CHIMIE

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COURS
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1
E (V )
dE
– dV2
0 10
19
Équilibres d’oxydo-réduction
E
20 30 40
V 2
Doc. 34 Tracé expérimental de :
EPt = f (V2)enpointillés. dE
Le graphe tracé (en trait plein) à
dV2
l’aide d’un ordinateur permet de
déterminer VE2 .
(*) Il est vivement déconseillé d’utiliser
la méthode des tangentes pour déterminer
le point équivalence E ; en effet la
courbe E = f(V2) n’est généralement pas
symétrique par rapport à ce point.
Ce résultat est général :
Lors du suivi d’un titrage par potentiométrie, le potentiel de l’électrode de
mesure subit une brusque variation au voisinage de l’équivalence.
L’équivalence correspondant, comme pour les titrages suivis par pH-métrie, à un
point d’inflexion, elle peut être déterminée en traçant le graphe et en repé-
rant l’extremum de cette fonction. L’utilisation d’un logiciel de tracé de graphes
facilite cette étude. (*)
6.3 Étude théorique de E = f (x)
Afin de comparer diverses courbes de titrage, il est intéressant de tracer, non pas
E = f (V 2), mais E = f (x) en posant :
x = (19.10)
soit : x = (19.11)
Àl’équivalence, x = 1.
Quatre cas sont à envisager : x = 0 ; 0 < x < 1 ; x = 1 ; x > 1.
■ V 2 = 0 , soit x = 0
En toute rigueur, si la solution ne contenait que des ions Fe 2+ , le potentiel rédox
des couples en solution ne pourrait être déterminé en appliquant la relation de Nernst
au couple Fe 3+ / Fe 2+ . En fait, la solution contient des traces d’ions Fe 3+ , résultant
de l’oxydation des ions Fe 2+ par le dioxygène dissous dans la solution ; aussi le
potentiel du couple Fe 3+ / Fe 2+ peut-il être mesuré, mais dépend de la « fraîcheur »
de la solution dosée.
■ Avant l’équivalence : 0 < V 2 < V 2E , soit 0 < x < 1
À tout instant, lors du titrage, la stœchiométrie de la réaction impose :
n(Ce 3+ ) = n(Fe 3+ ) soit [Ce 3+ ] = [Fe 3+ ] (19.12)
d’où le bilan :
Ce4+ + Fe2+ = Ce3+ + Fe3+ quantités introduites C2V2 C1V1 0 0
quantités à l’équilibre e C1V1 – C2V2 C2V2 C2V2
Le potentiel E des couples en solution se détermine, à tout instant du titrage, en
appliquant la formule de Nernst à l’un quelconque des deux couples. Avant
l’équivalence, il est plus facile d’exprimer les quantités n(Fe 3+ ) et n(Fe 2+ ) ;
d’où : E = E 0 1 +0,060 log
soit ici : E = E 0 1 +0,060 log
En divisant chacun des termes sous le log par C 1 . V 1 , il vient, en utilisant la
relation (19.11) :
Remarque
E = E 0 1 +0,060 log (19.13)
À la demi-équivalence, x = 0,5 ; E = E 0 1 . La lecture de la valeur de E pour
V = VE /2permet de connaître E 0 (Fe 3+ /Fe 2+ ) (cf. doc. 35 et § 6.4).