1 TP 19 : TP évaluation - CORRECTION Complexométrie

TP 19 : TP évaluation - CORRECTION
Complexométrie - Iodométrie
Le but de ce TP est de déterminer les concentrations en ions Cu2+ (CCu2+ ≈ 0,04 mol.L-1) et Ni2+ (CNi2+ ≈ 0,02
mol.L-1) d'une solution (S). Ces deux ions seront dosés par complexométrie. Les ions Cu2+ seront également dosés
par iodométrie (suivi potentiométrique).
I. Complexométrie
1- Etalonnage de la solution d’EDTA disodique (CEDTA ≈ 0,05 mol.L-1) (►sujet B)
L’étalonnage sera effectué par pesées de MgSO4, 7H2O RP (246,4 g.mol-1). Deux dosages colorimétriques
concordants sont à effectuer.
Q. Choisir un indicateur coloré pour ce dosage et préciser le fonctionnement de celui-ci afin de justifier
ce choix.
On travaillera avec le Noir Eriochrome T (NET) comme indicateur coloré. En milieu tamponné pH 10,
celui-ci a en effet une couleur différente lorsqu’il est complexé avec les cations Mg2+ (avant l’équivalence), et
lorsqu’il est sous forme libre (à partir de l’équivalence). On repérera donc l’équivalence par un virage du rose
(NET-Mg) au bleu (NET libre) sans traces de violet.
Q. Justifier les masses d’étalon à peser.
L’équation d’étalonnage est Mg2+ + 2 NH3 + H2Y2-  MgY2- + 2 NH4+ .
A l’équivalence, on a donc nMg2+ = nEDTA soit
Pour obtenir un Véq de 10 mL environ, on doit donc peser
une masse d’environ 0,12 g. Une deuxième pesée distincte d’au moins 10% sera réalisée afin de réaliser deux
essais concordants.
Q. Donner l’expression littérale de la concentration CEDTA de la solution d’EDTA. Faire l’application
numérique (précision 0,6%)
► Calculs et présentation correcte du résultat.
2- Dosage du mélange de cations
Le dosage se fait par compléxométrie, à l'aide de la solution d'EDTA à étalonner.
Q. Ecrire les réactions ayant lieu lors du dosage et indiquer celles qui justifient le changement de
couleur observé.
ε M2+ + murexide = ε [murexide-M2+] où M2+ est l’un ou l’autre des cations métalliques.
Cu2+ + 2 NH3 + H2Y2- = CuY2- + 2 NH4+
Ni2+ + 2 NH3 + H2Y2- = NiY2- + 2 NH4+
ε [murexide-M2+] + 2 NH3 + H2Y2- = MY2- + 2 NH4+ + murexide
Le changement de couleur s’explique à l’équivalence par le passage de la forme complexée à la forme libre du
murexide.
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Q. Calculer les constantes thermodynamiques d’équilibre des réactions de dosage. Ces réactions
sont-elles successives ?
Les réactions de dosage sont les deux réactions
M2+ + 2 NH3 + H2Y2-  MY2- + 2 NH4+
K° = βM2+.Ka5.Ka6 / KaNH3² = 1020,4 pour les ions Ni2+ et 1020,3 pour les ions Cu2+  Ces réactions quantitatives sont
simultanées puisque leur constante ne diffèrent pas d’un facteur supérieur ou égal à 103.
Q. Calculer la concentration totale en ions métallique. (précision 1%)
Ctot = CEDTA.Véq / E
► Calculs et présentation correcte du résultat.
II. Potentiométrie : dosage indirect des ions Cu2+ du mélange par iodométrie.
1- Etalonnage d’une solution de thiosulfate de sodium à environ 0,05 mol.L-1 par l’iodate de potassium
RP (KIO3, M = 214,00 g.mol-1)
Principe :
En milieu acide et en présence d’un excès d’ions iodure I-, les ions iodate IO3– génèrent du diiode. Le
diiode libéré permet le dosage d’une solution de thiosulfate de sodium.
Q. Ecrire les réactions ayant lieu au cours de l’étalonnage. Vérifier que celles-ci sont quantitatives.
IO3- + 5 I- + 6H+  3 I2 + 3 H2O
2-
-
2 S 2O 3 + I 2  2 I + S 4O 6
2-
K ° = 10
5.(1,19−0 , 54 )
0 , 059
K ° = 10
= 1055
2.( 0 , 54−0 , 09 )
0 , 059
= 1015.3
réaction totale
réaction totale
Q. Calculer la masse d’iodate de potassium à peser pour réaliser cet étalonnage.
Q. Calculer la concentration de la solution de thiosulfate.
n( S 2O32 − )
n( I 2 ) =
2
n( S 2O32 − )
3n( IO3− ) =
2
m( KIO3 ) C ( Na2 S 2O3 ) × Véq
3
=
M ( KIO3 )
2
C ( Na2 S 2O3 ) = 6
m( KIO3 )
M ( KIO3 ) × Véq
Pour un volume équivalent d’environ 10 mL, il faudrait peser
m( KIO3 ) =
M ( KIO3 ) × C ( Na2 S 2O3 ) × Véq
6
=
214 × 0,09 × 0,010
= 0,018g
6
Cette masse étant trop faible, on préparera une fiole de 100 mL avec environ 10x0,018≈0,18 g d’iodate de potassium et on
dosera 10,00 mL de cette solution pour l’étalonnage.
► Calculs et présentation correcte du résultat.
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2- Dosage indirect des ions cuivre(II) de la solution par potentiométrie à l’aide de la solution de
thiosulfate
A une prise d’essai E3 de la solution (S) sont ajoutés un excès d’ions iodure. La réaction entre les ions cuivre(II)
et les ions iodure aboutit à la formation d’un précipité d’iodure cuivreux et de diiode. Le mélange réactionnel est
ensuite dosé par la solution de thiosulfate considérée comme étalonnée. (Cthio = 0,050 mol.L-1)
Q. Ecrire les réactions ayant lieu successivement dans le milieu réactionnel.
2 Cu2+ + 4 I- = 2 CuI (s) + I2
2 S2O32- + I2 = 2 I- + S4O62Q. Justifier le choix de la prise d’essai E3.
D’après les équations de réaction, nI2 = ½ nCu2+ = ½ nthio soit nCu2+ = nthio et E3.CCu2+ = Cthio.V3
E3 = 10,00 mL permet d’obtenir un volume équivalent aux alentours de 10 mL également.
Q. En déduire l’expression de la concentration molaire en ion cuivre(II) et la calculer avec une
précision de 2%.
► Calculs et présentation correcte du résultat.
Q. En déduire la concentration en ions nickel(II) avec une précision de 2%.
CNi2+ = CM2+ totale – CCu2+
► Calculs et présentation correcte du résultat.
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