CHIMIE

V 2
(mL)
%
(mV)
V2
(mL)
%
(mV)
V2
(mL)
%
(mV)
V2
(mL)
%
(mV)
5 • Aurait-on pu acidifier la solution avec de l’acide nitrique,
H 3O + + NO 3 – ? avec de l’acide chlorhydrique, H3O + + Cl – ?
SOS
6 • Pourquoi, lors d’un tel titrage, la solution de permanganate
de potassium doit-elle être nécessairement placée dans
la burette et non dans le bécher ? SOS
Données :
E 0 (Fe 3+ /Fe 2+ ) = 0,77 V; E 0 (MnO 4 – / Mn 2+ )=1,51 V;
E 0 (Cl 2(g) /Cl – ) = 1,36 V; E 0 (MnO 2 / Mn 2+ )=1,23 V;
E 0 (NO 3 – / NO(g)) = 0,96 V; Eréf = 0,245 V.
SOS : 5) et 6) Utiliser les valeurs de potentiel redox standard
fournies et chercher d’éventuelles réactions parasites.
26
1
373
7,5
452
11
1 035
16
1 175
2
394
8
458
11,5
1 066
17
1 179
**Titrage des ions fer (II)
par les ions dichromate
3
407
8,5
466
12
1 097
18
1 183
À V = 20,0 mL de solution de sulfate de fer (II) de
concentration C, on ajoute progressivement une solution
acidifiée de dichromate de potassium de concentration
C' = 4,0 . 10 –2 mol . L –1 .L’équivalence est obtenue après addition
d’un volume de solution oxydante égal à V' E = 12,0 mL.
1 • Écrire l’équation de la réaction de titrage. Calculer sa
constante d’équilibre ; conclure.
2 • Déterminer la concentration de la solution de fer (II).
3 • Soit E, le potentiel, par rapport à une électrode standard
à hydrogène, d’une électrode de platine plongeant dans la
solution lors du titrage. Exprimer E = f (V'), où V' est le
volume, exprimé en mL, de solution de dichromate de potassium
ajoutée à pH = 0 :
a. pour 0 < V' (mL) < 12 ; b. pour 12 < V' (mL) < 25.
4
418
9
475
12,5
1 127
19
1 186
5
427
9,5
486
13
1 142
20
1 188
6
435
10
511
14
1 159
21
1 190
7
446
10,5
992
15
1 167
22
1 192
4 • Calculer E pour V' = 12,0 mL. Tracer l’allure de E = f (V').
Données :
E 0 (Fe 3+ /Fe 2+ ) = 0,77 V ; E 0 (Cr 2O 2–
7 / Cr 3+ ) = 1,33 V.
27
*Titrage du diiode
On réalise la pile suivante :
① Pt | HCrO – 4 + Cr 3+ I 2(aq) + I – | Pt ②
c. apportées
(mol.L –1 ) 1,0 . 10 –3 1,0 . 10 –2 1,0 . 10 –1 1,0 . 10 –3
Le volume de solution dans chaque compartiment est de
10,0 mL ; pH 1 = 2,0 ; pH 2 = 1,0 .
1 • Déterminer la polarité et la f.é.m. de cette pile.
2 • En déduire l’équation de sa réaction de fonctionnement.
3 • Au compartiment de droite, on ajoute un volume V d’une
solution de thiosulfate de sodium à 0,10 mol . L –1 tout en agitant.
a. Écrire l’équation de la réaction qui se produit alors ;
est-elle quantitative ?
b. Déterminer la f.é.m. de la pile pour V = 5 mL ; 20 mL ;
30 mL ; tracer l’allure de la courbe = f (V).
Données :
E0 (HCrO – 4 / Cr3+ ) = 1,38 V ; E0 (I2(aq) /I – ) = 0,62 V ;
E0 (S4O 2–
6 / S2O 2–
3 ) = 0,09 V .
28
Équilibres d’oxydo-réduction
19
Titrage d’un mélange d’halogénures
Un volume V = 50,0 mL d’une solution S a été préparé en
dissolvant une masse m 1 d’iodure de potassium, K + + I – , et
une masse m 2 de chlorure de potassium, K + + Cl – .
Dans un bécher, on introduit un volume V 0 = 2,0 mL de
solution S, 10 mL de solution d’acide nitrique à 0,1 mol . L –1
et 10 mL d’eau distillée. Pour déterminer les valeurs de m 1
et m 2, on dose cette solution avec une solution de nitrate
d’argent de concentration C 2 = 5,0 . 10 –2 mol . L –1 . Un test
préliminaire montre que l’iodure d’argent est moins soluble
que le chlorure d’argent.
On plonge dans cette solution une électrode d’argent et une
électrode au calomel munie d’un doigt de protection terminé
par une paroi poreuse et rempli d’une solution de nitrate d’ammonium,
NH 4 + + NO 3 – .
La force électromotrice de la pile ainsi réalisée, soit :
= E argent – E réf
est relevée après chaque ajout de réactif titrant. Les valeurs
obtenues sont rassemblées dans le tableau en données.
1 • Proposer un test simple permettant de vérifier que l’iodure
d’argent jaunâtre est moins soluble que le chlorure d’argent
blanc.
EXERCICES
© Hachette Livre – H Prépa / Chimie, 1 re année, PCSI –La photocopie non autorisée est un délit
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