8.6. Dosage redox
II n’y a pas un réel transfert d’électrons, mais il s’agit bien d’une réaction d'oxydoréduction. En effet, il y a quand même un transfert partiel de charge. L’élément
hydrogène a été oxydé, puisque son NO a augmenté. L’élément chlore a été réduit,
puisque son NO a diminué.
8.6. DOSAGE REDOX
Doser (ou titrer) un corps A dans une solution, c’est déterminer la concentration
molaire du corps A dans cette solution; on utilise pour cela un réactif qui donne avec
A une réaction unique, quantitative et si possible rapide. Un dosage redox se fait par
une oxydoréduction entre A et l’espèce chimique titrante. On peut réaliser ainsi une
manganimétrie. Un dosage redox par manganimétrie utilise le couple MnO4/Mn2+.
On peut, par exemple faire le dosage d’une solution aqueuse de dioxyde de soufre.
On réalise une réaction entre les couples MnO4/Mn2 + et SO^“/SO2. Le potentiel
redox du couple MnO4~/Mn2 + vaut 1,51 V, alors que celui du couple est égal à 0,17 V.
Les demi équations électroniques, et l’équation globale sont donc :
(SO2 + 2 H2O -> SO4 2~ + 4 H+ + 2 ( MnO4 + 8 H+ + 5 e- -> Mn2 + + 4 H2O) x 2
2 MnO4 + 5 SO2 + 2 H2O -> 2 Mn2+ + 5 SO4 2’ + 4 H+
Le choix du couple MnO4/Mn2 + n’est pas fortuit : l’ion MnO4 est violet en solution,
alors que l’ion Mn2+ est incolore.
Principe du dosage
On verse un volume Vj de solution de SO2, de concentration molaire C\ inconnue, dans
un bêcher.
On ajoute ensuite progressivement une solution contenant des ions permanganate
MnO4, de concentration parfaitement connue C2.
Au début, les ions permanganate ajoutés sont consommés par le dioxyde de soufre
présent en solution. On s’en rend compte facilement : on verse quelques gouttes de la
solution violette de permanganate, et on constate une immédiate décoloration.
Mais pour un certain volume V2 de permanganate ajouté, une légère couleur violette
persiste : la totalité du SOo a été consommée. Les ions MnO4 ont été ajoutés en léger
excès. Nous dirons que nous avons atteint (même légèrement dépassé) l’équivalence.
L’équivalence est la situation où les deux réactifs
ont été mélangés en proportions stoechiométriques.
II n’y a pas un réel transfert d’électrons, mais il s’agit bien d’une réaction d'oxydoréduction. En effet, il y a quand même un transfert partiel de charge. L’élément
hydrogène a été oxydé, puisque son NO a augmenté. L’élément chlore a été réduit,
puisque son NO a diminué.
8.6. DOSAGE REDOX
Doser (ou titrer) un corps A dans une solution, c’est déterminer la concentration
molaire du corps A dans cette solution; on utilise pour cela un réactif qui donne avec
A une réaction unique, quantitative et si possible rapide. Un dosage redox se fait par
une oxydoréduction entre A et l’espèce chimique titrante. On peut réaliser ainsi une
manganimétrie. Un dosage redox par manganimétrie utilise le couple MnO4/Mn2+.
On peut, par exemple faire le dosage d’une solution aqueuse de dioxyde de soufre.
On réalise une réaction entre les couples MnO4/Mn2 + et SO^“/SO2. Le potentiel
redox du couple MnO4~/Mn2 + vaut 1,51 V, alors que celui du couple est égal à 0,17 V.
Les demi équations électroniques, et l’équation globale sont donc :
(SO2 + 2 H2O -> SO4 2~ + 4 H+ + 2 ( MnO4 + 8 H+ + 5 e- -> Mn2 + + 4 H2O) x 2
2 MnO4 + 5 SO2 + 2 H2O -> 2 Mn2+ + 5 SO4 2’ + 4 H+
Le choix du couple MnO4/Mn2 + n’est pas fortuit : l’ion MnO4 est violet en solution,
alors que l’ion Mn2+ est incolore.
Principe du dosage
On verse un volume Vj de solution de SO2, de concentration molaire C\ inconnue, dans
un bêcher.
On ajoute ensuite progressivement une solution contenant des ions permanganate
MnO4, de concentration parfaitement connue C2.
Au début, les ions permanganate ajoutés sont consommés par le dioxyde de soufre
présent en solution. On s’en rend compte facilement : on verse quelques gouttes de la
solution violette de permanganate, et on constate une immédiate décoloration.
Mais pour un certain volume V2 de permanganate ajouté, une légère couleur violette
persiste : la totalité du SOo a été consommée. Les ions MnO4 ont été ajoutés en léger
excès. Nous dirons que nous avons atteint (même légèrement dépassé) l’équivalence.
L’équivalence est la situation où les deux réactifs
ont été mélangés en proportions stoechiométriques.