Partie Exp Final [PDF]

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IV. La compléxométrie et la gravimétrie : Définition du dosage par complexation : Une réaction de dosage doit être totale et instantanée , si une réaction formant un complexe remplit ces conditions ,alors les ions du complexe formé peuvent être dosé .Ces dosages ce font essentiellement en présence de L’EDTA sous sa forme Y4- qui est un bon complexant et forme des complexes stables . Définition du dosage par gravimétrie : La chimie analytique met à profit l’insolubilité de certains complexes pour des dosages gravimétrique , leur coloration spécifique .Son principe est de déterminer la quantité d’un ion en solution en pesant son précipité ; c’est une précipitation sélective d’un sel insoluble . 1. Dosage du Ni2+ par gravimétrie et compléxométrie : a-Par compléxométrie : Verrerie

Produit

Mode opératoire

-Erlenmeyer -Becher -Burette -Agitateur magnétique -Pipette

-10ml de NiCl2 -10ml de tampon ammoniacal (pH=10) -une pincée de NET puis de Murexide -Solution d’EDTA

2. On remplit la burette avec l’EDTA (0.1M) et on fixe le zéro 3. On verse 10ml de solution NiCl2 dans deux Erlen différent +10 ml de tampon ammoniacal 4. On ajoute quelque grains de Murexide puis de NET dans le deuxième Erlenmeyer 5. On verse l’EDTA jusqu’à observation d’un changement de couleur et on note le Veq

Les résultats du dosage sont données dans les tableaux suivant :  Pour l’indicateur NET Volume de la solution d’EDTA(ml) Normalité en ion Ni2+

V1 10.6

V2 11

VM 10.8

0.106

0.11

0.108

V1 8.1

V2 8.3

VM 8.2

0.081

0.083

0.082

 Pour l’indicateur Murexide : Volume de la solution d’EDTA(ml) Normalité en ion Ni2+

Exploitation des résultats : 

Réaction de dosage : Ni2++Y4- ↔ NiY2 Calculer la normalité de la solution en ion Ni2+ : (NET)

N EDTA V EDTA =N ¿2 +¿V

N ¿2+ ¿¿ ¿

¿2 +¿=

N EDTA V EDTA ¿ 0.1 ×10.8 V ¿ 2+¿ = =0.108 ¿ 10

N ¿2 +¿=0.108 eq . g /l ¿  Calcul de la normalité pour la solution en Ni2+(Murexide) :

N ¿2 +¿=0.082 eq. g /l ¿ Conclusion : Pour doser les ions Ni2+ dans une solution de NiCl2, le dosage se fait par ajout d’un ligand qui est l’EDTA (Y4-) en présence d’une solution tampon ammoniacal pour que l’EDTA reste sous sa forme (Y4-). Sans oublier l’indicateur coloré qui va nous permettre de distinguer le point équivalent Lors de ce TP , nous avons utilisé deux indicateur coloré : le muréxide et le NET .D’après l’expérience, on constate que pour le Ni2+ le meilleur indicateur à utiliser est le Sachant que

Murexide .

le Murexide est utilisé lors des dosages d’ions métallique .

b- Par gravimétrie : Avant d’entamer la réaction de compléxation, nous devons étalonner la solution d’EDTA avec Mg2+ et Ni2+ par compléxométrie. Le titrant de ce dosage est : la solution de H2DMG. Verrerie

Produit

-Erlenmeyer -Becher -Burette -Chronomètre -Thermomètre -Baguette -Papier filtre -Dispositif de filtration sous vide

-10ml de NiCl2 -25 ml Solution de H2DMG -NH4OH

Mode opératoire 1. Préparer la solution de Ni2+ en diluant 10ml de NiCl2 10 fois , dans un bécher de 500ml 2. On chauffe la solution à bain marie à 80°C (La température doit être maintenue entre 78-82°C) 3. Ajouter 25 de H2DMG graduellement (0.5ml/15s) tout en agitant continuellement 4. Laisser reposer pendant 10min à T=80°C 5. Laisser reposer 5min à froid 6. On ajoute NH4OH 7. Filtrer la solution(ne pas oublier de peser le papier filtre avant la filtration ): 8. Reprendre le filtrat en bain marie et lui ajouter la DMG restante dans la burette : si le filtrat est toujours coloré ,on procède à une autre filtration 9. Laver le précipité à eau chaude jusqu’à élimination des ions chlorure (Test AgNO3) 10. Récupérer le précipité et mettre à l’étuve

 Le pourquoi du comment -Pourquoi H2DMG ?  H2DMG est un composé chimique utilisé pour détecter et quantifier le nickel ,ils forment un complexe rouge vif qui est insoluble à pH basique

-Pourquoi ajouter NH4OH ?  La précipitation ce fait à pH basique , donc l’ajout de NH4OH maintient le pH≈ 9 . Le complexe de Ni2+ se dissocie à ≤ 4.7 donc on doit faire en sorte que le pH soit ≫ à 4.7

-Pourquoi agiter continuellement ?  Lors de l’ajout de H2DMG , un précipité rouge se forme , on remarque que ce précipite se dépose sur les parois , ainsi pour avoir un meilleur rendement il est nécessaire d’agiter .

-Pourquoi faire l’étape 8 ?  Cette étape nous permet de vérifier qu’il nous reste plus de quantité importante de ¿( HDMG)2 ↓ dans le filtrat, si c’est le cas une deuxième filtration doit être faite .Encore une fois cette étape nous permet de maximaliser le rendement.

Exploitation des résultats :  Réaction de compléxation : ¿2 +¿+2 H Après le séchage , on pèse notre produit :

2

DMG → 2 H

m=0.04g

 Calcul de la masse théorique et du rendement : C ¿ =0.05 mol /l ¿ 2+ ¿

mthéo = MxCxV=58.7x0.05x10x10-3 = 0.06g Rendement =

mexp x 100 %=66.66 % mthe

+¿+ ¿(HDMG )2 ↓¿

¿

V. Dosage de l’ion Cu2+ par iodométrie et par compléxométrie : -Iodométrie : Le dosage iodometrique est un dosage oxydoréduction indirecte qui consiste à doser le diiode présent dans un milieu par thiosulfate de sodium . Verrerie

Produit

Mode opératoire

-Erlenmeyer -Becher -Burette -Agitateur magnétique -Pipette

-Solution de Na2S2O3 -tampon ammoniacal -Solution de KI -Indicateur coloré (NET,MUREXIDE)

1- On remplit la burette avec Na2 SO3 (0.05M) et on fixe le zéro. 2-On verse dans deux erlenmeyer de 100ml, 10ml de Cu2+ + 10ml de tampon ammoniacal + 30ml de KI 3-On mélange bien et on laisse les erlenmeyer à l’abri de la lumière pendant 10 min  4-On dose par thiosulfate de sodium sans indicateur coloré (Empoi d’amidon)  5-On verse Na2SO3 jusqu’à décoloration du mélange (Marron vers incolore ) et on note Veq  6-On remet les deux Erlenmeyer à l’abri de la lumière pour 5min pour voir s’il y’a changement de couleur 

On veut doser Cu2+ par iodométrie , donc on a doit former I2 dans notre milieu réactionnel , voici la réaction correspondante qui a lieu dans l’erlenmeyer : −¿+ I

Cu2+¿+1 e I

−¿ →CuI ↓¿

¿

¿

Cu

1 −¿¿ −¿↔ I 2+1 e ¿ 2

2+¿+2 I

1 −¿→CuI + I2 ¿ 2

¿

On dose le diiode par le thiosulfate : 1 I +1 e−¿→ I 2 2 S 2 S 2 O 2−¿→ 3

−¿¿

¿ 1 −¿+ S 2−¿+ I 2 → I 2

2−¿+ 1e

4

O6

−¿ ¿

¿

¿

2 S 2 O3

2−¿ ¿

4

O6

¿

¿

Explication de chaque couleur : Lorsqu’on mélange la solution de Cu2+ et KI, la solution devient blanche laiteuse , cette couleur indique la présence de CuI , après l’avoir mise à l’abri de la lumière la solution devient marron-orangé due au diiode présent dans la solution ; c’est le diiode à dosé .

Lors du dosage , le I2 est neutralisé en I- , ce dernier est incolore .Donc le changement de couleur du marron à l’incolore indique la disparition de I2 et la formation de I- , c’est à ce moment qu’on note le Veq .

Les résultats du dosage sont donnés dans le tableau suivant :

Volume de la solution Na2S2O3 Normalité en ion Cu2+

V1 9.6

V2 10.1

VM 9.8

0.096

0.1

0.098

-Compléxometrie : La méthode de dosage a été bien détaillé auparavant , c’est la même que celle de Ni2+. Après lecture de Veq , nous avons calculé la normalité , les résultats de notre travail sont présenté dans ce tableau :  

Réaction de dosage : Cu2++Y4- CuY2La normalité en solution :

Volume de la solution d’EDTA(ml) Normalité en ion Cu2+

V1 9.6 0.096

V2 9.9 0.099

VM 9.75 0.0975

En conclusion , pour le dosage de Cu2+ , la méthode iodometrique est plus adéquate car on peut observer la zone de virage aisément (marron vers incolore )

VI. Détermination du nombre de transport d’une solution de Cu2+ par application de la loi de Faraday : Comme mentionné dans le dernier paragraphe , la bonne méthode pour doser Cu2+ est le dosage par iodométrie . Il est nécessaire de doser Cu2+ présent dans la solution de CuSO4 pour pouvoir déterminer le nombre de transport en appliquant la loi de Faraday Verrerie

Produit

Mode opératoire

-Cellule d’electrolyse -Génerateur de courant -2 Eprouvette de 200ml -Burette -Becher -Erlemeyer -Support -Pipette

-Solution de CuSO4 -Solution tampon -Solution KI -Solution de Na2S2O3

1-On verse la solution de CuSO4 dans deux compartiment différents , ces derniers sont reliés entre eux par un pont qui permet le déplacement des ions ( Voir photos ci-dessous) 2-Dans chaque compartiment , on met une électrode de cuivre , chacune des électrodes est relié à la borne positif ou négatif du générateur de courant 3-Désormais nous avons un compartiment cathodique(-) et un compartiment anodique(+),on effectue l’électrolyse pour 1h55min 4-On récupère les deux solution cathodique et anodique , qu’on dosent séparément par iodométrie . 5-On calcule le nombre de transport en appliquant la loi de Faraday 

Que se passe-t-il lors de l’electrolyse de CuSO4 ? Comme expliqué dans le paragraphe III −b , lors de l’électrolyse : -à l’anode , il y’a oxydation de Cu (l’électrode est faite en cuivre ) c-à-d formation de Cu2+ . Ces ions Cu2+ migrent vers la borne négative (cathode ) -tandis qu’à la cathode , on remarque un dépôt noir qui correspond à la formation de Cu car il y’a réduction des ions Cu2+ . Dans ce compartiment , les ions SO42- migrent vers la borne positive (Anode) .

Ces phénomènes sont résumé dans le bilan appelé Bilan d’HITTORF , ci-dessus le bilan correspondant à l’électrolyse de CuSO4

Réactions aux

Anode (+) ½ Cu ½ Cu2+ + 1é

Cathode (-) ½ Cu + 1é ½ Cu 2+

électrodes Bilan aux électrodes Bilan de migration Bilan total

+1eq g de Cu2+

-1eq g de Cu2+

-t+ Cu2+ +t- SO42+t- CuSO4

+t+ Cu2+ -t- SO42-t- CuSO4

Exploitation des résultats : -Résultat du dosage de Cu2+ dans la solution avant électrolyse : Volume de la solution Na2S2O3 Normalité en ion Cu2+

V1 11.2

V2 11.4

VM 11.3

0.112

0.114

0.113

Après 1h55min d’électrolyse , On verse les solutions cathodique et anodique dans différente éprouvettes et on note leurs volumes Volume cathodique (ml) 100

Volume anodique (ml) 115

-Résultat du dosage de Cu2+ dans les deux solutions après électrolyse : Après électrolyse Cathode 9.8

Veq

Anode 12.1

Calcul du nombre de transport : Comme expliqué ci-dessus , pour calculer le nombre de transport , on utilise la loi de Faraday : 1F=96500 Q=I.t

→ +t→|Δn|

-Calcul de Δn ( a ) , Δn ( c ) : Avant électrolyse n cathode (eq.g) 0.011 Méthode de calcul : N(Cu2+) = 0.113 eq.g /l On a 0.113 eq.g dans 1000 ml (1L) , dans 100 ml il y’a : 0.011eq.g On a 0.113 eq.g dans 1000 ml (1L) , dans 115 ml il y’a : 0.013 eq.g

n anode (eq.g) 0.013

Après électrolyse N(eq.g/l ) n(eq.g)

0.098

0.121

0.0098

0.013915

Méthode de calcul : N ( a )=

0.05 x 2 x 12.1 g =0.121 eq . 10 l

N ( c )=

0.05 x 2 x 9.8 g =0.098 eq . 10 l

n(a)=N(a).V(a) = 0.013915 eq.g

n(c)=N(c).V(c)=0.0098 eq.g

Δn ( c )=−0.0012 eq . g ; Δn ( a ) =0.00095 eq . g

-Application de la loi de faraday : Q= Ixt=30 x 10−3 x 6600=198 C

t- = 0.44 , t- =0.58

; la condition

t++t- = 1 est vérifié : 0.44+0.58=1.02

 pH-mètrie et conductimétrie : Parmi les autres méthode de dosage étudiées , nous avons réaliser un dosage pH-métrique et conductimétrique avec différent type de solution (base , acide , mélange , … ).Ces dosages ont été fait avec un pH-mètre et conductimètre étalonnés auparavant . On a noté le pH et la conductance au fur et à mesure qu’on ajouté le titrant .Le Veq sera déterminé graphiquement , ce qui est plus rigoureux et nous donne des résultat plus éxacte . Les résultats de notre dosage seront présenté sous formes de graphes donnés ci-dessous : Solution E+G : CH3COOH+HNO3

Solution B+H :HCL+H3PO4

Solution B :HCL

Solution I :H2SO4

Solution tampon

Solution E :CH3COOH

Solution H : H3PO4

REMARQUE : Nous remarquons que certaine solutions ne sont pas très conductrice ou carrément nonconductrice(conductance très petite et constante) , ceci est due à la dégradation des solutions .

Conclusion : Lors de ces TP nous avons été initié à de nouvelle méthode de dosage notamment le dosage gravimétrique et pH-conductimétrique ainsi nous avons acquit un bon niveau de connaissance et de savoir-faire expérimentaux et on a apprit la bonne procédure pour exploiter nos résultats . Parmis les tp les plus interessant on nomme le tp d’électrolyse où nous avons pu appliquer la théorie apprise dans le cours , et on a réussi à déterminer le nombre de transport de la solution CuSO4 .

Sommaire : I. Introduction : II. Notions de conductimétrie et nombre de transport : 1-l’électrolyte 2-Conductance d’une solution électrolytique 3-Conductivité électrique 4-Définition de la conductimètrie 5-Principe de la conductimétrie 6-Mesure de la conductimétrie 7-Titrage conductimétrique 8-Nombre de transport

III. Les méthodes de détermination d’un nombre de transport : a-Les piles de concentration : 1-Définition 2-Déscription générale d’une pile 3-Fonctionnement de la pile 4-Pile de concentration : -Avec électrode de 1ére espèce -Avec électrode de 2éme espèce 5- Bilan de la pile

b-La cellule d’électrolyse de HITTORF : 1-définition 2-loi de faraday 3-Schéma récapitulatif des phénomène ayant lieu dans la cellule

IV. La compléxométrie et la gravimétrie : -Définition du dosage par complexation -Définition de dosage par gravimétrie 1-Dosage du Ni2+par gravimetrie et compléxometrie :a-par commplexometrie b-par gravemetrie

V. Dosage de l’ion Cu2+ par iodométrie et par compléxométrie : VI. Détermination du nombre de transport d’une solution de Cu2+ par application de la loi de faraday   pH-métrie et conductimétrie