titrage d`une solution de fer II par manganimétrie

manganimétrie
titrage potentiométrique d'une solution de fer II par manganimétrie
1. principe du titrage
on se propose de réaliser le dosage d'une solution de Fer II par une solution de permanganate de
+
potassium K ,MnO4 . On utilisera une méthode potentiométrique, c'est à dire que le dosage sera suivi
en mesurant le potentiel d'une électrode de platine placée dans la solution. Le potentiel de l'électrode
étant fonction des concentrations des espèces présentes dans la solution, il sera ainsi possible de
repérer précisément le point d'équivalence.
1.1 couples redox en présence :
3+
2+
couple Fe /Fe :
0
EFe
= 0,77 V
3+
/ Fe2 +
écrire la demi-réaction dans le sens de la réduction : ox + me → red
-
-
couple MnO4 /Mn
2+
0
EMnO
−
4
/ Mn2 +
= 1,51V
démarche pour équilibrer la demi-réaction en milieu acide :
sachant que le nombre d'oxydation de l'oxygène est -2, et que pour un ion complexe, la somme des
nombres d'oxydation est égale à la charge de l'ion, soit ici -1, trouver le nombre d'oxydation du manganèse Mn,
dans l'ion permanganate MnO4 et le nombre d'électrons échangés au cours de la réduction de l'ion
2+
permanganate en Mn .
+
+
la réaction se produisant en milieu acide, combien d'ions H aq (en fait H3O ) doivent participer à la
réaction ?Terminer l'équilibrage de la demi-réaction avec des molécules d'eau,
MnO4 + x Haq + ne → Mn
-
+
-
2+
+ y H2O
ou MnO4 + x' H3O + ne → Mn
-
+
-
2+
+ y' H2O
réaction bilan : en exprimant que le nombre d'électrons reçus par l'oxydant ( qui est réduit ) est égal au
nombre d'électrons cédés par le réducteur (qui est oxydé ), écrire la réaction bilan, en remplaçant x,y
et z par leur valeur :
-
+
2+
MnO4 + x Haq + z Fe
→ Mn
2+
3+
+ y H2O + z Fe
-
on appelle c1 et v1, resp. les concentration et volume versé de MnO4
2+
on appelle c2 et v2, resp. les concentration et volume initiaux de Fe dans le bécher
on appelle enfin véq le volume de MnO4 versé à l'équivalence
écrire la relation reliant c1, véq , c2 , et v2
1.2 expression des potentiels d'électrodes :
la formule de Nernst relative à un couple ox / red échangeant n électrons s'écrit :
E = E0 +
0, 059
a ( ox ) υox
log
les activités étant égales aux concentrations molaires, pour les
n
a ( red ) υred
faibles concentrations. Ecrire le potentiel d'une électrode de platine plongeant dans une solution
3+
2+
contenant des ions Fe et Fe .
écrire maintenant le potentiel d'une électrode de platine plongeant dans une solution contenant des
2+
+
ions MnO4 et Mn , en tenant compte cette fois de la présence des ions Haq qui interviennent au
numérateur comme dans un quotient réactionnel, par le terme
+ x
[Haq
] , x étant le nombre
stoechiométrique calculé précédemment. Que devient l'expression du potentiel, si on travaille à un pH
voisin de zéro ?
l'évolution des concentrations au cours du titrage fera varier le potentiel d'une électrode de platine
plongeant dans la solution, ce qui permettra de déterminer véq.
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manganimétrie
2. mode opératoire:
2.1 préparation du matériel
la solution de Fer II utilisée contient déjà l'acide. Vérifier rapidement au papier pH la valeur du pH.
3
verser 10 cm de solution dans le bécher, placer l'agitateur magnétique, et les électrodes sur leur
support.
la référence de potentiel sera donnée par une électrode au calomel saturé ( Eréf = 0,2412 V à 25°C)
remplir la burette avec la solution de permanganate de potassium.
l'acquisition du potentiel se fera au moyen du logiciel , les valeurs du volume versé étant entrées au
clavier.
-
MnO4
c1,v1
électrode de platine
électrode au calomel
2+
Fe
c2,v2
ddp
2.2 relevé des mesures
3
effectuer un prédosage rapide, en relevant la valeur du potentiel tous les cm versés, afin de
déterminer approximativement le point d'équivalence, qui se manifeste par un brusque saut de
tension.
3
3
réaliser ensuite le titrage définitif, en versant cm par cm , sauf au voisinage du point d'équivalence,
où on versera au 1/1 0 de mL.
la d.d.p. mesurée est EPt - Eréf, enregistrée sous Regressi ; construire, en décalant les valeurs
mesurées de Eréf, une colonne donnant EPt; enregistrer, puis imprimer la courbe obtenue EPt = f(v1).
lorsque la manipulation est terminée, il se forme rapidement de l'oxyde MnO2 marron sur les
électrodes; rincer alors bécher et électrodes avec un peu de solution de Fer II, afin de produire la
réaction inverse, puis abondamment à l'eau distillée.
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manganimétrie
3. exploitation des résultats :
3.1 équation des courbes obtenues
au début du dosage, on a versé très peu de permanganate; quel est alors le couple présent en
solution qui va imposer le potentiel d'électrode ?
compléter le bilan de matière pour la réaction-bilan :
-
état initial
+
2+
MnO4
?...Haq
?...Fe
c1v1
excès
c2v2
→
2+
Mn
?...H2O
3+
?...Fe
excès
avant
l'équivalence
excès
excès
équivalence
excès
excès
après
l'équivalence
excès
excès
en utilisant la formule de Nernst, montrer que le potentiel d'électrode s'écrit (on posera α = v1/véq) :
pour la première partie de la courbe (α<1) :
pour la seconde partie de la courbe (α>1) :
E = 0,77 + 0,06 log10 (
E = 1,51 +
α
) (V)
1− α
0,06
log10 (α − 1) (V)
5
ces équations décrivent-elles correctement la courbe obtenue ?
3.2 potentiel à l'équivalence :
les formules précédentes ne conviennent pas pour calculer le potentiel à l'équivalence.
en se plaçant juste avant le point équivalent, on imagine que c1véq-ε moles de MnO4 ont réagi.
[Fe ] = [Fe ] = z
en solution ? Montrer alors que
[MnO ] [Mn ]
2+
2+
Combien reste-t-il alors de Fe
3+
−
4
2+
par ailleurs, à l'équivalence, le potentiel d'électrode tend vers une même valeur Eéq pour les deux
couples en présence dans la même solution. En se servant de la relation établie au-dessus, montrer
que :
E éq =
0, 77 + 5 × 1, 51
= 1, 39V
6
3.3 utilisation de la courbe.
trouver le volume équivalent au moyen de la méthode des tangentes, effectuée manuellement (vérifier
ensuite avec le logiciel).
calculer la concentration c2 de la solution de Fer II
que vaut le potentiel à l'équivalence ? (la valeur trouvée diffère un peu de celle ci-dessus, en raison
d'autres phénomènes intervenant dans la solution : au dessus de 1,23 V, on sort, entre autres, du
domaine de stabilité électrochimique de l'eau.)
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