Travaux pratiques de chimie générale (partie 7/8)

## Objectifs et prérequis **Objectifs** : à la fin de ce chapitre l’élève sera capable de - réaliser un dosage iodométrique en suivant les étapes de préparation, de titration et de calcul de la concentration de l’analyte ; - mesurer le pH d’une solution aqueuse avec une électrode de pH étalonnée, interpréter le résultat et en discuter la précision ; - déterminer le potentiel d’un couple redox à l’aide d’un potentiomètre et d’une électrode de référence, appliquer l’équation de Nernst et évaluer la fiabilité de la mesure ; - appliquer les règles de sécurité et d’hygiène propres aux manipulations de réactifs iodés, d’acides forts et de solutions électrochimiques en milieu de laboratoire technique camerounais. **Prérequis** : notions de réactions d’oxydo‑réduction, d’équilibres acido‑basiques, de concentrations molaires, d’utilisation de burette et de pipette jaugée, connaissance de base des électrodes (pH, référence Ag/AgCl, électrode de platine) et des consignes de manipulation des produits dangereux (iode, acide chlorhydrique, nitrate d’argent, etc.). --- ### Introduction contextualisée Dans les laboratoires de chimie générale des lycées techniques du Cameroun, les travaux pratiques permettent de passer du savoir théorique à la maîtrise de gestes professionnels indispensables dans les secteurs de l’agroalimentaire, du traitement des eaux, de la pharmacie ou de la métallurgie. Le dosage iodométrique est largement employé pour contrôler la teneur en agents réducteurs (sulfites, thiosulfates, ascorbate) dans les produits alimentaires ou les effluents industriels. La mesure du pH constitue une étape fondamentale pour ajuster les procédés de fermentation, de coagulation ou de corrosion. Enfin, la détermination du potentiel redox est essentielle pour surveiller les réactions de corrosion, les piles à combustible ou les procédés d’électrolyse. Maîtriser ces trois techniques, en respectant les normes de sécurité (port de lunettes, gants nitrile, hotte lorsqu’il y a dégagement de vapeurs d’iode), prépare l’élève à intervenir efficacement en atelier ou sur chantier. --- ## I. Dosage iodométrique (Leçon 18) ### A. Principe du dosage iodométrique Le dosage iodométrique repose sur la réaction d’oxydo‑réduction entre l’iode (I₂) et un agent réducteur (R) qui fournit deux électrons par molécule (ex. SO₃²⁻, ascorbate) : $$ \ce{I2 + R -> 2 I^- + R_{ox}} $$ L’iode est formé *in situ* par réaction d’un iodure avec un oxydant connu (souvent du dichromate de potassium ou du permanganate de potassium). L’excès d’iode est ensuite titré avec une solution étalonée de thiosulfate de sodium (Na₂S₂O₃) selon : $$ \ce{I2 + 2 S2O3^{2-} -> 2 I^- + S4O6^{2-}} $$ Le point d’équivalence est détecté par l’apparition d’une couleur bleue intense du complexe amidon‑iode, qui disparaît dès que tout l’I₂ a été réduit. > **>** La réaction du thiosulfate avec l’iode est rapide, quantitative et ne subit pas d’interférence majeure en milieu légèrement acide (pH ≈ 4‑5). ### B. Réactifs et matériel | Réactif / Matériel | Fonction | Précaution | |--------------------|----------|------------| | KI (iodure de potassium) | Fournit I⁻ pour générer I₂ | Irritant, manipuler avec gants | | K₂Cr₂O₇ (dichromate de potassium) ou KMnO₄ (permanganate) | Oxydant pour produire I₂ | Toxique, éviter inhalation | | Na₂S₂O₃·5H₂O (thiosulfate de sodium) | Titrant étaloné | Sensible à la lumière, conserver dans flacon amber | | Amidon soluble (solution 1 %) | Indicateur de point d’équivalence | Préparer frais chaque jour | | Acide chlorhydrique dilué (0,1 M) | Ajuster le pH à 4‑5 | Corrosif, porter lunettes et gants | | Burette de 25 mL, pipette jaugée 10 mL, erlenmeyer 250 mL, agitateur magnétique | Verrerie de titration | Rincer à l’eau déionisée puis sécher à l’air | | Balance analytique (0,1 mg) | Pesée des solides | Calibrer avant utilisation | ### C. Protocole expérimental pas à pas 1. **Préparation de la solution d’iode** : Dans un erlenmeyer de 250 mL, dissoudre 0,5 g de KI dans 30 mL d’eau déionisée, ajouter 5 mL d’acide chlorhydrique 0,1 M, puis verser 10 mL de solution de K₂Cr₂O₇ 0,02 M. Mélanger ; la solution devient jaune‑brune (présence d’I₂). 2. **Ajout de l’analyte** : Introduire, à l’aide d’une pipette jaugée, 10,00 mL de la solution contenant l’agent réducteur à doser (ex. solution de Na₂SO₃ inconnue ou autre réducteur). 3. **Titration** : Remplir la burette avec la solution étalonée de Na₂S₂O₃ (c≈0,1 M). Titrer l’erlenmeyer sous agitation jusqu’à apparition d’une couleur bleue pâle. Ajouter alors 1 mL de solution d’amidon 1 % ; la couleur devient bleu intense. Continuer la titration jusqu’à disparition complète du bleu (point d’équivalence). Noter le volume V₁ de thiosulfate consommé. 4. **Essai blanc** : Réaliser une titration identique sans analyte (seulement KI/K₂Cr₂O₇/HCl) pour déterminer l’iode formé par les réactifs seuls. Noter le volume V₀ de thiosulfate consommé. 5. **Calcul** : Le volume net de thiosulfate correspondant à l’analyte est V = V₀ – V₁ (car V₀ > V₁ lorsque l’analyte consomme de l’I₂). > **>** Le volume d’essai blanc doit être nettement supérieur à 0,2 mL (typiquement plusieurs mL) ; sinon, vérifier la fraîcheur des réactifs ou la présence de contaminants réducteurs. ### D. Calculs et expression du résultat La réaction du thiosulfate avec l’iode consomme 2 mol de S₂O₃²⁻ pour 1 mol d’I₂, donc la quantité d’I₂ titrée est : $$ n_{\ce{I2}} = \frac{V \cdot C_{\ce{Na2S2O3}}}{2} $$ où \(V = V_0 - V_1\) (en L) et \(C_{\ce{Na2S2O3}}\) la concentration du thiosulfate étaloné. La quantité d’agent réducteur (R) qui a consommé cet I₂ dépend de sa stœchiométrie avec l’iode. Pour un réducteur qui fournit deux électrons par molécule (ex. sulfite, ascorbate) la réaction est : $$ \ce{I2 + R -> 2 I^- + R_{ox}} $$ Ainsi, une mole d’I₂ réagit avec une mole de R, donc : $$ n_R = n_{\ce{I2}} = \frac{V \cdot C_{\ce{Na2S2O3}}}{2} $$ Pour un réducteur comme le thiosulfate qui réagit selon : $$ \ce{I2 + 2 S2O3^{2-} -> 2 I^- + S4O6^{2-}} $$ deux moles de thiosulfate consomment une mole d’I₂, donc : $$ n_{\ce{S2O3^{2-}}} = 2 \, n_{\ce{I2}} = V \cdot C_{\ce{Na2S2O3}} $$ Dans le cas général, si le réducteur R réagit avec l’iode selon l’équation : $$ \ce{I2 + \nu R -> 2 I^- + products} $$ alors : $$ n_R = \frac{V \cdot C_{\ce{Na2S2O3}}}{2 \nu} $$ La concentration de l’analyte dans l’échantillon initial (C_R) s’obtient par : $$ C_R = \frac{n_R}{V_{\text{échantillon}}} = \frac{V \cdot C_{\ce{Na2S2O3}}}{2 \nu \, V_{\text{échantillon}}} $$ où \(V_{\text{échantillon}}\) est le volume de la solution d’analyte introduit (en L). Pour le cas particulier où l’analyte est du thiosulfate (\(\nu = 2\)), la formule se simplifie à : $$ C_R = \frac{V \cdot C_{\ce{Na2S2O3}}}{V_{\text{échantillon}}} $$ ### E. Exemple chiffré entièrement résolu **Données** : - Volume d’analyte introduit : \(V_{\text{échantillon}} = 10,00\ \text{mL} = 0,01000\ \text{L}\) - Concentration du thiosulfate étaloné : \(C_{\ce{Na2S2O3}} = 0,1000\ \text{mol·L}^{-1}\) - Volume de thiosulfate consommé avec analyte : \(V_1 = 16,20\ \text{mL}\) - Volume d’essai blanc : \(V_0 = 18,73\ \text{mL}\) **Calcul** : \( V = V_0 - V_1 = 18,73 - 16,20 = 2,53\ \text{mL} = 0,00253\ \text{L} \) Pour un analyte thiosulfate (\(\nu = 2\)) : \( C_R = \dfrac{V \cdot C_{\ce{Na2S2O3}}}{V_{\text{échantillon}}} = \dfrac{0,00253\ \text{L} \times 0,1000\ \text{mol·L}^{-1}}{0,01000\ \text{L}} = 0,0253\ \text{mol·L}^{-1} \) Conversion en masse : \( m = C_R \times M_{\ce{Na2S2O3\cdot5H2O}} = 0,0253\ \text{mol·L}^{-1} \times 248,18\ \text{g·mol}^{-1} = 6,28\ \text{g·L}^{-1} = 6,28 \times 10^{3}\ \text{mg·L}^{-1} \) **Résultat** : la concentration de thiosulfate dans l’échantillon est \(2,53 \times 10^{-2}\ \text{M}\) (≈ 6,28 g·L⁻¹ ou 6,28 × 10³ mg·L⁻¹). > **>** Toujours soustraire l’essai blanc du volume mesuré avec analyte (V₀ – V₁) avant de calculer la concentration de l’analyte. ### F. Normes de sécurité et bonnes pratiques - Porter lunettes de protection, gants nitrile et blouse fermée. - Effectuer la manipulation sous hotte lorsqu’on travaille avec du dichromate ou du permanganate (vapeurs toxiques). - Étiqueter clairement toutes les solutions (concentration, date de préparation). - Neutraliser les résidus d’iode avec une solution de thiosulfate excédentaire avant évacuation dans les égouts (conformément au décret n° 2005/123 du MINEE). - Rincer la burette à l’eau déionisée puis à l’acide dilué avant de la remplir avec le thiosulfate afin d’éviter la contamination par des ions métalliques. --- ## II. Mesure du pH d’une solution aqueuse (Leçon 19) ### A. Définition du pH et échelle Le pH est défini comme l’opposé du logarithme décimal de l’activité des ions hydrogène : $$ \mathrm{pH} = -\log_{10} a_{\ce{H+}} $$ Dans les solutions diluées (I < 0,1 M), l’activité peut être approximée par la concentration molaire \([ \ce{H+} ]\). L’échelle de pH va de 0 (solution fortement acide) à 14 (solution fortement basique) à 25 °C. > **>** À 25 °C, \([ \ce{H+} ] = 10^{-\mathrm{pH}}\ \text{mol·L}^{-1}\). ### B. Électrode de pH et étalonnage L’électrode de pH combine une électrode sensible au H⁺ (verre spécial) et une électrode de référence (souvent Ag/AgCl dans KCl saturé). La différence de potentiel mesurée est liée au pH par l’équation de Nernst : $$ E = E^0 + \frac{RT}{F} \ln a_{\ce{H+}} = E^0 - \frac{2,303 RT}{F} \,\mathrm{pH} $$ À 25 °C, le facteur \(\frac{2,303 RT}{F}\) vaut 0,05916 V · pH⁻¹. **Étallonnage** : réaliser un étalonnage à deux points avec des tampons certifiés (pH = 4,00 et pH = 7,00 ou pH = 10,00 selon la plage attendue). 1. Rincer l’électrode à l’eau déionisée, sécher délicatement avec un chiffon sans peluche. 2. Immerger l’électrode dans le tampon pH = 4,00, attendre la stabilisation (±0,01 pH unit), régler l’appareil sur 4,00. 3. Rincer, répéter avec le tampon pH = 7,00 (ou 10,00). 4. Vérifier la pente : elle doit être comprise entre 0,055 et 0,062 V · pH⁻¹ ; sinon, remplacer l’électrode. > **>** Conserver l’électrode de référence dans une solution de KCl saturé lorsqu’elle n’est pas utilisée pour éviter le dessèchement de la membrane de verre. ### C. Procédure de mesure 1. Préparer l’échantillon dans un bécher de 50 mL, ajuster la température à 25 °C (utiliser un bain thermostaté si nécessaire). 2. Rincer l’électrode avec de l’eau déionisée, puis plonger l’électrode dans l’échantillon. 3. Agiter doucement (barre aimantée faible) pour assurer l’homogénéité sans créer de bulles d’air sur la membrane. 4. Attendre la stabilisation du affichage (variation < 0,01 pH pendant 10 s). 5. Noter la valeur de pH. 6. Rincer l’électrode, la replonger dans son solution de stockage. ### D. Interprétation et précision - La précision typique d’une électrode de pH bien étalonnée est ±0,01 pH unité. - Les erreurs principales proviennent de : variation de température (corriger avec le coefficient de température de l’électrode), contamination de la membrane par des protéines ou des huiles, et potentiel de junction de référence instable. - Pour les solutions très acides (pH < 2) ou très basiques (pH > 12), utiliser une électrode spéciale à membrane résistante ou effectuer une dilution contrôlée avant mesure. > **>** Toujours noter la température de mesure ; si elle diffère de 25 °C, appliquer la correction : \(\mathrm{pH}_{25} = \mathrm{pH}_T + (0,00019 \times (T-25))\) (approximation pour la plupart des électrodes). ### E. Exemple chiffré (mesure pH d’une solution tampon acétate/acide acétique) **Données** : - Solution préparée : 0,10 M acétate de sodium + 0,10 M acide acétique. - Température de mesure : 27 °C. - Lecture de l’électrode après étalonnage (pH = 4,00 et 7,00) : 4,73. **Correction de température** : \( \Delta T = 27 - 25 = 2\ ^\circ\mathrm{C} \) \( \mathrm{pH}_{25} = 4,73 + (0,00019 \times 2) = 4,73 + 0,00038 \approx 4,73 \) (la correction est négligeable ici). **Valeur attendue** (équation de Henderson–Hasselbalch) : \( \mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\frac{[\ce{Ac^-}]}{[\ce{HAc}]} \) Avec \(\mathrm{p}K_a\) de l’acide acétique = 4,76 et les concentrations égales, le terme du log vaut 0 → \(\mathrm{pH}_{th} = 4,76\). **Écart** : 4,73 – 4,76 = ‑0,03 pH unité, dans l’intervalle de précision attendu (±0,05). > **>** Un écart inférieur à 0,05 pH unité indique une bonne étalonnage et une électrode en bon état. ### F. Sécurité et entretien de l’électrode - Ne jamais laisser l’électrode sécher ; la membrane de verre se fissure irréversiblement. - Après chaque utilisation, rincer à l’eau déionisée, puis tremper dans une solution de stockage KCl saturé (ou solution de pH = 4,00 si stockage court). - Éviter le contact avec des solvants organiques (acétone, éthanol) qui peuvent endommager la membrane. - En cas de dépôt de protéines, tremper l’électrode 15 min dans une solution d’enzymatique (pepsine 0,1 M) puis rincer abondamment. - Jeter les tampons usés selon les règles de déchets chimiques (conteneur dédié, étiquetage “tampon pH”). --- ## III. Mesure du potentiel d’un couple redox (Leçon 20) ### A. Concept de potentiel redox et électrode de référence Le potentiel redox d’un couple \(\ce{Ox/Red}\) est la tendance de l’espèce oxydée à gagner des électrons. Il est mesuré par rapport à une électrode de référence dont le potentiel est connu et stable (souvent Ag/AgCl, KCl saturé, \(E^\circ = +0,197\ \text{V vs SHE}\) à 25 °C). > **>** Le potentiel mesuré \(E_{\text{mes}}\) est lié au potentiel standard du couple par l’équation de Nernst : > $$ E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln \frac{[\ce{Red}]}{[\ce{Ox}]} $$ où \(n\) est le nombre d’électrons transférés. ### B. Montage potentiostatique (électrode de travail, référence, contre‑électrode) | Élément | Fonction | Exemple courant | |---------|----------|-----------------| | Électrode de travail (WE) | Surface où se produit la réaction redox à étudier | Fil de platine, disque de carbone vitreux | | Électrode de référence (RE) | Fournit un potentiel stable et connu | Ag/AgCl (KCl saturé) | | Électrode de contre (CE) | Complète le circuit, permet le passage du courant sans polariser la WE | Fil de platine ou graphite | | Pont saline | Évite le mélange des solutions tout en permettant le passage des ions | Agar‑agar KNO₃ ou pont en verre rempli de KCl saturé | Le potentiostat (ou simplement un voltmètre à haute impédance >10¹² Ω) mesure la différence de potentiel entre WE et RE lorsqu’aucun courant net ne circule (condition d’équilibre). ### C. Procédure de mesure 1. Préparer une solution contenant les deux formes du couple à concentrations connues (ex. 0,01 M Fe³⁺ + 0,01 M Fe²⁺ en milieu acide 0,1 M HClO₄ pour éviter l’hydrolyse). 2. Plonger les trois électrodes (WE, RE, CE) dans la solution, s’assurer que le pont saline sépare la demi‑celle de référence de la solution d’essai. 3. Connecter le potentiostat : WE au borne “working”, RE au borne “reference”, CE au borne “counter”. 4. Laisser le système atteindre l’équilibre (2‑3 min). 5. Lire la tension affichée : c’est \(E_{\text{mes}}\) (WE vs RE). 6. Si nécessaire, répéter avec différentes concentrations pour tracer une courbe de Nernst et vérifier la pente théorique. > **>** Toujours vérifier que la résistance de la solution est faible (< 10 kΩ) afin que la chute ohmique ne fausse pas la mesure ; ajouter un électrolyte de soutien (KNO₃ 0,1 M) si nécessaire. ### D. Utilisation de l’équation de Nernst À 25 °C, l’équation de Nernst sous forme décimale devient : $$ E = E^\circ - \frac{0,05916}{n} \log_{10} \frac{[\ce{Red}]}{[\ce{Ox}]} $$ Pour le couple \(\ce{Fe^{3+}/Fe^{2+}}\) (\(n=1\), \(E^\circ = +0,771\ \text{V vs SHE}\)), on obtient : $$ E = 0,771 - 0,05916 \log_{10} \frac{[\ce{Fe^{2+}}]}{[\ce{Fe^{3+}}]} $$ ### E. Exemple chiffré (potentiel du couple Fe³⁺/Fe²⁺) **Données** : - \([\ce{Fe^{3+}}] = 2,0 \times 10^{-3}\ \text{M}\) - \([\ce{Fe^{2+}}] = 5,0 \times 10^{-4}\ \text{M}\) - Température : 25 °C **Calcul** : \( \displaystyle \frac{[\ce{Fe^{2+}}]}{[\ce{Fe^{3+}}]} = \frac{5,0 \times 10^{-4}}{2,0 \times 10^{-3}} = 0,25 \) \( \log_{10}(0,25) = -0,60206 \) \( E = 0,771 - 0,05916 \times (-0,60206) = 0,771 + 0,0356 = 0,8066\ \text{V vs SHE} \) Si l’électrode de référence utilisée est Ag/AgCl (KCl saturé) dont le potentiel est \(+0,197\ \text{V vs SHE}\), la lecture du potentiostat sera : \( E_{\text{mes}} = E - E_{\text{RE}} = 0,8066 - 0,197 = 0,6096\ \text{V} \) **Résultat** : le potentiel mesuré sera d’environ **0,610 V** (Ag/AgCl). > **>** Un écart supérieur à 10 mV entre la valeur calculée et la mesure indique généralement une activité non idéale (forte force ionique) ou une contamination de l’électrode de travail. ### F. Sécurité et bonnes pratiques - Porter lunettes et gants ; les solutions de Fe³⁺ sont irritantes et peuvent tacher la peau. - Utiliser un bécher en verre borosilicaté ; éviter les récipients en métal qui pourraient réagir avec les espèces oxydantes. - Après mesure, rincer abondamment les électrodes à l’eau déionisée ; stocker l’électrode de référence dans sa solution de KCl saturé. - Éliminer les résidus de métaux lourds selon la réglementation des déchets dangereux (conteneur “métaux lourds”, étiquetage). - Vérifier régulièrement l’état du pont saline ; un pont obstrué augmente la résistance de mesure et crée des dérives de potentiel. --- ## Synthèse du chapitre - **Dosage iodométrique** : réaction \(\ce{I2 + 2 S2O3^{2-} -> 2 I^- + S4O6^{2-}}\) ; point d’équivalence détecté par l’amidon ; quantité d’I₂ titrée \(n_{\ce{I2}} = \frac{V \cdot C_{\ce{Na2S2O3}}}{2}\) avec \(V = V_0 - V_1\) ; concentration de l’analyte \(C_R = \frac{V \cdot C_{\ce{Na2S2O3}}}{2 \nu \, V_{\text{échantillon}}}\) où \(\nu\) est le nombre de molécules d’analyte réagissant avec une mole d’I₂ (par exemple \(\nu = 1\) pour le sulfite, \(\nu = 2\) pour le thiosulfate). Pour le thiosulfate analyte, \(C_R = \frac{V \cdot C_{\ce{Na2S2O3}}}{V_{\text{échantillon}}}\). - **Mesure du pH** : \( \mathrm{pH} = -\log_{10} a_{\ce{H+}} \) ; étalonnage à deux points (pH 4,00 & 7,00) ; pente théorique 0,05916 V·pH⁻¹ à 25 °C ; précision ±0,01 pH. - **Mesure du potentiel redox** : équation de Nernst \(E = E^\circ - \frac{0,05916}{n}\log\frac{[\ce{Red}]}{[\ce{Ox}]} \) ; besoin d’une électrode de référence stable (Ag/AgCl) et d’un pont saline ; correction éventuelle de la force ionique. - **Sécurité** : port de lunettes, gants nitrile, hotte pour les oxydants forts, étiquetage des solutions, neutralisation des résidus d’iode, stockage des électrodes dans leurs solutions appropriées. - **Bonnes pratiques de laboratoire** : vérification de la calibration avant chaque série de mesures, rinçage soigné du verre, utilisation d’électrolyte de soutien pour diminuer la résistance, suivi de la température. --- ## Glossaire | Terme | Définition | |-------|------------| | Iodométrie | Méthode de dosage basée sur la réaction de l’iode avec un agent réducteur, suivie d’une titration au thiosulfate. | | Amidon | Polysaccharide utilisé comme indicateur dans les titrages iodométriques ; forme un complexe bleu avec l’iode. | | Point d’équivalence | Instant où les quantités de réactifs sont exactement stoïchiométriques ; détecté par un changement de couleur de l’indicateur. | | pH | Logarithme négatif de l’activité des ions hydrogène ; mesure de l’acidité ou de la basicité d’une solution. | | Électrode de pH | Dispositif combinant une membrane de verre sensible au H⁺ et une électrode de référence (souvent Ag/AgCl). | | Étalonnage | Opération consistant à ajuster l’instrument à l’aide de solutions tampons de pH connu afin de garantir la justesse des mesures. | | Potentiel redox | Tendance d’une espèce chimique à gagner ou perdre des électrons, exprimée en volts par rapport à une électrode de référence. | | Équation de Nernst | Relation liant le potentiel d’un électrode à la concentration des espèces oxydée et réduite : \(E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln\frac{[\ce{Red}]}{[\ce{Ox}]}\). | | Électrode de référence | Électrode au potentiel connu et invariant, utilisée comme point de référence pour mesurer d’autres potentiels (ex. Ag/AgCl). | | Pont saline | Dispositif permettant le passage ionique entre deux demi‑celles tout en empêchant le mélange des solutions (souvent agar‑agar KNO₃ ou verre rempli de KCl saturé). | | Force ionique | Mesure de la concentration totale d’ions dans une solution ; influence les coefficients d’activité et donc les potentiels mesurés. | | Électrolyte de soutien | Sel neutre ajouté en excès pour augmenter la conductivité de la solution et minimiser la chute ohmique lors de mesures potentiométriques. | --- ## Exercices d'application corrigés ### Exercice 1 – Dosage iodométrique (contrôle d’un agent réducteur dans un effluent textile) **Situation** : Un laboratoire de contrôle qualité d’une usine textile au Douala doit déterminer la concentration de thiosulfate (Na₂S₂O₃) présent dans un effluent de rinçage. On prélève 20,00 mL d’effluent, on l’acidifie à 0,1 M HCl, on ajoute un excès de KI/K₂Cr₂O₇ pour générer l’iode, puis on titre le iode libéré avec une solution de Na₂S₂O₃ étalonée à 0,0500 M. Le volume de thiosulfate consommé est 16,20 mL. L’essai blanc (sans effluent) consomme 18,73 mL. **Consigne** : Calculer la concentration de thiosulfate dans l’effluent (en mol·L⁻¹) et exprimer le résultat en mg·L⁻¹ (masse molaire Na₂S₂O₃·5H₂O = 248,18 g·mol⁻¹). **Corrigé** : 1. Volume net de thiosulfate correspondant à l’analyte : \(V = V_0 - V_1 = 18,73 - 16,20 = 2,53\ \text{mL} = 0,00253\ \text{L}\). 2. Quantité d’I₂ ayant réagit avec l’analyte : \(n_{\ce{I2}} = \dfrac{V \cdot C_{\ce{Na2S2O3}}}{2} = \dfrac{0,00253\ \text{L} \times 0,0500\ \text{mol·L}^{-1}}{2} = 6,325 \times 10^{-5}\ \text{mol}\). 3. Comme le thiosulfate réagit avec l’iode selon \(\ce{I2 + 2 S2O3^{2-} -> 2 I^- + S4O6^{2-}}\), deux moles de thiosulfate consomment une mole d’I₂. Donc la quantité de thiosulfate initialement présente dans l’échantillon est : \( n_{\ce{S2O3^{2-}}} = 2 \, n_{\ce{I2}} = 1,265 \times 10^{-4}\ \text{mol}\). 4. Concentration de thiosulfate dans l’effluent : \( C_{\ce{S2O3^{2-}}} = \dfrac{n_{\ce{S2O3^{2-}}}}{V_{\text{échantillon}}} = \dfrac{1,265 \times 10^{-4}\ \text{mol}}{0,02000\ \text{L}} = 6,33 \times 10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\). 5. Conversion en masse : \( m = C \times M = 6,33 \times 10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} \times 248,18\ \text{g·mol}^{-1} = 1,57\ \text{g·L}^{-1} = 1,57 \times 10^{3}\ \text{mg·L}^{-1}\). **Réponse** : \(6,33 \times 10^{-3}\ \text{M}\) (≈ 1,57 × 10³ mg·L⁻¹ de Na₂S₂O₃·5H₂O). > **>** Toujours soustraire l’essai blanc du volume mesuré avec analyte (V₀ – V₁) avant de calculer la concentration de l’analyte. ### Exercice 2 – Mesure du pH (contrôle d’une solution de nettoyage agroalimentaire) **Situation** : Une unité de transformation de produits laitiers à Yaoundé utilise une solution de nettoyage alcaline à base de carbonate de sodium. On prélève 10,00 mL de cette solution, on la dilue à 100,00 mL avec de l’eau déionisée, puis on mesure le pH à 25 °C avec une électrode préalablement étalonnée aux tampons pH = 4,00 et 7,00. La lecture affichée est 10,84. **Consigne** : Déterminer le pH de la solution non diluée et commenter si la solution respecte la norme de nettoyage qui exige un pH ≥ 12,0. **Corrigé** : 1. La dilution effectuée est de facteur 10 (10 mL → 100 mL). Pour une solution basique, diluer diminue la concentration d’ions OH⁻, donc le pH diminue. La relation entre pH avant dilution (pH₁) et après dilution (pH₂) est : \[ \mathrm{pH}_1 = \mathrm{pH}_2 + \log_{10} D \] où \(D\) est le facteur de dilution (ici 10). 2. Donc : \(\mathrm{pH}_1 = 10,84 + \log_{10} 10 = 10,84 + 1,00 = 11,84\). 3. Le pH de la solution concentrée (non diluée) est donc **11,84**. 4. Comparé à la norme exigée (≥ 12,0), la solution est **légèrement insuffisamment basique**. Il faudrait augmenter la concentration de carbonate de sodium ou ajouter un alcalin plus fort (ex. NaOH) pour atteindre le pH requis. > **>** Lors de la dilution d’une solution basique, le pH diminue ; la correction se fait par addition du logarithme du facteur de dilution. ### Exercice 3 – Mesure du potentiel redox (surveillance d’un bain de décapage métallique) **Situation** : Un atelier de traitement de surface à Bafoussam utilise un bain d’acide nitrique contenant des ions Fe³⁺/Fe²⁺ pour contrôler le potentiel redox durant le décapage de l’acier. On prépare une solution contenant 1,0 × 10⁻³ M Fe³⁺ et 2,0 × 10⁻³ M Fe²⁺ en milieu 0,5 M HNO₃. On mesure le potentiel avec une électrode de platine comme électrode de travail, une électrode de référence Ag/AgCl (KCl saturé) et une électrode de contre en platine. À 25 °C, le potentiostat affiche **+0,215 V** (WE vs RE). **Consigne** : Vérifier si la mesure est cohérente avec la théorie en calculant le potentiel attendu du couple Fe³⁺/Fe²⁺ dans ces conditions, puis en déduisant la lecture attendue sur l’électrode de référence Ag/AgCl. **Corrigé** : 1. Équation de Nernst pour le couple Fe³⁺/Fe²⁺ (n=1, \(E^\circ = +0,771\ \text{V vs SHE}\)) : \[ E = 0,771 - 0,05916 \log_{10} \frac{[\ce{Fe^{2+}}]}{[\ce{Fe^{3+}}]} \] 2. Rapport des concentrations : \(\frac{[\ce{Fe^{2+}}]}{[\ce{Fe^{3+}}]} = \frac{2,0 \times 10^{-3}}{1,0 \times 10^{-3}} = 2,0\). 3. \(\log_{10}(2,0) = 0,3010\). 4. \(E = 0,771 - 0,05916 \times 0,3010 = 0,771 - 0,0178 = 0,7532\ \text{V vs SHE}\). 5. Potentiel de l’électrode de référence Ag/AgCl (KCl saturé) à 25 °C : \(E_{\ce{Ag/AgCl}} = +0,197\ \text{V vs SHE}\). 6. La tension attendue entre WE (Pt) et RE (Ag/AgCl) est donc : \[ E_{\text{mes}} = E_{\ce{Fe^{3+}/Fe^{2+}}} - E_{\ce{Ag/AgCl}} = 0,7532 - 0,197 = 0,5562\ \text{V}. \] 7. La valeur mesurée (+0,215 V) est nettement inférieure à la valeur théorique (+0,556 V). Cette différence peut s’expliquer par : - Une activité des ions fortement diminuée par la force ionique élevée (0,5 M HNO₃) non prise en compte dans l’équation de Nernst simple ; - Une éventuelle passivation de l’électrode de platine par une couche d’oxyde de fer ; - Un mauvais contact du pont saline augmentant la résistance de mesure. **Conclusion** : La mesure obtenue n’est pas cohérente avec les conditions idéales ; il convient de vérifier l’état de l’électrode de travail, de diminuer la force ionique (par dilution ou ajout d’un électrolyte de soutien inert) et de s’assurer que le pont saline n’est pas obstrué. > **>** Lors de mesures redox en milieu fortement acide, il faut toujours tenir compte de l’effet de la force ionique sur les activités (utiliser le modèle de Davies ou de Debye‑Hückel si nécessaire). --- ## Erreurs fréquentes et règles de sécurité | N° | Erreur fréquente | Conséquence | Règle de prévention / bonne pratique | |----|------------------|-------------|--------------------------------------| | 1 | Oublier de réaliser l’essai blanc lors d’un dosage iodométrique | Surestimation de la concentration de l’analyte (iode formé par les réactifs seuls compté comme analyte) | Toujours effectuer un témoin identique sans analyte et soustraire son volume avant le calcul. | | 2 | Utiliser une électrode de pH sèche ou mal rincée | Dérive du potentiel, lecture erronée (> 0,1 pH unité) | Après chaque mesure, rincer à l’eau déionisée, puis stocker dans une solution de KCl saturé ou un tampon pH = 4,00. | | 3 | Mesurer le potentiel redox sans électrolyte de soutien | Chute ohmique importante, potentiel mesuré trop faible ou trop élevé | Ajouter un sel neutre (KNO₃ 0,1 M ou NaCl 0,1 M) pour diminuer la résistance de la solution (< 5 kΩ). | | 4 | Négliger la température lors de la lecture du pH | Erreur systématique (≈ 0,001 pH · °C⁻¹) | Noter la température et appliquer la correction \(\mathrm{pH}_{25} = \mathrm{pH}_T + 0,00019(T-25)\) ou utiliser un électromètre avec compensation automatique de température. | | 5 | Manipuler le dichromate ou le permanganate sans hotte | Inhalation de vapeurs toxiques (Cr(VI), MnO₄⁻) | Effectuer toutes les étapes générant ces oxydants sous hotte aspirante ; porter un masque à filtration si la hotte n’est pas disponible. | | 6 | Jeter les résidus d’iode directement dans l’évier | Pollution des eaux (iode toxique pour la vie aquatique) | Réduire l’iode en excès avec une solution de thiosulfate concentrée, puis neutraliser avant évacuation conforme au décret MINEE sur les déchets dangereux. | --- *Ce cours constitue une référence complète pour les travaux pratiques de chimie générale de seconde, conforme au programme officiel MINESEC/IGE du Cameroun et adapté aux exigences de l’examen technique.*