Tp dosage redox diiode correction - STL-SPCL

1ere STL-SPCL
Module chimie
TP
Dosage redox iodométrie
But : Dosage d’une solution d’iode par une solution de thiosulfate de sodium.
I. Etalonnage de la solution de thiosulfate de sodium.
On étalonne d'abord le thiosulfate de sodium dont la concentration est d'environ 0,1
mol/L avec une solution de diiode préparée par action des ions iodate IO3- sur les
ions I- en excès.
1. préparation de la solution d'iodate de potassium.
Question :
a. Calculer la masse à peser pour préparer 100 mL de KIO3 à 0,030 mol/L.
Nombre de mole : nKIO3 = Vsol x CKIO3 = 0,100 x 0,030 = 3.10-3 mol.
Masse à peser : mKIO3 = nKIO3 x MKIO3 = 3.10-3 x 214 = 6,42.10-1 g.
Manipulation : Préparer cette solution.
Masse réellement pesée : mpesée = 6,429.10-1g.
Question :
b. A l'aide de la masse réellement pesée calculer précisément la concentration de votre
solution d'iodate de potassium.
Calcul du nombre de mole pesée : n’KIO3 = mpesée /MKIO3 = 6,429.10-1/214 = 3,0.10-3 mol.
Concentration : C’KIO3 = n’KIO3 /Vsol = 3,0.10-3 / 0,1 = 3,0.10-2 mol.
2. préparation de la solution de diiode.
c. Ecrire l'équation de la réaction d’oxydo-réduction entre les couples IO3- / l2 et l2/I- (en
milieu acide)
Demi-équation :
2IO3- + 12H+ + 10e- = l2 + 6H2O
(2I= l2 + 2e-) x 5
2IO3- + 12H+ + 10I-  6 I2 + 6H2O
d. Faire un tableau d'avancement (avec des valeurs chiffrées pour les réactifs) illustrant le
mélange de 10,0 mL de solution d'iodate de potassium (K++IO3-) à 3,0.10-2 mol.L-1, 10 mL de
iodure de potassium (K+ +l-) à 1 mol.L-1 et 5 gouttes d'acide sulfurique.
2IO3+
10I+
12H+

6 I2
+
6H2O
EI x=0
3.10-4
10-2
excès
0
0
-4
-2
E inter x
3.10 -2x
10 – 10x
excès
6x
solvant
EF x=xmax
3.10-4 -2xmax
10-2 – 10xmax
excès
6xmax
solvant
-4
-3
-4
EF x=5.10
0
8,5.10
excès
9.10
solvant
Les valeurs dans le tableau sont en mole.
Nombre de mole d’ions iodates dans l’état initial : n°IO3 = 3,0.10-2 x 0,01 = 3.10-4 mol.
Nombre de mole d’ions iodures dans l’état initial : n°I- = 0,01 x 1 = 10-2 mol.
e. Justifier la présence d'acide sulfurique.
L’acide sulfurique permet à la réaction d’oxydoréduction de se produire, en effet les ions H + font
partis de la réaction, on les retrouve dans l’équation.
f. Quel est le réactif limitant ? Pourquoi celui-ci ?
Pour déterminer le réactif limitant il faut calculer l’avancement maximum.
Cas 1 (les ions iodates) : 3.10-4 -2xmax ≥0 ; on déduit xmax ≤3.10-4/2 = 1,5.10-4 mol.
Cas 2 (les ions iodures) : 10-2 – 10xmax ≥0 ; on déduit xmax ≤10-2/10 = 10-3 mol.
On retient la valeur la plus petite, qui est correspond au domaine commun des deux inéquations.
Donc xmax = 1,5.10-4 mol. Le réactif limitant est donc l’ion iodate.
g. Terminer alors de compléter le tableau d'avancement pour connaître la valeur de n i2
(nombre de moles de l 2 formée)
Donc d’après le tableau nI2 = 9.10-4mol.
Manipulation :
- Préparer cette solution de diiode. Boucher, agiter, attendre 2 minutes. Ajouter 50 mL d’eau
distillée.
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Dosage redox iodométrie
3. Etalonnage de la solution de thiosulfate de sodium (2Na+ + S2032-)
h. Ecrire l’équation de la réaction entre (l2/I- et S4O62-/ S2032-)
S4O62-/ S2032-)
l2 + 2e- = 2I2S2032- = S4O62- +2e22 S203 + l2  S4O62- + l2
i. En déduire la relation de l’équivalence entre n!2, Vt et Ct (t : thiosulfate)
A l’équivalence les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.
𝑛𝑆203
𝑛
On a donc :
= 𝐼2 (les chiffres au dénominateur correspondent au coefficient
2
1
stœchiométrique).
Le nombre de mole de thiosulfate est n S2O3 = Ct x Vt (Vt étant le volume à l’équivalence).
𝐶𝑡 ×𝑉𝑡
Donc 𝑛𝐼2 =
2
Manipulation :
- ajouter à la burette la solution de thiosulfate de sodium
- ajouter juste avant l’équivalence un peu d’empois d’amidon (ou thiodéne, ou iodex)
j. Préciser et expliquer le changement de couleur à ’équivalence.
Le changement de couleur correspond au virage du iodex, qui donne une coloration noire à la
solution le temps qu’elle contient du diiode, lorsque l’équivalence est atteinte, la totalité du diiode
a réagi, le iodex devient incolore.
k. Exprimer Cthiosulfate.
𝑛 ×2
𝐶𝑡 = 𝐼2 Avec nI2 = 9.10-4 mol.
𝑣𝑡
l. Faire deux essais concordants à 1%. Calculer C, dans les deux cas puis calculer la moyenne.
9.10−4 ×2
Premier essai : V1t = 17,8 mL
𝐶1𝑡 =
= 1,0112. 10−1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
−3
17,8.10
9.10−4 ×2
Deuxième essai : V2t = 17,9 mL. 𝐶2𝑡 =
= 1,0056. 10−1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
17,9.10−3
(1,0112+1,0056).10−1
𝐶 +𝐶
Valeur moyenne : 𝐶𝑡 𝑚𝑜𝑦 = 1𝑡 2 2𝑡 =
= 1,008. 10−1 𝑠𝑜𝑖𝑡 1,01. 10−1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
2
Il - Dosage de la solution de diiode inconnue par le thiosulfate de sodium
m. Indiquer la relation à l’équivalence. On appelle C I2 la concentration inconnue de la solution
d’iode. Exprimer CI2 en fonction de Vl2,Ct,Vt.
Manipulation : On dose 20 mL de la solution de l 2 à doser, en ajoutant 50 mL d’eau distillée par
le thiosulfate en utilisant du thiodéne en fin de dosage.
n. Exprimer CI2
𝑪𝒕 ×𝑽𝒕
𝑪𝒕 ×𝑽𝒕
En reprenant l’expression 𝒏𝑰𝟐 =
et avec nI2 =CI2 xVI2 on obtient : 𝐶𝑰𝟐 =
, Vt
𝟐×𝑉𝐼2
𝟐
correspond au volume équivalent.
O. Faire deux essais concordants à 1 %. Calculer CI2 dans les deux cas puis calculer la
moyenne.
1,01.10−1 ×8,1
Premier essai : V1t = 8,1 mL
𝐶1𝐼2 =
= 2,05. 10−1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
2×20
1,01.10−1 ×8,2
Deuxième essai : V2t = 8,2 mL. 𝐶2𝐼2 =
= 2,07. 10−1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1
2×20
𝐶1𝐼2 +𝐶2𝐼2
2,05+2,07
−1
−1
Valeur moyenne : 𝐶𝐼2 𝑚𝑜𝑦 =
=
= 2,06. 10 𝑚𝑜𝑙. 𝐿
2
2
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Dosage redox iodométrie
p. Cette solution de diiode a au préalable été diluée en versant 10,0 mL à l'aide d'une pipette
jaugée dans une fiole jaugée de 50,0 mL. Quelle est la concentration Ci 2 initiale de la solution
initiale ?
Cette solution de diiode a été diluée par 50/10 =5.
La concentration initiale est donc 5 fois plus importante. Ci 2 = 5xCI2 moy = 1,03 mol.L-1.