TP05 : COMMENT DETERMINER LE DEGRE ... - Laroche

Terminale S / spécialité chimie
C: Effectuer des contrôles de qualité
TP05 : COMMENT DETERMINER LE DEGRE CHLOROMETRIQUE D’UNE EAU DE JAVEL DU
COMMERCE PAR TITRAGE INDIRECT
OBJECTIFS
• Réaliser un titrage indirect d’un produit d’usage courant à partir d’un protocole.
• Exploiter un titrage indirect.
I. PRINCIPE
L’eau de Javel est une solution basique constituée d’un mélange équimolaire d’hypochlorite de sodium (Na + (aq) +
ClO – (aq)) et de chlorure de sodium (Na + (aq) + Cl – (aq)).
Sa préparation a été mise au point au XVIII ème siècle par Claude Louis Berthollet à la manufacture de Javel (ancien
village d’Ile de France), en faisant réagir sur la soude un courant de dichlore selon le bilan :
Cl2 ( g) + 2 HO − ( aq) → ClO − ( aq) + Cl − ( aq)
+ H2O
.
L’eau de Javel peut être utilisée comme détersif, décolorant ou comme antiseptique.
Données :
Le degré chlorométrique D d’une eau de Javel est le volume de Cl 2(g) libéré (dans les conditions normales de température
et pression) lors de la réaction :
ClO − ( aq) + Cl − ( aq) + H O + → Cl ( g) + 2H O
Soit
Pictogramme et phrases de sécurité :R 31 -34 et S 28-45
3 2 2
D = 22, 4 × ⎡ ⎣ ClO − ⎤ ⎦ .
0
III. DOSAGE
1. Principe
Le dosage indirect d’une solution d’eau de Javel consiste à ajouter en milieu faiblement acide un excès d’ions iodure.
Le diiode qui se forme à la suite de cette première réaction, est ensuite dosé par une solution titrée de thiosulfate de
sodium.
Ce dosage est dit « indirect » car ce n’est pas la solution d’eau de javel que l’on dose par une solution titrée, mais le
diiode formé par l’addition d’un excès d’ions iodure sur l’eau de Javel.
2. Protocole opératoire
Une solution d’eau de Javel (S) est préparée en diluant 40 fois la solution concentrée contenue dans un berlingot.
- Dans un erlenmeyer de 150 mL, placer un volume V 1 = 20,0 mL de la solution diluée d’eau de Javel (S)
de concentration C 1 , puis verser 50 mL d’eau distillée.
- Ajouter 15 mL d’une solution de iodure de potassium de concentration 0,10 mol.L –1 .
- Agiter le mélange pendant 2 minutes à l’aide d’un barreau aimanté (turbulent) et d’un agitateur
magnétique.
- Ajouter 1 mL d’acide éthanoïque pur.
- Titrer le mélange avec une solution de thiosulfate de sodium de concentration C 2 = 0,10 mol.L –1 .
- Lorsqu’il devient jaune clair (juste avant l’équivalence), ajouter 5 gouttes d’une solution d’empois
d’amidon.
3. Expériences complémentaires
a. Dismutation de S 2 O 3
2–
(aq) en milieu très acide
- Dans un bêcher de 100 mL, verser environ 10 mL d’une solution aqueuse de thiosulfate de sodium de
concentration 0,10 mol.L –1 .
Professeur Barrandon Eric
BARRANDON@lamerci.com
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- Verser 3 mL d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration 2 ,0 mol.L –1 .
b. Dismutation de I 2(aq) en milieu basique
4. Manipulation
- Dans un becher de 100 mL, verser environ 10 mL d’une solution aqueuse de diiode.
- Ajouter 3 mL d’une solution d’hydroxyde de so dium de concentration 2,0 mol.L –1 .
- Verser 3 mL d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration 2 ,0 mol.L –1 .
Réaliser le protocole opératoire en notant les couleurs de la solution aux différentes étapes du dosage.
Réaliser les deux expériences complémentaires.
5. Exploitation
Le dosage indirect des ions hypochlorite se déroule en deux étapes successives :
Etape (1) : Réduction des ions ClO – (aq) par I – (aq)
Etape (2) : Réduction de I 2(aq) par S 2 O 3
2–
(aq)
ClO ( aq) + 2 H O +2 I ( aq) → Cl ( aq) + H O + I ( aq)
(1)
− + − −
3 excès
2 2
I ( aq) + 2 S O ( aq) → 2 I ( aq) + S O ( aq)
(2)
− − 2−
2 2 3 4 6
a. Après avoir analysé les deux expériences complémentaires, expliquer pourquoi il est important de ne pas
travailler en milieu très acide ou en milieu basique
b. Quel est le rôle de l’empois d’amidon
c. Pourquoi l’aj oute-t-on juste avant l’équivalence
d. Compléter le tableau décrivant l’évolution du système au cours de la 1 ère étape (1).
mol
Etat initial x=0
En cours de transformation x
Etat final
x f
ClO ( aq) + 2 H O +2 I ( aq) → Cl ( aq) + H O + I ( aq)
− + − −
3 excès
2 2
e. En déduire la relation entre la quantité de matière initiale d’ions hypochlorite dans l’erlenmeyer et la
quantité de diiode formé.
f. Compléter le tableau décrivant l’évolution du système au cours de la 2 ème étape (2).
mol
− − 2−
I2 ( aq) + 2 S2O3 ( aq) → 2 I ( aq) + S4O6
( aq)
Etat initial x=0
En cours de transformation x
Etat final
x f
g. En déduire la relation entre la quantité de diiode formé au cours de la 1 ère étape et la quantité d’ions
thiosulfate ajoutés à l’équivalence.
h. Calculer le degré chlorométrique de la solution (S) En déduire celui de la solution d’eau de Javel
contenue dans le berlingot.
i. (i) Calculer la valeur moyenne D moy obtenue par tous les binômes.
(ii) Déterminer l’écart -type ó de toutes ces valeurs.
(iii) En admettant que l’incerti tude sur la valeur de D est donnée par cet écart type, exprimez D en
fonction de D moy et de ó.
j. Comparer la valeur trouvée avec celle indiquée par le fabriquant sur l’emballage.
k. Pouvez-vous expliquer cet écart
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