivalence est de 7. ##### b. Par indicateur coloré Un **indicateur coloré** est une substance dont la couleur change en fonction du pH de la solution. Pour un dosage acido-basique, on choisit un indicateur dont la **zone de virage** (intervalle de pH où la couleur change) englobe le pH du point d'équivalence. Lorsque la couleur de la solution change, cela signifie que le point d'équivalence a été atteint (ou est très proche). * Exemples d'indicateurs et leurs zones de virage : phénolphtaléine (pH 8,2-10,0, incolore à rose/fuchsia), hélianthine (pH 3,1-4,4, rouge à jaune), bleu de bromothymol (pH 6,0-7,6, jaune à bleu). ### Vocabulaire * **Dosage (Titrage) :** Méthode permettant de déterminer la concentration d'une solution. * **Solution titrante :** Solution de concentration connue, ajoutée progressivement. * **Solution titrée :** Solution dont on cherche à déterminer la concentration. * **Équivalence :** Point du dosage où les réactifs ont été mélangés en proportions stœchiométriques. * **Point de fin de titrage :** Moment où l'indicateur coloré change de couleur. * **Indicateur coloré :** Substance dont la couleur change en fonction du pH. * **Zone de virage :** Intervalle de pH dans lequel un indicateur coloré change de couleur. * **pH-mètre :** Appareil mesurant le pH d'une solution. * **Concentration molaire :** Quantité de matière (en moles) par litre de solution (mol/L). * **Neutralisation :** Réaction entre un acide et une base formant de l'eau et un sel. ### Exemples #### Exemple 1 : Détermination de la concentration d'une soude (NaOH) On veut déterminer la concentration \( C_B \) d'une solution d'hydroxyde de sodium (base forte). Pour cela, on réalise un dosage avec une solution d'acide chlorhydrique (acide fort) de concentration \( C_A = 0,10 \text{ mol/L} \). 1. On prélève \( V_B = 20,0 \text{ mL} \) de la solution de NaOH et on la place dans un erlenmeyer. 2. On ajoute quelques gouttes de phénolphtaléine (l'indicateur sera rose dans la solution basique). 3. On remplit une burette avec la solution d'HCl. 4. On verse l'HCl goutte à goutte dans l'erlenmeyer en agitant continuellement. 5. Le virage de l'indicateur (passage du rose à l'incolore) est observé lorsque \( V_A = 15,0 \text{ mL} \) d'HCl ont été ajoutés. **Calcul de \( C_B \) :** À l'équivalence, la relation est \( C_A V_A = C_B V_B \). Donc, \( C_B = rac{C_A V_A}{V_B} \). \( C_B = rac{0,10 \text{ mol/L} \times 15,0 \text{ mL}}{20,0 \text{ mL}} = rac{0,10 \times 0,015 \text{ L}}{0,020 \text{ L}} = 0,075 \text{ mol/L} \). La concentration de la solution de soude est de \( 0,075 \text{ mol/L} \). ### Exercices 1. Citez deux pièces de verrerie indispensables pour réaliser un dosage et expliquez leur rôle. 2. Définissez le terme ## Dosage d’une solution oxydante ### Introduction Bienvenue à cette leçon sur le dosage d'une solution oxydante ! En chimie, il est souvent essentiel de connaître précisément la concentration d'une substance dans une solution. Le dosage par titrage est une méthode analytique qui nous permet d'y parvenir. Dans cette leçon, nous allons nous concentrer sur les dosages impliquant des réactions d'oxydo-réduction, où une solution oxydante est le réactif clé. Nous explorerons les principes fondamentaux de ces réactions, le protocole expérimental et les calculs nécessaires pour déterminer une concentration inconnue. ### Concepts Clés #### I. Qu'est-ce qu'un dosage par titrage ? Le dosage par titrage (ou simplement titrage) est une technique de chimie analytique quantitative utilisée pour déterminer la concentration inconnue d'un réactif (l'analyte ou la solution titrée) en le faisant réagir avec un réactif de concentration connue (le titrant ou la solution titrante). * **Principe :** La réaction entre le titrant et l'analyte doit être rapide, totale (complète) et spécifique. On ajoute progressivement le titrant à l'analyte jusqu'à ce que la réaction soit complète. * **Point d'équivalence :** C'est le moment précis où le titrant et l'analyte ont été introduits dans les proportions stœchiométriques dictées par l'équation de la réaction. #### II. Rappels sur les réactions d'oxydo-réduction (Redox) Les dosages que nous étudions ici reposent sur des réactions redox, où il y a un transfert d'électrons. ##### A. Oxydant et réducteur * Un **oxydant** est une espèce chimique capable de **capter** des électrons. Ce faisant, il est réduit. * Un **réducteur** est une espèce chimique capable de **céder** des électrons. Ce faisant, il est oxydé. ##### B. Demi-équations électroniques Chaque transformation (oxydation ou réduction) peut être représentée par une demi-équation électronique : * Réduction (gain d'électrons) : \( ext{Oxydant} + n e^- \rightarrow ext{Réducteur} \) * Oxydation (perte d'électrons) : \( ext{Réducteur} \rightarrow ext{Oxydant} + n e^- \) Exemples : * Réduction du fer(III) : \( Fe^{3+}(aq) + e^- \rightarrow Fe^{2+}(aq) \) * Oxydation du cuivre : \( Cu(s) \rightarrow Cu^{2+}(aq) + 2e^- \) ##### C. Couples rédox Un couple rédox (ou couple oxydant/réducteur) est formé par un oxydant et son réducteur conjugué, liés par une demi-équation électronique. On le note souvent \( ext{Ox}/ ext{Red} \). Par exemple, \( Fe^{3+}/Fe^{2+} \) ou \( Cu^{2+}/Cu \). ##### D. Équation de réaction d'oxydo-réduction Une réaction d'oxydo-réduction globale est la combinaison de deux demi-réactions : une oxydation et une réduction. Le nombre d'électrons échangés doit être équilibré. Pour l'exemple des couples \( Ag^+/Ag \) et \( Cu^{2+}/Cu \): * Réduction : \( 2Ag^+(aq) + 2e^- \rightarrow 2Ag(s) \) * Oxydation : \( Cu(s) \rightarrow Cu^{2+}(aq) + 2e^- \) * Équation globale : \( 2Ag^+(aq) + Cu(s) \rightarrow 2Ag(s) + Cu^{2+}(aq) \) #### III. Le protocole expérimental d'un dosage redox ##### A. Matériel nécessaire * **Burette graduée :** Pour verser la solution titrante avec précision. * **Pipette jaugée :** Pour prélever un volume précis de la solution à doser. * **Fiole jaugée :** Pour préparer des solutions de concentration précise. * **Erlenmeyer ou bécher :** Récipient de la solution à doser. * **Agitateur magnétique et barreau aimanté :** Pour assurer un mélange homogène. * **Support avec pince :** Pour maintenir la burette. ##### B. Préparation 1. **Préparer la solution titrée (analyte) :** Prélever un volume précis de la solution de concentration inconnue à l'aide d'une pipette jaugée et le verser dans un erlenmeyer. Ajouter de l'eau distillée si nécessaire pour immerger l'agitateur magnétique (cela ne change pas la quantité de matière à doser). 2. **Préparer la solution titrante :** Remplir la burette graduée avec la solution de concentration connue, en veillant à l'absence de bulles d'air et à ajuster le zéro. 3. **Ajouter un indicateur coloré (si besoin) :** Si les réactifs ou les produits ne sont pas eux-mêmes colorés, un indicateur est nécessaire pour repérer le point d'équivalence. ##### C. Déroulement du dosage 1. Placer l'erlenmeyer avec la solution titrée sous la burette, sur l'agitateur magnétique. 2. Mettre en marche l'agitateur magnétique pour un mélange continu. 3. Verser la solution titrante goutte à goutte. Au fur et à mesure de l'addition, observer les changements (couleur, etc.). ##### D. Repérage du point d'équivalence Le point d'équivalence est détecté par un changement brusque et persistant d'une propriété de la solution : * **Changement de couleur :** C'est le cas le plus fréquent, soit un des réactifs ou produits est coloré, soit un indicateur coloré spécifique est utilisé. Le "virage" de couleur marque l'équivalence. * **Autres méthodes :** Des méthodes physiques comme la conductimétrie ou la pH-métrie peuvent aussi être utilisées pour des dosages plus complexes ou sans indicateur visuel évident. #### IV. Exploitation des résultats : Calculs à l'équivalence ##### A. La relation à l'équivalence Au point d'équivalence, les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques. Si l'équation de la réaction est : \[ aA + bB \rightarrow cC + dD \] où \( a \) et \( b \) sont les coefficients stœchiométriques des réactifs A et B, alors à l'équivalence, nous avons : \[ \frac{n_A}{a} = \frac{n_B}{b} \] où \( n_A \) et \( n_B \) sont les quantités de matière de A et B qui ont réagi au point d'équivalence. Comme la quantité de matière \( n \) est égale au produit de la concentration molaire \( C \) par le volume \( V \) (soit \( n = C \times V \)), on peut écrire : \[ \frac{C_A V_A}{a} = \frac{C_B V_{B,eq}}{b} \] Ici, \( C_A \) est la concentration de l'analyte A (inconnue), \( V_A \) est le volume initial de l'analyte prélevé, \( C_B \) est la concentration du titrant B (connue) et \( V_{B,eq} \) est le volume de titrant B versé à l'équivalence. ##### B. Calcul de la concentration inconnue À partir de la relation à l'équivalence, nous pouvons déterminer la concentration inconnue. Par exemple, si \( C_A \) est inconnue : \[ C_A = rac{a imes C_B imes V_{B,eq}}{b imes V_A} \] ### Vocabulaire * **Dosage par titrage :** Méthode pour déterminer la concentration d'une solution. * **Solution titrante :** Solution de concentration connue, ajoutée progressivement (dans la burette). * **Solution titrée (Analyte) :** Solution dont on cherche à déterminer la concentration (dans l'erlenmeyer). * **Point d'équivalence :** Instant où les réactifs ont été introduits en proportions stœchiométriques. * **Oxydant :** Espèce qui capte des électrons. * **Réducteur :** Espèce qui cède des électrons. * **Demi-équation électronique :** Représentation d'une oxydation ou d'une réduction (échange d'électrons). * **Couple rédox :** Ensemble d'un oxydant et de son réducteur conjugué (Ex: \( Fe^{3+}/Fe^{2+} \)). * **Indicateur coloré :** Substance qui change de couleur au point d'équivalence. * **Concentration molaire :** Quantité de matière (en moles) par litre de solution (mol/L). ### Exemples #### Dosage des ions fer(II) par le permanganate de potassium Le dosage des ions fer(II) \( (Fe^{2+}) \) par les ions permanganate \( (MnO_4^-) \) est un exemple classique. Les ions permanganate sont fortement colorés (violets) et incolores sous forme \( Mn^{2+} \). * **Couples rédox :** \( MnO_4^-/Mn^{2+} \) et \( Fe^{3+}/Fe^{2+} \) * **Demi-équations :** * Réduction : \( MnO_4^-(aq) + 8H^+(aq) + 5e^- \rightarrow Mn^{2+}(aq) + 4H_2O(l) \) * Oxydation : \( Fe^{2+}(aq) \rightarrow Fe^{3+}(aq) + e^- \) * **Équation bilan :** Pour équilibrer les électrons, il faut multiplier la demi-équation du fer par 5. \[ MnO_4^-(aq) + 5Fe^{2+}(aq) + 8H^+(aq) \rightarrow Mn^{2+}(aq) + 5Fe^{3+}(aq) + 4H_2O(l) \] **Déroulement :** On verse la solution violette de permanganate de potassium dans une solution d'ions fer(II) incolore (acidifiée). La solution reste incolore tant qu'il y a des ions \( Fe^{2+} \) à oxyder. Au point d'équivalence, tous les \( Fe^{2+} \) ont réagi, et la goutte suivante de \( MnO_4^- \) (qui ne peut plus réagir) colore la solution en rose ou violet pâle, indiquant le virage. ### Exercices 1. **Définitions :** En vos propres termes, expliquez ce qu'est un oxydant et un réducteur en chimie. 2. **Équilibrage :** Pour les couples rédox \( I_2(aq)/I^-(aq) \) et \( S_4O_6^{2-}(aq)/S_2O_3^{2-}(aq) \): * Écrivez les deux demi-équations électroniques. * Écrivez l'équation de la réaction d'oxydo-réduction globale. 3. **Calcul de concentration :** Lors du dosage de 25,0 mL d'une solution d'ions \( Fe^{2+} \) de concentration inconnue \( C_{Fe^{2+}} \) par une solution de permanganate de potassium \( (K^+(aq) + MnO_4^-(aq)) \) de concentration \( C_{MnO_4^-} = 0,020 ext{ mol/L} \), le volume de permanganate versé à l'équivalence est de 18,0 mL. * En utilisant l'équation bilan de l'exemple ci-dessus (\[ MnO_4^-(aq) + 5Fe^{2+}(aq) + 8H^+(aq) \rightarrow Mn^{2+}(aq) + 5Fe^{3+}(aq) + 4H_2O(l) \]), déterminez la concentration \( C_{Fe^{2+}} \). ### Devoirs 1. **Schéma de montage :** Dessinez et annotez le montage expérimental complet pour un dosage par titrage. 2. **Rôle de l'indicateur :** Expliquez pourquoi un indicateur coloré est utile, voire indispensable, dans certains dosages. 3. **Qualités d'une réaction de dosage :** Pourquoi est-il important que la réaction de dosage soit rapide et totale ? 4. **Dosage de l'eau oxygénée :** On souhaite doser une solution d'eau oxygénée \( (H_2O_2) \) par une solution acidifiée de permanganate de potassium \( (MnO_4^-) \). * Les couples rédox impliqués sont : \( MnO_4^-/Mn^{2+} \) et \( O_2/H_2O_2 \). * Écrivez les demi-équations électroniques pour chaque couple. * Écrivez l'équation bilan de la réaction de dosage. * Si un volume de 10,0 mL de solution d'eau oxygénée est dosé par 12,5 mL d'une solution de \( MnO_4^- \) à \( 0,050 ext{ mol/L} \), quelle est la concentration molaire de l'eau oxygénée ? ### Résumé Nous avons exploré le concept fondamental du dosage par titrage, une technique essentielle pour déterminer la concentration d'une solution inconnue. Nous avons revu les principes des réactions d'oxydo-réduction, en distinguant oxydants et réducteurs, et en équilibrant les demi-équations et les équations bilans. Le protocole expérimental a été détaillé, soulignant l'importance du matériel et de l'identification du point d'équivalence. Enfin, nous avons appris à utiliser la relation à l'équivalence (\( rac{C_A V_A}{a} = rac{C_B V_{B,eq}}{b} \)) pour calculer une concentration inconnue. La maîtrise de ces concepts vous permettra de comprendre et de réaliser des analyses chimiques précises en laboratoire.