Le dosage est dit auto-indicateur puisqu’il ne nécessite pas l’emploi d’un indicateur
coloré rédox.
2. Au point d’équivalence :
(n H 2 O 2 ) introduit
5
=
(n MnO
−
4
) ajout´ e `
a l ´
equivalence
2
La quantité n H 2 O 2 introduite est contenue dans V = 25 mL de solution de concentration [H 2 O 2 ] = C . De plus, [MnO
−
4 ] = C
et V ´
eq = 20 mL, donc :
C × V
5
=
C
× V ´
eq
2
soit : C =
5 × C
× V ´
eq
2 × V
= 4,0 × 10
−2 mol·L
−1 .
D o s a g e p o t e n t i o m é t r i q u e
On réalise le dosage de V 1 = 10,0 mL d’une solution d’ions Fe 2+ (en milieu acide
sulfurique concentré) par une solution titrante d’ions cerium Ce 4+ .
Le dosage est suivi par potentiométrie : une électrode de mesure (platine) et une électrode de référence (E.C.S.) sont reliées à un millivoltmètre.
Le potentiel de l’E.C.S. par rapport à l’E.S.H. est E E.C.S = 246 mV. Le graphe
E Pt = ((E + E E.C.S. ) en fonction du volume V d’ions Ce 4+ versé à la burette est
représenté. La courbe dérivée
dE Pt
dV
= f (V ) est également représentée.
1. Dessinez le montage de l’expérience puis écrivez l’équation-bilan de la réaction de
dosage.
2. Déterminez graphiquement le volume équivalent ; en déduire la concentration des
ions Fe 2+ si [Ce
4+ ] = 0,100 mol·L
−1 .
3.1. Déterminez graphiquement les coordonnées du point de demi-équivalence E 1/2 .
3.2. Retrouvez la valeur du potentiel de ce point par la formule de Nernst.
Données : en milieu acide sulfurique concentré :
E
0
Ce 4+ /Ce 3+ = 1,44 V ; E
0
Fe 3+ /Fe 2+ = 0,68 V.
S o l u t i o n
1. Le (très classique) dispositif expérimental
est dessiné ci-contre.
Les demi-équations électroniques sont :
Réduction : Ce
4+
+ e
−
= Ce
3+
Oxydation : Fe
2+
= Fe
3+
+ e
−
L’équation-bilan de la réaction de dosage est :
Ce
4+
+ Fe
2+
−→ Ce
3+
+ Fe
3+
94
C h i m i e g é n é r a l e e n 3 0 f i c h e s
Agitateur
Solution
d’ions Ce
4+
Solution d’ions
Fe
2+ + ac.
sulfurique conc.
mV
E.C.S.
coloré rédox.
2. Au point d’équivalence :
(n H 2 O 2 ) introduit
5
=
(n MnO
−
4
) ajout´ e `
a l ´
equivalence
2
La quantité n H 2 O 2 introduite est contenue dans V = 25 mL de solution de concentration [H 2 O 2 ] = C . De plus, [MnO
−
4 ] = C
et V ´
eq = 20 mL, donc :
C × V
5
=
C
× V ´
eq
2
soit : C =
5 × C
× V ´
eq
2 × V
= 4,0 × 10
−2 mol·L
−1 .
D o s a g e p o t e n t i o m é t r i q u e
On réalise le dosage de V 1 = 10,0 mL d’une solution d’ions Fe 2+ (en milieu acide
sulfurique concentré) par une solution titrante d’ions cerium Ce 4+ .
Le dosage est suivi par potentiométrie : une électrode de mesure (platine) et une électrode de référence (E.C.S.) sont reliées à un millivoltmètre.
Le potentiel de l’E.C.S. par rapport à l’E.S.H. est E E.C.S = 246 mV. Le graphe
E Pt = ((E + E E.C.S. ) en fonction du volume V d’ions Ce 4+ versé à la burette est
représenté. La courbe dérivée
dE Pt
dV
= f (V ) est également représentée.
1. Dessinez le montage de l’expérience puis écrivez l’équation-bilan de la réaction de
dosage.
2. Déterminez graphiquement le volume équivalent ; en déduire la concentration des
ions Fe 2+ si [Ce
4+ ] = 0,100 mol·L
−1 .
3.1. Déterminez graphiquement les coordonnées du point de demi-équivalence E 1/2 .
3.2. Retrouvez la valeur du potentiel de ce point par la formule de Nernst.
Données : en milieu acide sulfurique concentré :
E
0
Ce 4+ /Ce 3+ = 1,44 V ; E
0
Fe 3+ /Fe 2+ = 0,68 V.
S o l u t i o n
1. Le (très classique) dispositif expérimental
est dessiné ci-contre.
Les demi-équations électroniques sont :
Réduction : Ce
4+
+ e
−
= Ce
3+
Oxydation : Fe
2+
= Fe
3+
+ e
−
L’équation-bilan de la réaction de dosage est :
Ce
4+
+ Fe
2+
−→ Ce
3+
+ Fe
3+
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C h i m i e g é n é r a l e e n 3 0 f i c h e s
Agitateur
Solution
d’ions Ce
4+
Solution d’ions
Fe
2+ + ac.
sulfurique conc.
mV
E.C.S.