TP 6

1
TS Spécialité- partie C
T.P-cours de Chimie n°6
TITRAGE D’UNE EAU DE JAVEL COMMERCIALE
Objectifs : mettre en œuvre un titrage indirect pour déterminer le degré chlorométrique d’une eau
de Javel.
Contrôle de Qualité
A. L'eau de Javel.
• L’eau de Javel est une solution basique (pH ≈ 12 ) constituée d’un mélange équimolaire d’hypochlorite de sodium
(Na
+
( aq )
)
(
)
+ ClO(−aq) et de chlorure de sodium Na(+aq ) + Cl(−aq) .
ème
• Sa préparation a été mise au point au XVIII
siècle par Claude Louis Berthollet à la manufacture de Javel
(ancien village d’Ile de France), en faisant réagir sur la soude un courant de dichlore selon le l’équation bilan :
Cl2 ( g) + 2HO(−aq ) = ClO(−aq) + Cl(−aq) + H2O( l) .
• L’eau de Javel peut être utilisée comme détersif, décolorant ou comme antiseptique.
• Le degré chlorométrique D d’une eau de Javel est le volume de dichlore libéré par 1 L de cette solution lors de la
réaction (dans les CNTP) : ClO(−aq ) + Cl(−aq ) + 2H3 O(+aq ) = Cl2 ( g) + 3H2O(l) .
• Montrer que : D = [ClO− ]0 × 22,4 .
Avec le temps, le degré chlorométrique d'une eau de javel diminue ; les ions hypochlorite se décomposent suivant la réaction
lente : 2ClO(−aq ) = O 2 ( g) + 2Cl(−aq ) . Ceci impose une date de péremption pour l'eau de Javel. Depuis 2001, la concentration
d'une eau de Javel est exprimée en pourcentage de chlore actif et non plus en degrés chlorométriques. Il rend compte de la
quantité totale de dichlore utilisé lors de la fabrication de l'eau de Javel.
L'expression « chlore actif » désigne le chlore de l'hypochlorite qui est effectivement actif, mais aussi le chlore
inactif comme oxydant, présent sous forme d'ions chlorure Cl− . L'expression chlore actif est donc, malgré son
utilisation généralisée en Europe, impropre. Les chimistes emploieraient plutôt l'expression "chlore disponible".Il
est indiqué en pourcentage massique sur l’étiquette
( )
Pictogramme et phrases de sécurité :
R 31-34 et S 28-45
B. Dosage.
B.1. Principe.
Le dosage indirect d’une solution d’eau de Javel consiste à ajouter en milieu faiblement acide un excès d’ions
iodure. Le diiode qui se forme à la suite de cette première réaction, est ensuite dosé par une solution titrée de
thiosulfate de sodium. Ce dosage est dit « indirect » car ce n’est pas la solution d’eau de Javel que l’on dose
par une solution titrée, mais le diiode formé par l’addition d’un excès d’ions iodure à l’eau de Javel.
Les couples oxydant réducteur concernés sont : ClO(−aq ) / Cl(−aq) ; I2 ( aq) / I(−aq) et S 4 O 26 −( aq ) / S 2O32 −( aq ) .
B.1.1. Écrire l'équation de la réduction des ions hypochlorite par les ions iodure.
B.1.2. Écrire l'équation de la réaction du titrage.
B.2. Protocole opératoire.
•
Détermination de la masse volumique de la solution commerciale d'eau de Javel et préparation d’une
solution diluée.
− Peser une fiole jaugée de 50,0 mL vide ; la remplir d’eau de Javel jusqu’au trait de jauge.
− Peser à nouveau la fiole ; en déduire la masse volumique de la solution commerciale.
− Verser ces 50,0 mL dans une fiole jaugée de 1000 mL, la rincer deux fois en récupérant l’eau de
rinçage. Compléter à 1 L avec de l’eau distillée. Soit S1 la solution préparée.
2
TS Spécialité- partie C
•
Titrage indirect de la solution S1
− Dans un erlenmeyer de 100 mL, placer un volume V1 égal à 10,0 mL de la solution diluée d’eau
de Javel (S1) de concentration effective en ions hypochlorite [ClO− ]1 égale à c1.
−
−
−
−
-1
Ajouter 20 mL d’une solution de iodure de potassium de concentration 0,10 mol⋅L .
Agiter le mélange pendant 2 minutes à l’aide d’un agitateur magnétique.
-1
Ajouter environ 15 mL d’acide chlorhydrique de concentration cA égale à 1 mol⋅L .
Titrer le mélange avec une solution de thiosulfate de sodium de concentration c2 égale à 0,100
-1
mol⋅L . Lorsqu’il devient jaune clair (juste avant l’équivalence), ajouter 5 gouttes d’une solution
d’empois d’amidon et terminer le dosage.
B.3. Exploitation.
B.3.1. Quel est le rôle de l’empois d’amidon ?
B.3.2. À l'aide d'un tableau décrivant l’évolution du système au cours de la première étape, déterminer la
relation entre la quantité de matière initiale d’ions hypochlorite dans l’erlenmeyer et la quantité de diiode
formé.
Première étape
État initial
En cours
État final
B.3.3. À l'aide d'un tableau décrivant l’évolution du système au cours de la seconde étape, établir la relation
entre la quantité de diiode formé au cours de la première étape et la quantité d’ions thiosulfate ajoutés à
l’équivalence.
Seconde étape
État initial
En cours
À l’équivalence
B.3.4. Calculer le degré chlorométrique de la solution (S1). En déduire celui de la solution d’eau de Javel
contenue dans le berlingot.
B.3.5. Déterminer le pourcentage en chlore actif de la solution commerciale d'eau de Javel. Comparer la
valeur trouvée avec celle indiquée par le fabriquant sur l’emballage.
B.3.6. La mesure du volume d’iodure de potassium doit-elle être précise ?
B.4. Expériences complémentaires.
B.4.1. Rappel : écrire la réaction de dismutation des ions thiosulfate en milieu acide.
B.4.2. Dismutation du diiode en milieu basique.
− Dans un bécher, verser environ 10 mL d’une solution aqueuse de diiode.
-1
− Ajouter 3 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration 1 mol⋅L .
-1
− Verser 3 mL d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration 1 mol⋅L .
La décoloration des solutions de diiode en milieu basique s’explique par la réaction suivante :
3I2 ( aq ) + 6HO(−aq ) = IO 3− ( aq ) + 5I(−aq ) + 3H2O(l) .
1) Montrer que cette réaction est la résultante de deux demi-équations d’oxydoréduction.
Préciser les couples mis en jeu. Quelle est la particularité de cette équation ?
2) Écrire l’expression de la constante d’équilibre de cette réaction. Expliquer, à partir de
cette expression pourquoi la réaction est déplacée dans le sens direct en milieu basique
et indirect en milieu acide.