Chapitre n°1

Travaux
pratiques n°10
Objectifs :
Dosages par titrage d’oxydoréduction
Première S
Chimie
déterminer à l’aide de dosages par titrage d’oxydoréduction la concentration de solutions et réaliser le
traitement statistique d’une série de mesures.
A. Dosage des ions fer (II) par les ions permanganate.
A.1. Protocole expérimental.
 Introduire, à l’aide d’une pipette jaugée, un volume V1 égale à 20,0 mL de la solution S1 de sulfate de fer(II)
acidifiée de concentration c1 inconnue dans un becher de 50 mL. Introduire le turbulent.
 Remplir la burette avec la solution S2 de permanganate de potassium de concentration c 2 égale à 1,00×10-2
mol.L-1.
 Mettre le becher sur l’agitateur magnétique et agiter de façon modérée.
 Ajouter, millilitre par millilitre, la solution de permanganate de potassium aux 20,0 mL de solution de fer
(II). Noter le volume approximatif V2 lorsque la teinte violette persiste.
 Recommencer la manipulation en ajoutant rapidement la solution jusqu’à la valeur : V
2 m , puis
continuer en ajoutant goutte à goutte jusqu’à persistance de la coloration.
 Noter alors le volume V correspondant au tableau.
A.2.
Exploitation.
A.2.1. Quel est l’intérêt de réaliser deux dosages successifs ?
A.2.2. Pourquoi ce dosage est un dosage par titrage ?
A.2.3. La réaction du dosage met en jeu les couples : MnO
Mn
et : e
e . Quelle est la particule
échangée lors de la réaction ? De quelle nature est donc la réaction ? Écrire l’équation de la réaction.
A.2.4. Pourquoi est-il nécessaire d’acidifier une des deux solutions ?
A.2.5. Définir l’équivalence de ce dosage. Citer les réactifs titrés et titrant. Comment repère-t-on l’équivalence ?
A.2.6. Calculer la valeur moyenne VE des volumes V obtenus par tous les groupes. Quel est l’intérêt de réaliser
ce calcul ? (Lire la fiche méthode n°1 – Paragraphe 3 – page 250 du livre de chimie).
A.2.7. En utilisant la valeur VE et un tableau d’évolution à l’équivalence, calculer la quantité de matière d’ions fer
(II) présente dans le volume V1, puis la concentration c1 de la solution S1.
B. Dosage du diiode par les ions thiosulfate.
B.1. Expérience préliminaire.
 Dans un tube à essai, noté A, introduire 1 m de la solution de diiode, puis quelques gouttes d’empois
d’amidon. Noter vos observations.
 Dans un tube à essai, noté B, introduire 1 m de la solution d’iodure de potassium, puis quelques gouttes
d’empois d’amidon. Noter vos observations.
 Dans un tube à essai, noté C, introduire 1 mL de la solution de diiode. Ajouter progressivement la solution
de thiosulfate de sodium de formule : 2Na
S O
. Noter vos observations.
 Dans un tube à essai, noté D, recommencer l’expérience précédente en ajoutant quelques gouttes d’empois
d’amidon lorsque la solution de diiode est jaune. Noter vos observations.
B.1.1. La réaction qui se produit entre le diiode est les ions thiosulfate met en jeu les couples : I
S O
S O
. Écrire l’équation de cette réaction.
B.1.2. Justifier l’utilisation de l’empois d’amidon.
B.2.
I
et :
Protocole expérimental et exploitation.




Proposer un protocole permettant de doser un volume V égal à 10,0 m de la solution de diiode à l’aide d’une
solution de thiosulfate de sodium de concentration c’ égale à 2,50×10-2 mol.L-1.
Faire un schéma légendé du titrage.
Réaliser le titrage.
Exploiter les mesures pour déterminer la concentration c de la solution de diiode.
Partie A – Chimie – La mesure en chimie – TP n°10
Experimental
lesson
Purpose :
Redox titrations (*)
Chemistry
use titrations to determine the concentrations of various solutions.
A. Titration of iron (II) ions by permanganate ions.
A.1. Experimental procedure.
 Put in a 50 mL beaker 20.0 mL (V1) of the acidified iron (II) sulfate (or ferrous sulfate) solution using a
measuring pipette. The unknown concentration of this solution is c1. Put the magnetic stirrer in the beaker.
 Fill the burette with the potassium permanganate solution. The concentration c2 of the solution is 1.00×10-2
mol.L-1.
 Put the beaker on the stirring rod. Stir gently.
 Add millimeter by millimeter the potassium permanganate solution until a light purple color appears.
Record the rough volume V2 from the time of the appearance of the light purple color. Note that the purple
color must persist in the beaker.
 Do the experiment again this time adding quickly the solution up to V
2 m . Then continue drop by drop
until the appearance of the light purple color.
 Record the volume V and write it on the board.
A.2.
Questions.
A.2.1. Why do two successive titrations ?
A.2.2. Write the reaction of the titration knowing the two redox pairs : MnO
Mn
et : e
e .
A.2.3. Why is it necessary to acidify one of the two solutions ?
A.2.4. Give the definition of the equivalence point. List the titrant (or titrator) and the analyte or (titrand)
reactants. How do you find out the point of equivalence ?
A.2.5. Calculate the average value VE of the whole volumes V written on the board. Why calculate this average
value ?
A.2.6. Calculate the amount of ferrous ions moles in the volume V1, then the concentration c1.
B. Titration of iodine by the thiosulfate ions.
B.1. Preliminary experiment.
 Put in a test tube, called A, 1 mL of iodine solution, then a few drops of starch indicator. Write your
observations.
 Put in a test tube, called B, 1 mL of potassium iodide solution, then a few drops of starch indicator. Write
your observations.
 Put in a test tube, called C, 1 mL of iodine solution. Add drop by drop sodium thiosulfate solution, whose
formula is 2Na
S O
. Write your observations.
 Do the previous experiment again with a few drops of starch indicator in a test tube called D, when iodine
solution is yellow. Write your observations.
B.1.1. Write the reaction between the iodine and the thiosulfate ions knowing the two redox pairs : I
and : S O
S O
.
B.1.2. Justify the utility of the starch indicator.
B.2.
I
Experimental procedure and questions.
 Suggest an experimental procedure in order to titrate 10.0 mL (volume V) of the iodine solution by a sodium
thiosulfate solution, which the concentration c’ is 2,50×10-2 mol.L-1.
 Schematize the titration.
 Do the titration.
 Using your measurement calculate the concentration c of the iodine solution.
* : Titration is a common laboratory method of quantitative chemical analysis that is used to determine the unknown
concentration of a known reactant. Because volume measurements play a key role in titration, it is also known as
volumetric analysis. A reagent, called the titrant or titrator, of a known concentration and volume is used to react with a
solution of the analyte or titrand, whose concentration is not known. Using a calibrated burette to add the titrant, it is
possible to determine the exact amount that has been consumed when the endpoint is reached. The endpoint is the point at
which the titration is complete, as determined by an indicator. This is ideally the same volume as the equivalence point—
the volume of added titrant at which the number of moles of titrant is equal to the number of moles of analyte, or some
multiple thereof.
Many methods can be used to indicate the endpoint of a reaction; titrations often use visual indicators (the reactant
mixture changes color).
Not every titration requires an indicator. In some cases, either the reactants or the products are strongly colored and can
serve as the "indicator". For example, a redox titration using potassium permanganate (pink/purple) as the titrant does
not require an indicator. When the titrant is reduced, it turns colorless. After the equivalence point, there is excess titrant
present. The equivalence point is identified from the first faint persisting pink color (due to an excess of permanganate) in
the solution being titrated.
Partie A – Chimie – La mesure en chimie – TP n°10