Dosage par Titrage de l'Eau de Javel
Contexte : L'eau de JavelSolution aqueuse d'hypochlorite de sodium (NaClO), utilisée comme désinfectant et agent de blanchiment. est un produit ménager courant dont le principe actif est l'ion hypochloriteL'ion ClO⁻, l'agent oxydant responsable des propriétés désinfectantes de l'eau de Javel..
La concentration de cet agent oxydant peut diminuer avec le temps, rendant le produit moins efficace. Pour contrôler sa qualité, on réalise un titrage d'oxydo-réductionTechnique de dosage qui met en jeu une réaction d'oxydo-réduction entre l'analyte (l'espèce à doser) et une solution titrante de concentration connue.. Dans cet exercice, nous allons déterminer la concentration molaire et le degré chlorométriqueUnité historique mesurant le pouvoir oxydant d'un litre d'eau de Javel, correspondant au volume (en L) de dichlore (Cl₂) gazeux qu'il peut libérer. d'une solution commerciale par un titrage indirect, appelé iodométrieMéthode de titrage indirect où l'on fait réagir un oxydant avec un excès d'ions iodure (I⁻) pour produire du diiode (I₂), qui est ensuite dosé..
Remarque Pédagogique : Cet exercice est un classique de la chimie des solutions. Il vous permettra de maîtriser les titrages indirects, d'enchaîner plusieurs réactions stœchiométriques et de faire le lien entre la concentration molaire et une unité commerciale comme le degré chlorométrique.
Objectifs Pédagogiques
- Comprendre le principe d'un titrage redox indirect (iodométrie).
- Écrire et équilibrer les équations des réactions successives du dosage.
- Exploiter les relations stœchiométriques pour déterminer une concentration inconnue.
- Calculer le degré chlorométrique d'une solution commerciale.
Données de l'étude
Protocole expérimental
- Dans un erlenmeyer, introduire un volume V₁ = 10,0 mL de la solution diluée S₁.
- Ajouter environ 20 mL d'une solution d'iodure de potassium (KI) en excès et 10 mL d'acide acétique. Le milieu brunit par formation de diiode (I₂).
- Doser le diiode formé par une solution de thiosulfate de sodium (2Na⁺ + S₂O₃²⁻) de concentration C₂ = 0,100 mol·L⁻¹.
- L'équivalence est repérée par un changement de couleur après ajout d'empois d'amidon. Le volume de solution de thiosulfate de sodium versé à l'équivalence est V₂ₑ = 16,8 mL.
Schéma du Montage de Titrage
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Volume de S₁ prélevé | V₁ | 10,0 | mL |
| Concentration du titrant (Thiosulfate) | C₂ | 0,100 | mol·L⁻¹ |
| Volume équivalent | V₂ₑ | 16,8 | mL |
Questions à traiter
- Calculer la quantité de matière d'ions thiosulfate (S₂O₃²⁻) versée à l'équivalence.
- Déterminer la quantité de matière de diiode (I₂) qui a réagi.
- En déduire la quantité de matière d'ions hypochlorite (ClO⁻) présente dans le prélèvement de 10,0 mL de solution S₁.
- Calculer la concentration molaire en ions hypochlorite de la solution S₁, puis de la solution commerciale S₀.
- Déterminer le degré chlorométrique (°Chl) de l'eau de Javel commerciale.
Les bases sur le Dosage de l'Eau de Javel
Ce dosage repose sur une suite de deux réactions d'oxydo-réduction.
1. Réaction de formation du diiode
Les ions hypochlorite (ClO⁻), en milieu acide, oxydent les ions iodure (I⁻) en diiode (I₂). Les ions iodure doivent être introduits en excès pour s'assurer que tout l'hypochlorite réagisse.
\[ \text{ClO}^- (\text{aq}) + 2\text{I}^- (\text{aq}) + 2\text{H}^+ (\text{aq}) \rightarrow \text{I}_2 (\text{aq}) + \text{Cl}^- (\text{aq}) + \text{H}_2\text{O} (\text{l}) \]
2. Réaction de titrage
Le diiode (I₂) formé est ensuite dosé par les ions thiosulfate (S₂O₃²⁻).
\[ \text{I}_2 (\text{aq}) + 2\text{S}_2\text{O}_3^{2-} (\text{aq}) \rightarrow 2\text{I}^- (\text{aq}) + \text{S}_4\text{O}_6^{2-} (\text{aq}) \]
3. Degré Chlorométrique (°Chl)
Le degré chlorométrique d'une eau de Javel est égal au volume (en litres) de dichlore gazeux Cl₂, mesuré dans les conditions normales de température et de pression (CNTP), nécessaire pour préparer 1 litre de cette eau de Javel selon la réaction :
\[ \text{Cl}_2 (\text{g}) + 2\text{HO}^- (\text{aq}) \rightarrow \text{ClO}^- (\text{aq}) + \text{Cl}^- (\text{aq}) + \text{H}_2\text{O} (\text{l}) \]
Par stœchiométrie, 1 mole de ClO⁻ provient d'1 mole de Cl₂. Le degré chlorométrique est donc égal à la concentration molaire de la solution commerciale multipliée par le volume molaire des gaz (Vm ≈ 22,4 L·mol⁻¹ aux CNTP).
\[ \text{°Chl} = C_0 \times V_{\text{m}} \]
Correction : Dosage par Titrage de l'Eau de Javel
Question 1 : Quantité de matière d'ions thiosulfate
Principe
Le concept physique fondamental ici est la définition de la concentration molaire. C'est une mesure de la quantité d'une substance chimique (le soluté) dissoute dans un volume donné de solution. En connaissant la concentration et le volume, on peut directement trouver la quantité de matière.
Mini-Cours
La quantité de matière, notée \(n\), s'exprime en moles (mol). La concentration molaire, notée \(C\), s'exprime en moles par litre (\(\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}\)). Le volume, \(V\), s'exprime en litres (L). Ces trois grandeurs sont liées par la relation fondamentale : \(n = C \times V\). Cette équation est la pierre angulaire de toute la chimie quantitative en solution.
Remarque Pédagogique
Le point de départ de tout problème de titrage est de calculer la quantité de matière de l'espèce dont on connaît à la fois la concentration et le volume versé. Ici, il s'agit de la solution de thiosulfate. C'est la première clé qui déverrouillera toutes les autres étapes du calcul.
Normes
En chimie analytique, bien qu'il n'y ait pas de "normes" de construction, les procédures sont standardisées pour garantir la reproductibilité et l'exactitude des résultats. Les Bonnes Pratiques de Laboratoire (BPL) dictent l'étalonnage de la verrerie (burette, pipette) et la préparation de solutions étalons, assurant la fiabilité de la concentration \(C_2\).
Formule(s)
Relation Quantité de Matière - Concentration
Hypothèses
Le cadre du calcul repose sur des hypothèses simples mais cruciales.
- La concentration \(C_2\) de la solution de thiosulfate de sodium est précise et stable.
- Le volume \(V_{2\text{e}}\) est lu au point exact de l'équivalence, sans erreur de parallaxe.
- La température est constante et n'affecte pas le volume des solutions.
Donnée(s)
Ce sont les chiffres d'entrée, tirés directement du protocole expérimental.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Concentration en thiosulfate | \(C_2\) | 0,100 | mol·L⁻¹ |
| Volume équivalent | \(V_{2\text{e}}\) | 16,8 | mL |
Astuces
Pour une vérification rapide : 0,1 mol/L est une concentration courante. 16,8 mL est proche de 0,017 L. Le calcul mental \(0,1 \times 0,017\) donne 0,0017, ce qui correspond bien à \(1,7 \times 10^{-3}\) mol. Cela permet de valider l'ordre de grandeur avant de finaliser le calcul.
Schéma (Avant les calculs)
Visualisons les informations que nous utilisons : une burette remplie d'une solution de concentration \(C_2\) connue, dont on a versé un volume \(V_{2\text{e}}\) précis.
Représentation des données du titrant
Calcul(s)
Étape 1 : Conversion du volume équivalent en Litres
Étape 2 : Calcul de la quantité de matière de thiosulfate
Schéma (Après les calculs)
Le calcul est fait, on a une valeur numérique précise. Le schéma représente le contenu de l'erlenmeyer au moment de l'équivalence.
Bilan de matière à l'équivalence
Réflexions
Ce résultat chiffré n'est pas une fin en soi. Il représente la quantité exacte de réactif qu'il a fallu pour consommer tout le diiode présent dans l'erlenmeyer. C'est la passerelle quantitative qui nous permettra, via la stœchiométrie, de remonter à la quantité de diiode, puis à celle d'hypochlorite.
Points de vigilance
L'erreur la plus fréquente est l'oubli de la conversion du volume de millilitres (mL) en litres (L). Une telle erreur conduirait à un résultat 1000 fois trop grand et fausserait toute la suite de l'exercice.
Points à retenir
Pour maîtriser cette question, il faut retenir trois points : 1. La formule \(n=C \times V\) est fondamentale. 2. Les unités doivent être cohérentes (mol/L et L). 3. Le premier calcul dans un titrage concerne toujours la quantité de matière du titrant versé à l'équivalence.
Le saviez-vous ?
Le thiosulfate de sodium est aussi connu dans le monde de la photographie argentique sous le nom d'"hyposulfite" ou "fixateur". Il sert à dissoudre les sels d'argent n'ayant pas réagi à la lumière pour stabiliser l'image sur le négatif.
FAQ
Voici les doutes fréquents à cette étape.
Résultat Final
A vous de jouer
Pour vérifier votre compréhension : si le volume à l'équivalence avait été de 12,5 mL avec la même concentration, quelle serait la quantité de matière de thiosulfate ?
Question 2 : Quantité de matière de diiode
Principe
Le concept physique est la loi de la stœchiométrie (ou loi des proportions définies). Elle stipule que les réactifs dans une réaction chimique se combinent et les produits se forment dans des rapports de nombres entiers fixes. Ce rapport est donné par les coefficients stœchiométriques de l'équation chimique équilibrée.
Mini-Cours
Dans une réaction \(a\text{A} + b\text{B} \rightarrow c\text{C} + d\text{D}\), la stœchiométrie impose qu'à l'équivalence, la relation entre les quantités de matière des réactifs est : \( \frac{n(\text{A})}{a} = \frac{n(\text{B})}{b} \). Ici, la réaction est \(\text{I}_2 + 2\text{S}_2\text{O}_3^{2-} \rightarrow \text{produits}\). Donc, \(a=1\) pour \(\text{I}_2\) et \(b=2\) pour \(\text{S}_2\text{O}_3^{2-}\). On a donc \( \frac{n(\text{I}_2)}{1} = \frac{n(\text{S}_2\text{O}_3^{2-})}{2} \).
Remarque Pédagogique
Une fois la première quantité de matière calculée (celle du titrant), le réflexe doit être de chercher l'équation chimique qui la relie à une autre espèce d'intérêt. Ici, on regarde la réaction de titrage pour faire le pont entre le thiosulfate et le diiode.
Normes
L'écriture et l'équilibrage des équations chimiques suivent les règles de nomenclature et de conservation de la matière et de la charge établies par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA).
Formule(s)
Relation Stœchiométrique (Titrage)
Hypothèses
Le calcul repose sur l'hypothèse que la réaction de titrage est totale, rapide et unique. C'est-à-dire qu'il n'y a pas d'autres réactions parasites consommant le diiode ou le thiosulfate, et que la réaction va jusqu'à l'épuisement du réactif limitant.
Donnée(s)
On utilise le résultat de la question 1 pour ce calcul.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Qté de matière de thiosulfate | \(n(\text{S}_2\text{O}_3^{2-})\) | 1,68 x 10⁻³ | mol |
Astuces
Le coefficient "2" devant le thiosulfate signifie qu'il faut deux fois plus de thiosulfate que de diiode. Donc, pour trouver la quantité de diiode, il est logique de diviser la quantité de thiosulfate par deux. C'est un bon moyen de ne pas se tromper de sens dans la relation.
Schéma (Avant les calculs)
Ce schéma illustre les espèces présentes dans l'erlenmeyer juste avant le titrage. Le diiode, produit à l'étape précédente, est prêt à être dosé.
Espèces avant titrage
Calcul(s)
Calcul de la quantité de matière de diiode
Schéma (Après les calculs)
Ce schéma illustre la relation entre les moles de réactifs. Pour chaque mole de I₂, deux moles de S₂O₃²⁻ ont réagi.
Rapport Stœchiométrique
Réflexions
Cette valeur de \(8,40 \times 10^{-4}\) mol est cruciale. Elle représente la quantité exacte de diiode qui avait été produite lors de la première étape (réaction entre l'eau de Javel et l'iodure de potassium). On a franchi une étape de plus en remontant la chaîne des réactions.
Points de vigilance
L'erreur classique est d'inverser la relation stœchiométrique (multiplier par 2 au lieu de diviser). Toujours bien écrire la relation \(n(\text{A})/a = n(\text{B})/b\) avant de l'isoler pour éviter cette inversion.
Points à retenir
Il faut maîtriser l'utilisation des coefficients stœchiométriques pour relier les quantités de matière des réactifs à l'équivalence. C'est le cœur du raisonnement dans tous les dosages.
FAQ
Voici les doutes fréquents à cette étape.
Résultat Final
A vous de jouer
Si l'on avait versé \(2,0 \times 10^{-3}\) mol de thiosulfate, quelle quantité de diiode aurait été présente ?
Question 3 : Quantité de matière d'ions hypochlorite
Principe
On applique à nouveau la loi de la stœchiométrie, mais cette fois-ci à la première réaction du protocole : celle entre les ions hypochlorite (l'analyte initial) et les ions iodure (le réactif intermédiaire).
Mini-Cours
La première réaction est : \(\text{ClO}^- + 2\text{I}^- + 2\text{H}^+ \rightarrow \text{I}_2 + \text{Cl}^- + \text{H}_2\text{O}\). Les coefficients stœchiométriques pour l'hypochlorite (\(\text{ClO}^-\)) et le diiode (\(\text{I}_2\)) sont tous les deux de 1. La relation stœchiométrique est donc \(n(\text{ClO}^-)/1 = n(\text{I}_2)/1\).
Remarque Pédagogique
C'est la beauté des dosages indirects. On utilise une série de réactions comme des dominos. La chute du dernier (le titrage) nous permet de remonter au premier. Nous avons la quantité de \(\text{I}_2\), nous pouvons donc trouver la quantité de \(\text{ClO}^-\) qui l'a produit.
Formule(s)
Relation Stœchiométrique (Formation de I₂)
Hypothèses
On suppose que la première réaction est également totale : tout l'ion hypochlorite a réagi pour former du diiode, car l'ion iodure a été ajouté en excès. C'est une condition essentielle pour que le dosage soit valide.
Donnée(s)
On utilise le résultat de la question 2.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Qté de matière de diiode | \(n(\text{I}_2)\) | 8,40 x 10⁻⁴ | mol |
Schéma (Avant les calculs)
Ce schéma représente la réaction initiale : l'hypochlorite de l'échantillon réagit avec l'iodure en excès.
Réaction de Formation du Diiode
Calcul(s)
Calcul de la quantité de matière d'hypochlorite
Schéma (Après les calculs)
Le rapport molaire de 1:1 est visualisé ici. Chaque mole de ClO⁻ a produit une mole de I₂.
Équivalence Molaire
Réflexions
Nous avons atteint notre objectif principal : déterminer la quantité de matière de principe actif (\(\text{ClO}^-\)) contenue dans notre échantillon initial de 10,0 mL de solution diluée S₁. C'est la valeur fondamentale qui va nous permettre de calculer les concentrations.
Points de vigilance
Il ne faut pas se tromper de réaction. Pour cette étape, on se concentre uniquement sur la première équation, celle qui produit le diiode. L'erreur serait de vouloir réutiliser la stœchiométrie de la réaction de titrage.
Points à retenir
Dans un dosage indirect, il faut savoir naviguer entre les différentes équations de réaction pour relier la quantité de titrant versé à la quantité d'analyte initial.
Le saviez-vous ?
L'eau de Javel a été découverte au 18ème siècle par le chimiste français Claude-Louis Berthollet dans le quartier de Javel à Paris, d'où son nom. Il l'étudiait initialement pour ses propriétés de blanchiment des textiles.
Résultat Final
A vous de jouer
Si une autre réaction produisait 2 moles de \(\text{I}_2\) pour 1 mole d'un analyte X, et que \(n(\text{I}_2) = 8,40 \times 10^{-4}\) mol, quelle serait \(n(\text{X})\) ?
Question 4 : Concentrations des solutions S₁ et S₀
Principe
Cette question combine deux concepts : le calcul d'une concentration à partir d'une quantité de matière et d'un volume (comme à la question 1), et le principe de la dilution, qui relie les concentrations d'une solution mère et d'une solution fille via un facteur de dilution.
Mini-Cours
La dilution est une procédure qui consiste à ajouter du solvant à une solution pour en diminuer la concentration. Lors d'une dilution, la quantité de matière de soluté se conserve. Si \(C_0\) est la concentration de la solution mère et \(C_1\) celle de la solution fille, et que le facteur de dilution est F (ici F=20), alors \(C_0 = F \times C_1\).
Formule(s)
Formule de la concentration de la solution diluée (S₁)
Formule de la concentration de la solution mère (S₀)
Donnée(s)
Les données sont le résultat de la question 3, le volume de l'échantillon et le facteur de dilution.
| Paramètre | Valeur | Unité |
|---|---|---|
| \(n(\text{ClO}^-)\) dans S₁ | 8,40 x 10⁻⁴ | mol |
| Volume de l'échantillon S₁ | 10,0 | mL |
| Facteur de dilution | 20 | - |
Schéma (Avant les calculs)
Ce schéma illustre le lien entre la solution mère commerciale (S₀) et la solution fille diluée (S₁).
Relation de Dilution
Calcul(s)
Étape 1 : Calcul de la concentration C₁
Étape 2 : Calcul de la concentration C₀
Schéma (Après les calculs)
Ce schéma montre le lien entre la solution mère commerciale (S₀) et la solution fille diluée (S₁).
Relation de Dilution
Réflexions
Le résultat final, \(C_0 = 1,68 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}\), représente la concentration réelle du produit commercial. C'est la valeur qui sera comparée aux spécifications du fabricant. Le calcul intermédiaire de \(C_1\) est nécessaire mais n'a d'intérêt que pour le dosage lui-même.
Points de vigilance
Ne pas oublier le facteur de dilution ! C'est une erreur très courante de s'arrêter à la concentration de la solution diluée (\(C_1\)). Il faut toujours se demander si le produit dosé était pur ou s'il a subi une dilution préalable.
Points à retenir
Un exercice de dosage avec dilution se résout toujours en trois temps : 1. Calcul de la quantité de matière dans l'échantillon dosé. 2. Calcul de la concentration de l'échantillon dosé (solution fille). 3. Application du facteur de dilution pour trouver la concentration de la solution initiale (solution mère).
Résultat Final
Question 5 : Degré chlorométrique
Principe
Le concept ici est de traduire une concentration molaire (une unité scientifique standard) en une unité historique et commerciale, le degré chlorométrique. Cela implique de comprendre la définition de cette unité, qui est basée sur un volume de gaz libérable.
Mini-Cours
La définition du degré chlorométrique repose sur la réaction de dismutation du dichlore en milieu basique. La stœchiométrie de cette réaction (\(\text{Cl}_2 \rightarrow \text{ClO}^- + \dots\)) montre qu'une mole de dichlore gazeux produit une mole d'ion hypochlorite. Le volume de ce gaz est lié à la quantité de matière par le volume molaire (\(V = n \times V_m\)). Ainsi, \(\text{°Chl (volume de Cl}_2) = n(\text{Cl}_2) \times V_m = n(\text{ClO}^-) \times V_m\). Pour un litre de solution, \(n(\text{ClO}^-)\) est \(C_0\), d'où la formule.
Remarque Pédagogique
C'est l'étape finale où l'on "traduit" notre résultat chimique en un langage compréhensible pour le commerce ou l'industrie. Il est fréquent que des unités spécifiques à un domaine existent, et un bon chimiste doit savoir faire la conversion.
Formule(s)
Formule du Degré Chlorométrique
Hypothèses
On suppose que le volume molaire des gaz est de 22,4 L·mol⁻¹. Cette valeur n'est strictement valable que dans les Conditions Normales de Température et de Pression (0°C, 1 atm). Pour d'autres conditions, cette valeur devrait être ajustée.
Donnée(s)
On utilise le résultat de la question 4 et une constante physique.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Concentration de S₀ | \(C_0\) | 1,68 | mol·L⁻¹ |
| Volume molaire (CNTP) | \(V_m\) | 22,4 | L·mol⁻¹ |
Schéma (Avant les calculs)
Ce schéma illustre la conversion de la concentration molaire de la solution commerciale en un volume de gaz, qui définit le degré chlorométrique.
Conversion en Degré Chlorométrique
Calcul(s)
Calcul du Degré Chlorométrique
Schéma (Après les calculs)
Le résultat final est une caractéristique du produit commercial.
Étiquette du Produit Commercial
Réflexions
Un degré chlorométrique de 37,6° signifie qu'un litre de cette eau de Javel peut libérer 37,6 litres de dichlore gazeux. C'est une valeur élevée, typique des "extraits de Javel" concentrés (les berlingots) et bien supérieure à celle des eaux de Javel "prêtes à l'emploi" (environ 9°Chl).
Points de vigilance
Attention à ne pas utiliser la concentration de la solution diluée (\(C_1\)) pour ce calcul. Le degré chlorométrique est une caractéristique du produit commercial non dilué (S₀).
Points à retenir
Pour maîtriser la question, retenez la définition du degré chlorométrique et la formule de conversion simple : \(\text{°Chl} = C_0 \times V_m\). C'est une application directe du concept de volume molaire.
Le saviez-vous ?
En France, la concentration des eaux de Javel est réglementée. Les extraits de Javel sont à 36°Chl (anciennement 48°). Les eaux de Javel prêtes à l'emploi sont à 9°Chl (anciennement 12°). Notre résultat de 37,6° est donc tout à fait cohérent avec une Javel concentrée.
FAQ
Voici les doutes fréquents à cette étape.
Résultat Final
A vous de jouer
Si le volume à l'équivalence avait été de 15,0 mL, quel aurait été le degré chlorométrique ?
Outil Interactif : Simulateur de Dosage
Explorez comment la concentration du titrant (thiosulfate) et le volume à l'équivalence influencent le résultat final du dosage de l'eau de Javel.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Quel est le rôle de l'iodure de potassium (KI) dans ce dosage ?
2. Lors du titrage du diiode par le thiosulfate en présence d'empois d'amidon, quelle est la couleur de la solution à l'équivalence ?
3. Quelle est la relation stœchiométrique globale entre les moles de ClO⁻ dosées et les moles de S₂O₃²⁻ versées ?
4. Le degré chlorométrique (°Chl) est une mesure de :
Glossaire
- Degré Chlorométrique (°Chl)
- Unité de concentration historique pour l'eau de Javel, représentant le volume en litres de dichlore gazeux (Cl₂) à 0°C et 1 atm qui peut être libéré par un litre de solution.
- Iodométrie
- Une méthode de titrage redox indirecte. Un oxydant est analysé en le faisant réagir avec un excès d'ions iodure (I⁻) pour produire du diiode (I₂), qui est ensuite titré avec une solution standard de thiosulfate.
- Titrage Indirect
- Technique de dosage où l'analyte ne réagit pas directement avec le titrant. On le fait d'abord réagir avec un réactif en excès pour produire une autre espèce, qui est ensuite dosée.
- Empois d'amidon
- Indicateur coloré spécifique au diiode. Il forme un complexe bleu-noir intense avec I₂, permettant de détecter sa présence (ou sa disparition) avec une grande sensibilité.
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