tp 3 chimie 1ere semestre:TP3 Titrage Oxydo-Réduction

TP
N° 3






































GUEZLANE MALIK


RPOUPR 19











Introduction


Historiquement,
le terme oxydation a été appliqué sur le processus dans le quel l’oxygène
s’additionne à une substance. Ainsi, la réduction signifie la perte de
l’oxygène. De même, l’addition (ou l’élimination) de l’hydrogène à une
substance est nommé également réduction (ou oxydation). Plus tard, on a définie
l’oxydation (ou la réduction) comme étant le processus qui résulte de la perte
(ou le gain) d’un ou de plusieurs électrons par une substance (atome, ion ou
molécule).


Quand un
élément s’oxyde (ou se réduit), son état d’oxydation change à des valeurs plus
positifs (ou négatifs).


Un oxydant (ou réducteurs) est l’espèce qui va capter (ou
céder) des électrons, et qui sera réduit ou oxydé) durant le processus.


Exemple :


Fe³⁺ + e^- Fe²⁺ (réaction de réduction de Fe³⁺
en Fe²⁺ : gain d’un électron)


Couple redox
1 : Fe²⁺ / Fe³⁺


Sn²⁺ Sn⁴⁺ + 2e^- (réaction d’oxydation
de Sn²⁺ en Sn⁴⁺ : perte de 2 électrons)


Couple redox 1 : Fe²⁺ / Fe³⁺

2Fe3+ +	Sn2+		2Fe2++	Sn4+
Oxydant 1	Réducteur 2		Réducteur 1	Oxydant 2
(NO : +3)	(NO : +2)		(NO : +2)	(NO : +4)

<table cellpadding="0" cellspacing="0" width="100%"> <tr> <td> Réduction </td> </tr> </table>

<table cellpadding="0" cellspacing="0" width="100%"> <tr> <td> Oxydation </td> </tr> </table>

Étude théorique


Les dosages
de manganimétrie sont basés sur les réactions d’oxyde. Une solution "oxydant"
fixe des électrons contrairement à une solution "réducteur" qui cède
des électrons.


Dans le langage électronique, les réactions entre oxydant
et réducteur sont des réactions d’échange d’électrons qu’on peut résumer
par :


Oxydant + ne^-
Réducteur


Le nombre
d’oxydation d’un atome engagé dans une molécule ou dans un ion est un nombre
entier (positif, nul ou négatif), qu’on attribue à cet élément on appliquant
les règles suivants :


1.
Le nombre de H ou de O
engages dans une combinaison sont respectivement de 1 et de 2.


2.
Le nombre d’un élément d’un
corps simple est nul.


3.
Le nombre d’un ion dans une
substance ionique est égale a asa charge électronique.


4.
Le nombre d’un élément
engage dans une molécule est tel que la somme algébrique de tous les nombres
des différent atomes est nulle.


5.
Le nombre d’un élément
engagé dans un ion est tel que la somme algébrique de tous les nombres des
différents atomes est égale à la charge de l’ion


Au cours de
la réaction effectuée au milieu de l’acide, le permanganate joue le rôle


d’oxydation selon la réaction :


Mno₄^- + 8H⁺
+ 5é Mn⁺² + 4H₂O


Le nombre de
Mn passe de +7 à +2, les électrons captés par MnO₄^- sont
les électrons libères par le sulfate ferreux qui joue le rôle de réducteur
selon la réaction ionique :


Fe²⁺ Fe³⁺ + e^-


Ainsi une
mole de KMnO₄^- au milieu de l’acide (H₂SO₄)
libère 5 électrons grammes qui oxydant 5 moles de Fe²⁺.


MnO₄^-
+ 8H⁺ + 5e^- Mn⁺² + 4H₂O


Fe⁺² Fe⁺³ + e^-

MnO4- + 5Fe+2 + 8H+ Mn+2 + 5Fe+3 + 4H2O

Remarque
:


Le pouvoir
oxydant du permanganate se manifeste tant en milieu acide qu’en milieu neutre
ou alcalin. Mais la réduction du MnO₄^- varie selon le pH
au quel on effectue la réduction :

• Au milieu acide (voir réaction).
  
• Au milieu neutre :
  

MnO₄^-
+ 4H⁺ + 3e^- MnO₂ + 2H₂O

• Au
  milieu alcalin :
  

MnO₄^- + e^-
MnO₄⁺²


Le
but de la manipulation


Détermination
de la concentration (normalité ou molarité) d’une solution de sulfate de
fer FeSO₄ (Fe⁺²,SO₄^-2).


Matériels utilisés


Matériel Chimiques :


1-Un Bécher ou erlenmeyer de 100ml.


2-Une Pipette jaugée ou graduée de 20ml.


3-Une Burette de 25ml.


4-Une Pissette d’eau distillée.


5-Un agitateur magnétique + un barreau aimanté.








Produits


1-Une solution de sulfate ferreux (FeSO₄).


2-La solution de permanganate de potassium (KMnO₄^-).


Mode opératoire :


1-Préparer une solution aqueuse S₀ de permanganate de
potassium (KMnO₄) 0,1 N.


Remplir une burette avec la solution S₀.


2-Placer dans un bécher propre 20 ml de la solution acide de FeSO₄
(S₁) : obtenue par dissolution d’une quantité (x) de FeSO₄
dans 20 ml de l’acide sulfurique 4N.


3-Verser sous vive agitation, goûte à goûte, la solution S₀
sur la solution S₁. le point d’équivalence est obtenue lorsqu’une
goûte supplémentaire de KMnO₄ confère au contenu du bécher
(initialement incolore) une couleur rose pale. Noter le volume V du KMnO₄
versé.


4-Répéter l’expérience trois fois et noter la
moyenne du volume V_moy.


Tableau
du valeur

Expérience	Le volume
1	5,1
2	4,9
3	4,8
La moyenne	4,9ml

Les
solutions des questions


(1) Définition l’oxydation, la réduction, un
oxydant, un réducteur :


-
L’Oxydation correspond à une perte d’un ou de plusieurs électrons
par une substance (atome, ion ou molécule).


-
Le processus inverse s’appelle réduction et correspond au gain
d’un ou de plusieurs électrons.


-
Un Oxydant est un groupement susceptible de capter des
électrons.


-
Un Réducteur est un groupement susceptible de perdre des
électrons.


(2) Les caractéristiques du titrage Oxydo-réduction :


Rapides, quantitatives, uniques (pas d’autres espèces susceptibles de réagir
avec la solution titrante ou les espèces fermés).


(3) Schéma du dosage Oxydo-réduction :


Voir Schéma du montage (page …)


(4) Le rôle de l’acide sulfurique concentré :


Le but de l’ajout de l’acide sulfurique est rendre la réaction plus rapide
et attribuer les ions H⁺.


(5) Indication de réaction :



(a) L’oxydant et le réducteur :


L’oxydant est l’ion permanganate MnO₄^-.


Le réducteur et l’ion ferreux Fe⁺².


(b) Les deux couples redox mis en jeu et les
demi équations redox associées :


Les deux couples redox mis en jeu sont (MnO₄^-/Mn⁺²)
et (Fe⁺³/Fe⁺²).


Les demi équations redox associées sont :


MnO₄^-
+ 8H₃O⁺ + 5e^- Mn⁺² + 12H₂O


Fe⁺²
Fe⁺³
+ e^- (2)


(c) Déduction de l’équation totale de la
réaction :


Après la multiplication de l’équation (2) et 5, on trouve :


MnO₄^-
+ 8H₃O⁺ + 5Fe⁺² Mn⁺² + 12H₂O
+ 5Fe⁺³


(6) Le calcul des normalités de : N(Fe⁺²)
et N(C₂O₄^-2) des solutions S₁ et S₂ :


N(Fe⁺²)
= Z x n(eq)


N_Fe+
= Z_Fe+ x C_Fe+


Z_Fe+
= 1 Þ N_Fe+ = C_Fe+


N_MnO4-
= Z_Fe+ x C_MnO4-


Z_MnO4-
= 5 Þ N_MnO4- = 5 C_MnO4-


Donc :


N_oxd
x V_oxd = N_red x V_red


N_red
= (N_oxd x V_oxd) / V_red = (0,1 x 4,9) / 20


gN_red
= 0,0245 eq/lg














Conclusion


À partir de
cette expérience, on conclut que dans le point d’équivalent le volume et le
nombre molaire d’acide égal le volume et le nombre molaire de base.