Prisme II

PTSI-A/B
Lycée Gustave Eiffel
TP23 dosage potentiométrique
Faire la partie II (étude théorique) avant le TP
I. Principe du TP :
I.1 Le sel de Mohr
Le sel de Mohr est du sulfate de fer et d’ammonium cristallisé : FeSO4, (NH4)2SO4.
Il a l’avantage de moins s’oxyder à l’air libre (présence de O 2) que les autres sels de Fer. Du fait de sa stabilité, il est souvent
utilisé lors de l’utilisation du cation Fe(II).
I.2 Principe de la mesure du degré d’hydratation
Comme beaucoup de sels, il est hydraté et de fait, sa formule est
FeSO4, (NH4)2SO4, (H2O)p avec p degré d’hydratation moyen du sel.
p correspondant à une moyenne, ce n’est donc pas nécessairement un entier.
On souhaite mesurer p en déterminant le nombre de moles n de Fe(II) dans une masse m de sel de Mohr. On effectue le
dosage du Fe(II) par du permanganate (MnO4–).
I.3 Protocole expérimental
-
Placer une fiole jaugée de volume V0 = 250 mL sur la balance mono plateau. Tarer. Ajouter une masse m proche de
3 g de sel de Mohr cristallisé et relever la valeur exacte de m.
-
Remplir la fiole aux 3/4 avec de l'eau distillée et agiter modérément jusqu'à dissolution. Mouvement horizontal
pour que le liquide ne bute pas sur le bouchon. Compléter à 250 mL. On note c1 la concentration en fer (II) dans
cette solution.
-
Prélever avec une pipette jaugée V1 = 40 mL de la solution de sel de Mohr, la verser dans un bêcher de 100
mL et additionner de 3 mL d'acide sulfurique concentré (à environ 2,5 mol.L 1).
-
Doser le prélèvement précédent avec une solution
c2  0,02 mol.L1 placée dans la burette graduée.
titrée de permanganate de potassium de molarité
II. Préparation théorique du TP
Le manganèse en milieu acide existe sous les formes
permanganate MnO4– (violet)
dioxyde de manganèse MnO2 (s) (solide brun)
ion manganeux Mn2+ (incolore)
II.1 Atomistique
Donner les nombre d’oxydation du manganèse dans les espèces citées ci-dessus.
Rappeler la structure électronique du manganèse
25Mn
Déterminer la forme de Lewis du permanganate.
Déterminer sa géométrie d’après la théorie VSEPR.
II.2 Equation du dosage
Le dosage ne fait intervenir que les couples
MnO4–/Mn2+ E20  1,51 V
et
Fe3+/Fe2+ E10  0, 77 V
Tracer un diagramme de prédominance.
Ecrire la réaction du dosage.
Calculer sa constante d’équilibre et conclure.
Décrire l’évolution de la couleur de la solution dans le bécher.
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II.3 Détermination de la masse molaire
On note V2 eq le volume de permanganate nécessaire au dosage. Déterminer la formule donnant la masse molaire M du sel de
Mohr en fonction de V2 eq , V0 , V1 , m et c2.
II.4 Détermination du degré d’hydratation p
M Fe  55,85 g.mol1
M  32, 06 g.mol1
S
M H  1, 00 g.mol1
M
O
 16, 00 g.mol1 M N  14, 00 g.mol1
Donner la formule donnant p en fonction de M.
II.5 Formation de dioxyde de manganèse
E
a. Lors du dosage
Ecrire la réaction traduisant l’action du permanganate sur l’ion manganeux.
MnO4
1,7 V
MnO 2 (s)
MnO 2 (s)
1,23 V
2+
Mn
Calculer sa constante d’équilibre et conclure.
Le temps caractéristique de la cinétique de cette réaction est de quelques minutes
avec les quantités de matière de ce TP.
Expliquer pourquoi la solution dans le bêcher à la fin du dosage passe
progressivement du violet au brun.
Expliquer pourquoi on doit doser le sel de Mohr par le permanganate et non
l’inverse.
O2
1,21V
H2O
b. De manière spontanée
Ecrire la réaction traduisant l’action du permanganate sur l’eau.
Calculer sa constante d’équilibre et conclure.
3+
Fe
0,77 V
2+
Fe
Le temps caractéristique de la cinétique de cette réaction est de quelques dizaines
de minutes avec les quantités de matière de ce TP.
En quoi est-ce génant pour la burette ?
2+
Mn
Mn (s)
-1,18 V
à pH = 0
II.6 Milieu basique
Il est important d’être en milieu acide car en milieu basique, le manganèse à l’état
d’oxydation (II) est sous forme d’un précipité « cotonneux » d’hydroxyde de
manganèse Mn(OH)2 (s). Par contre, le permanganate existe en milieu acide et
basique.
De même pour les ions fer avec les hydroxydes Fe(OH)2 et Fe(OH)3 , solides bleu-
vert et rouille.
II.7 Le manganèse
Pourquoi le manganèse ne se trouve pas dans la nature à l’état natif comme les métaux nobles ?
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III. Partie expérimentale
III.1 Préparation des solutions
Commenter la couleur de la bouteille contenant le permanganate.
III.2 Dosage colorimétrique
Déterminer rapidement le volume équivalent de permanganate.
III.3 Dosage potentiomètrique
-
Raccorder l'électrode potentiométrique combinée au millivoltmètre et la plonger dans la solution. Ne pas oublier
de rincer l’électrode avant et après le dosage.
-
Noter les valeurs de la d.d.p. U en versant la solution de permanganate (ralentir à l’approche de l’équivalence) ;
maintenir une agitation régulière.
-
Jeter la solution du bêcher dès la fin du dosage. Pourquoi ?
-
Tracer avec REGRESSI la courbe E(V2) V2 volume de permanganate de potassium versé. EECS  0, 25 V
Placer le volume équivalent. Imprimer la courbe.
III.4 Exploitation des résultats
Du volume à l’équivalence, déduire M et p.
Mesurer le potentiel du couple Fe3+/Fe2+ en expliquant la méthode. Attention, on ne trouve pas 0,77 V car les deux ions ont
été complexés par le sulfate.
Pourquoi n’a-t-on rien de remarquable au double de l’équivalence ?
Déterminer le nombre de moles de H O+ consommées lors du dosage. Quel pourcentage cela représente-t-il par rapport au
3
nombre de moles initialement présentes (on considère l’acide sulfurique comme un diacide fort) ?
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