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Chimie Analytique Département de pharmacie Oran Année 2009/2010

Faculté de médecine Oran

Chimie Analytique Page 2

CHIMIE ANALYTIQUE

Partie I :

I) Oxydoréduction :

Définition

Degré d’oxydation

Comment équilibrer une réaction

Normalité d’une solution redox

II) Potentiel redox :

Piles et notion pour décrire une pile ou une cellule

Electrodes de référence

Prévision de réaction redox

Paramètre influençant le potentiel

Variation du E au cours d’une réaction redox

Application : PH-mètre

III) Méthode d’analyse titrimetrique en oxydoréduction :

Manganimétrie

Halogenimétrie

IV) Réaction électrochimique en oxydoréduction :

Electrolyse

Signification de ‘intensité

Mécanismes de transport de la matière

V) METHODES INSTRUMENTALES ELECTROCHIMIQUES :

Potentiomètrie

Conductimètrie

Ampèremètrie

Polarographie


1 : oxydation

2 : réduction

Oxydoréduction

1) Définition :

a) Historique :

Oxydation :

𝑆 + 𝑂2 → 𝑆𝑂2

𝑀𝑔 +1

2𝑂2 → 𝑀𝑔𝑂

Corps capable de fournir de l’oxygène 𝑆 + 2𝐻2𝑆𝑂4 → 3𝑆𝑂2 + 2𝐻2𝑂𝐶𝑢𝑂 + 𝐶𝑂 → 𝐶𝑂2 + 𝐶𝑢

Une oxydation correspond a une fixation de𝑂2.

Réduction :

𝐶𝑢𝑂 + 𝐻2 → 𝐶𝑢 + 𝐻2𝑂

𝐹𝑒2𝑂3 + 3𝐶 → 2𝐹𝑒 + 3𝐶𝑂

La réduction correspond a un enlèvement de𝑂2.

b) Extension de la notion d’oxydation et de réduction :

Oxydation :

Ex : 𝑁𝑎 → 𝑁𝑎+ + 1𝑒−

𝐹𝑒2+ → 𝐹𝑒3+ + 1𝑒−

L’oxydation correspond à une perte d’électrons.

Réduction :

Ex : 𝐹2 + 2𝑒− → 2𝐹−

𝐹𝑒3+ + 1𝑒− → 𝐹𝑒2+

La réduction correspond à un gain d’électrons.

c) Couple d’oxydoréduction (couple redox) :

L’oxydation et la réduction sont deux phénomènes qui se produisent simultanément aux cours

d’une même réaction. Ils mettent en jeu une forme réduite et une forme oxydée d’un corps

𝑎 𝑟𝑒𝑑 ⇌ 𝑏 𝑜𝑥 + 𝑛𝑒−

𝐹𝑒2+ ⇌ 𝐹𝑒3+ + 1𝑒−

On parle alors de couple redox (𝑜𝑥/𝑟𝑒𝑑 = 𝐹𝑒3+/𝐹𝑒2+) et de demi équation redox.

Gaz oxygéné

1

2

1

2


d) Forme oxydé et forme réduite :

𝑎 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑒 𝑟é𝑑𝑢𝑖𝑡𝑒 ⇌ 𝑏 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑒 𝑜𝑥𝑦𝑑é + 𝑛𝑒−

Forme réduite : fournit des électrons

Forme oxydé : capte des électrons

2) Degré d’oxydation ou nombre d’oxydation (no) d’un élément :

a) Définition :

Pour caractériser l’état d’oxydation d’un élément dans une combinaison on définit un

nombre appelé le nombre d’oxydation (no)

Le (no) représente la charge que prendrait l'élément si toutes les liaisons de la

combinaison était brisées

Un même élément peut avoir des (nos) différents

b) Détermination du nombre d’oxydation :

Le (no) d’un élément dans un corps simple est nul ex : 𝑁𝑎,𝑂2, 𝑛𝑜 = 0

Le no de l’hydrogène dans toutes ses combinaisons est +I sauf dans les hydrures ou est

égale a –I

Ex : 𝐿𝑖𝐻 𝑒𝑡 𝑁𝑎𝐻 ⇒ 𝑛𝑜(𝐻) = −1

Le no de l’oxygène est égale à –II sauf dans les peroxydes et dans le cas de F2O il est

égale à –I et +II

Ex : 𝐻2𝑂2 𝑛𝑜 𝑂2 = −1, 𝐹𝑂 𝑛𝑜 𝑂2 = +2

Dans une molécule la somme des différents éléments est nulle

Ex : 𝑁𝑂2 𝑛𝑜 𝑂2 = −2

𝑛𝑜 𝑁2 + 2𝑛𝑜 𝑂2 = 0

⇒ 𝑛𝑜 𝑁2 = 4

Dans un ion composé, la somme de no des différents éléments est égale à la charge de

l’ion

Ex : 𝐶𝑟2𝑂72− + 𝑁𝐻4

+

2 𝑛𝑜 𝐶𝑟 + 7𝑛𝑜 𝑂 = −2

⇒ 𝑛𝑜 𝐶𝑟 = +6

𝑛𝑜 𝑁 + 4𝑛𝑜 𝐻 = +1

⇒ 𝑛𝑜 𝑁 = −3

Cas particulier : 𝐹𝑒3𝑂4 cet oxyde est une combinaison de 𝐹𝑒𝑂 et 𝐹𝑒2𝑂3

𝐹𝑒2𝑂3: 𝐹𝑒3+:𝑛𝑜 𝐹𝑒 = +3

𝐹𝑒𝑂: 𝐹𝑒2+:𝑛𝑜 𝐹𝑒 = +2

c) Variation du no au coure d’une réaction redox :

Au cours d’une réaction redox :

- Le no de l’oxydant diminue

- Le no du réducteur augmente

En valeur

algébrique


Ex : 𝟐𝑭𝒆𝟑+ + 𝑺𝒏𝟐+ → 𝟐𝑭𝒆𝟐+ + 𝑺𝒏𝟒+

+III +II

+II +IV

d) intérêt du no :

Il permet de reconnaitre une réaction redox

𝐶𝑢𝑂 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 𝐶𝑢𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂 ⇒ Pas une réaction redox le no ne change pas

Il permet d’équilibrer une réaction redox

3) Equilibre des réactions redox :

a) A partir des demi réactions :

Il doit y avoir neutralité électrique du milieu

Ex : 𝐶𝑟2𝑂42− + 4𝐻2𝑂 + 3𝑒

− ⇋ 𝐶𝑟 𝑂𝐻 3 + 5𝑂𝐻− × 2

(𝑆𝑂32− + 2𝑂𝐻− ⇋ 𝑆𝑂4

2− + 𝐻2𝑂 + 2𝑒−) × 3

2𝐶𝑟2𝑂42− + 3𝑆𝑂3

2− + 5𝐻2𝑂 ⇋ 2𝐶𝑟 𝑂𝐻 3 + 3𝑆𝑂42− + 4𝑂𝐻−

b) A partir de la réaction globale : (en utilisant no)

Sachant que l’augmentation du no d’un des atomes de la forme réduite = a la diminution du

no d’un atome de la forme oxydé, on peut équilibrer une réaction en déterminant les

coefficients stœchiométrique de la réaction

Ex : 𝑆𝑂32− + 𝑀𝑛𝑂4

− + 𝐻+ → 𝑆𝑂42− + 𝑀𝑛2+ + 𝐻2𝑂

+ VII +II

+ IV +VI

Donc il faut 5 𝑆𝑂32− pour 2 𝑀𝑛𝑂4

−

5𝑆𝑂32− + 2𝑀𝑛𝑂4

− + 6𝐻+ → 5𝑆𝑂42− + 2𝑀𝑛2+ + 3𝐻2𝑂

c) Cas particuliers de réactions redox : la dismutation et l’amphotérisation

La dismutation est une réaction redox au cours de laquelle un même composé est à la

fois oxydant et réducteur. C’est le cas lorsqu’un élément présente plus de deux degrés

d’oxydation

Ex : 2𝐻2𝑂2 ⇌ 2𝐻2𝑂 + 𝑂2

𝐻2𝑂2 + 2𝐻+ + 2𝑒− ⇌ 2𝐻2𝑂

𝐻2𝑂2 ⇌ 𝑂2 + 2𝐻+ + 2𝑒−

𝐻2𝑂 Joue le rôle d’oxydant et de réducteur

L’amphotérisation est donc la réaction inverse de la dismutation

Ex : 2𝐻2𝑂 + 𝑂2 ⇌ 2𝐻2𝑂2

2𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻2𝑂2 + 2𝐻+ + 2𝑒−

𝑂2 + 2𝐻+ + 2𝑒− ⇌ 𝐻2𝑂2

5𝑒−


d) Cas des molécules organique :

En utilisant le no pour déterminer les coefficients d’une réaction il sera quelquefois nécessaire

d’envisager le no global pour l’ensemble des carbones d’une molécule

Ex : oxydation de 𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 en 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝐻+ par 𝐾2𝐶𝑟2𝑂7

𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻

IV 0

𝐶𝑟2𝑂7 → 2𝐶𝑟3+

+VI +III

𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 + 2𝐶𝑟2𝑂7 + 16𝐻+ → 3𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 4𝐶𝑟

3+ + 11𝐻2𝑂

4) Normalité d’une solution redox :

a) Equivalent gramme (eq g)

𝑒𝑞 𝑔 =𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑖𝑟𝑒

𝑛𝑏𝑟 𝑑′𝑒−

b) Normalité d’une solution redox :

Le nombre d’eq g de soluté par litre de solution

Ex : Solution 𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 : 𝐶𝑟𝑂4−2 + 8𝐻+ + 3𝑒− → 𝐶𝑟3+ + 4𝐻2𝑂

1𝑒𝑞 𝑔 𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 =𝑀 𝐾2𝐶𝑟2𝑂7

3

Une solution de K2Cr2O7 1𝑚𝑜𝑙/𝑙 → 3𝑁

Une solution de K2Cr2O7 1𝑁 →1

3 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 K2Cr2O7 𝑝𝑎𝑟 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑒

−4𝑒−

+(2 × 3𝑒−)


Potentiel redox

1) Définition d’électrode:

Le potentielle redox est appelé potentiel d’électrode a fin de pouvoir comparer le pouvoir

oxydant ou le pouvoir réducteur des couples redox on définit une grandeur appelé « Potentiel

redox ».

𝑛1𝑂𝑥2 + 𝑛2𝑅𝑒𝑑1 ⇌ 𝑛1𝑅𝑒𝑑2 + 𝑛2𝑂𝑥1

Cette réaction peut avoir lieux : Chimiquement

Pile

Electrolyse

2) Expression du potentiel d’électrodes (formule de Nernst)

Chaque électrode possède un certain potentiel E

𝑎 𝑜𝑥 + 𝑛𝑒− → 𝑏 𝑟𝑒𝑑

𝐸° +𝑅𝑇

𝑛𝐹ln

𝑜𝑥 𝑎

𝑟𝑒𝑑 𝑏

A 𝑡 = 25°

𝑅𝑇

𝐹= 0,059: 𝑙𝑜𝑔10

𝑅𝑇

𝐹= 0,02569: 𝑙𝑛

L’équilibre de Nernst relie le potentiel d’électrode à la concentration des espèces qui

participent à la réaction redox

Cas d’un métal solide :

𝑀𝑛+ + 𝑛𝑒− ⇌ 𝑀 𝑠 𝐸 = 𝐸° +0,059

𝑛log 𝑀𝑛+

Cas d’un gaz :

𝐶𝑙2 + 2𝑒− ⇌ 2𝐶𝑙− 𝐸 = 𝐸° +

0,059

2log

𝑃 𝐶𝑙

𝐶𝑙− 2

3) Prévision des réactions d’oxydoréductions :

Considérons l’équilibre redox suivant :

𝑛2𝑟𝑒𝑑1 + 𝑛1𝑂𝑥2 ⇌ 𝑛2𝑂𝑥1 + 𝑛1𝑟𝑒𝑑2

Cette équilibre sera déplacé soit dans le sens 1 ou 2 selon le pouvoir oxydant ou réducteur des

(𝑜𝑥1/𝑟𝑒𝑑1) et (𝑜𝑥2/𝑟𝑒𝑑2)

Il est possible de prévoir les sens (1 ou 2) en comparent 𝐸°(𝑜𝑥1/𝑟𝑒𝑑1) et 𝐸°(𝑜𝑥2/𝑟𝑒𝑑2)

Ex : 𝐸°(𝐶𝑢2+/𝐶𝑢) = +0,35𝑉 𝐸°(𝐴𝑔+/𝐴𝑔) = +0,80𝑉

E° : Potentiel standard

R : cst des gazes parfait = 8,3144j/mol K

T : température K

N : nombre d’électrons mis en jeu

F: est faraday = 9, 6484 C equiv -1


On aura donc : 𝐶𝑢 + 2𝐴𝑔+ → 𝐶𝑢2+ + 2𝐴𝑔

4) Piles électrochimique :

Une pile est donc un système qui est le siège d’une réaction redox spontanée. Donc il doit être

possible de réaliser un transfert d’électrons

Ex : la pile Danielle

𝐸°(𝐶𝑢2+/𝐶𝑢) > 𝐸°(𝑍𝑛2+/𝑍𝑛)

𝑜𝑥1/𝑟𝑒𝑑1 = 𝑍𝑛2+/𝑍𝑛

𝑜𝑥2/𝑟𝑒𝑑2 = 𝐶𝑢2+/𝐶𝑢

1- 𝐶𝑢2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢 Réduction

2- 𝑍𝑛 → 𝑍𝑛2+ + 2𝑒− Oxydation

Jonction saline

𝑍𝑛 + 𝐶𝑢2+ → 𝑍𝑛2+ + 𝐶𝑢

La forme électromotrice d’une pile : FEM

𝜟𝑬 = 𝑬𝟏 − 𝑬𝟐 𝒂𝒗𝒆𝒄 𝑬𝟏 > 𝑬𝟐

Δ𝐸 = 𝐸° 𝑜𝑥1/𝑟𝑒𝑑1 +𝑅𝑇

𝑛𝐹ln

𝑂𝑥1

𝑅𝑒𝑑1 − 𝐸° 𝑜𝑥2/𝑟𝑒𝑑2 +

𝑅𝑇

𝑛𝐹ln

𝑂𝑥2

𝑅𝑒𝑑2

Remarque :

Notation pour décrire une pile ou cellule :

Il existe une autre manière conventionnelle de représentation d’une pile :

𝑅𝑒𝑑1/𝑂𝑥1//𝑂𝑥2/𝑅𝑒𝑑2

Ou // représente la jonction saline

Ex :

𝑍𝑛/𝑍𝑛2+, 𝑆𝑂42−//𝐶𝑢2+, 𝑆𝑂4

2−/𝐶𝑢 𝑃𝑡/𝐻2/𝐻+,𝐶𝑙/𝐴𝑔𝐶𝑙/𝐴𝑔 𝑍𝑛/𝑍𝑛2+, 𝐶𝑙−/𝐴𝑔𝐶𝑙/𝐴𝑔

← 𝑖

𝑒−

𝑍𝑛 𝑍𝑛2+ →← 𝑆𝑂42−

𝐶𝑢

𝑒− 𝑒−

𝑍𝑛 𝐶𝑢

𝑍𝑛2+, 𝐶𝑢2+

𝑍𝑛2+,𝑆𝑂42−

𝐶𝑢2+,𝑆𝑂42−

← 𝑖

𝑒− 𝐻2

𝑍𝑛 𝑍𝑛2+ →← 𝑆𝑂42− 𝐶𝑢 𝑃𝑡 ← 𝐴𝑔 𝑍𝑛 →

𝑒− 𝑒− ←𝐴𝑔

← 𝐴𝑔𝐶𝑙 ←

𝐴𝑔𝐶𝑙

𝑍𝑛 𝐶𝑢 𝐶𝑙− En excès 𝐶𝑙−

𝑍𝑛2+, 𝐶𝑢2+ 𝐻+ 𝑍𝑛2+

𝑍𝑛2+,𝑆𝑂42− 𝐶𝑢2+, 𝑆𝑂4

2−


5) Paramètre influençant le potentiel d’électrode

a) Influence du PH sur le potentiel :

Certaines réactions redox font intervenir les protons 𝐻+ ou l’ion 𝑂𝐻− . Ainsi la 𝐻+ ou

[𝑂𝐻−] apparait dans l’expression du potentiel.

Soit la réaction suivante :

𝑎𝑂𝑥 + 𝑦𝐻3𝑂+ + 𝑛𝑒− ⇌ 𝑏𝑅𝑒𝑑 + 𝑥𝐻2𝑂

𝐸 = 𝐸° +0,059

𝑛log

𝑂𝑥 𝑎

𝑅𝑒𝑑 𝑏+

0,059

𝑛log 𝐻3𝑂

+

𝐸 = 𝐸° +0,059

𝑛log

𝑂𝑥 𝑎

𝑅𝑒𝑑 𝑏−𝑦 − 0,059

𝑛𝑃𝐻

NB : 𝐸° − 0,059𝑦

𝑛𝑃𝐻 → potentiel normale → 𝐸° apparent

Ex : 𝑀𝑛𝑂4− + 8𝐻+ + 5𝑒− ⇌ 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂

𝐸 = 𝐸°𝑀𝑛𝑂4−/𝑀𝑛2+ +0,059

5log

𝑀𝑛𝑂4− 𝐻+ 8

𝑀𝑛2+

𝐸 = 𝐸°𝑀𝑛𝑂4−/𝑀𝑛2+ − 0,059 ×8

5𝑃𝐻 +

0,059

5log

𝑀𝑛𝑂4−

𝑀𝑛2+

𝐸°′ = 𝐸°𝑀𝑛𝑂4−/𝑀𝑛+2 − 0,059 ×8

5𝑃𝐻

Remarque :

Une application importante de la relation 𝐸 = 𝑓(𝑃𝐻) est la détermination du 𝑃𝐻 d’une

solution par simple mesure du potentiel => c’est le principe du PH-mètre.

b) Influence du produit de solubilité sur le potentiel :

Le sens d’une réaction redox peut être influencé par la formation de précipités. Ainsi le

potentiel peut s’exprimer en fonction du 𝐾𝑆 du sel considéré.

Pour l’équation suivante : 𝑀𝑦+ + 𝑦𝑒− ⇌ 𝑀 .On a :

𝐸 = 𝐸𝑀𝑦+/𝑀0 +

0,059

𝑦log 𝑀𝑦+

Si l’on ajoute à la solution des ions 𝐵𝑥− de manière à faire précipiter le sel 𝑀𝑥𝐵𝑦 on aura :

𝑥𝑀𝑦+ + 𝑦𝐵𝑥− ⇌ 𝑀𝑥𝐵𝑦

𝐾𝑆 = 𝑀𝑦+ 𝑥 𝐵𝑥− 𝑦 D’où :


𝑀𝑦+ = 𝐾𝑆

𝐵𝑥− 𝑦

1𝑥

𝐸 = 𝐸𝑀𝑦+/𝑀0 +

0,059

𝑦log

𝐾𝑆 𝐵𝑥− 𝑦

1𝑥

𝐸 = 𝐸𝑀𝑦+/𝑀0 +

0,059

𝑥 ∙ 𝑦log

𝐾𝑆 𝐵𝑥− 𝑦

𝐸 = 𝐸𝑀𝑦+/𝑀0 −

0,059

𝑥 ∙ 𝑦𝑃𝐾𝑆 −

0,059

𝑥log 𝐵𝑥−

Avec 𝑃𝐾𝑆 = − log𝐾𝑆

c) Influence du 𝑲𝒊 sur le potentiel :

𝐾𝑖 : Constante d’instabilité des complexes

La réaction redox peut être influencée par la formation de complexes.

Soit le couple 𝐹𝑒3+/𝐹𝑒2+ en présence d’ion 𝐶𝑁− il se forme les complexes suivants :

𝐹𝑒 𝐶𝑁 6 3− ⇒ 𝑝𝑜𝑢𝑟 𝐹𝑒3+, 𝐹𝑒 𝐶𝑁 6

4− ⇒ 𝑝𝑜𝑢𝑟 𝐹𝑒2+

𝐹𝑒3+ + 6𝐶𝑁− ⇌ 𝐹𝑒 𝐶𝑁 6 3−

𝐾𝑖1 = 𝐹𝑒3+ 𝐶𝑁− 6

𝐹𝑒 𝐶𝑁 6 3−

𝐹𝑒2+ + 6𝐶𝑁− ⇌ 𝐹𝑒 𝐶𝑁 6 4−

𝐾𝑖2 = 𝐹𝑒2+ 𝐶𝑁− 6


𝐹𝑒3+ + 𝑒− ⇌ 𝐹𝑒2+

𝐸 = 𝐸𝐹𝑒3+/𝐹𝑒 2+0 + 0,059 log

[𝐹𝑒3+]

[𝐹𝑒2+]

𝐹𝑒3+

𝐹𝑒2+ =𝐾𝑖1𝐾𝑖2

∙ 𝐹𝑒 𝐶𝑁 6

3−


𝐸 = 𝐸𝐹𝑒3+/𝐹𝑒 2+0 + 0,059 log

𝐾𝑖1𝐾𝑖2

+ log 𝐹𝑒 𝐶𝑁 6

3−


6) Mesure du potentiel : Electrode de référence

Pour chaque électrode d’un système redox possède un potentiel qui sera noté E1.


Le problème est d’atteindre (ou mesurer) ce potentiel car l’expérience fournit

seulement ∆𝐸

Pour ce faire, on a choisi une électrode de référence par rapport à laquelle sont

mesurés tous les autres potentiels.

Par convention, 𝐸°(éléctrode de référence) est pris égal à zéro.

L’électrode de référence la plus courante est l’électrode à hydrogène.

a) Electrode normale à hydrogène (ENH) :

On envoi de l’hydrogène moléculaire à 1 𝑎𝑡𝑚 sur une plaque de 𝑃𝑡 plongeant dans une

solution normale d’acide à 𝑇 = 25°𝐶

𝐻2 ⇌ 2𝐻+ + 2𝑒−

𝐸 = 𝐸𝐻+/𝐻20 +

0,059

2log

𝐻+ 2

𝑃𝐻2

𝐸𝐻+/𝐻20 = 0

b) Electrode de calomel saturé (ECS) :

← 𝐻𝑔

𝐻2 →

𝐻2 ← → Jonction saline

← 𝑇° = 25°𝐶

← 𝑃 = 1𝑎𝑡𝑚

↑

𝐻+ = 1 𝑚𝑜𝑙/𝑙

Jonction

←solution 𝐾𝐶𝑙 saturé dans 𝐻2𝑂

𝐻𝑔

← Calomel 𝐻𝑔2𝐶𝑙2 ← 𝐻𝑔


𝐻𝑔/𝐻𝑔2𝐶𝑙2/𝐾𝐶𝑙 (Saturé dans 𝐻2𝑂)

Le sel 𝐻𝑔2𝐶𝑙2 peut soluble dans 𝐻2𝑂

2 𝐻𝑔 ⇌ 𝐻𝑔22+ + 2𝑒−

𝐸 = 𝐸𝐻𝑔22+/𝐻𝑔0 +

0,059

2log 𝐻𝑔2

2+

𝐸𝐻𝑔22+/𝐻𝑔0 (ECs) = 0,242V/ENH

c) Comparaison des échelles de E rapportées à ENH et ECS :

𝐸°(𝑍𝑛2+/𝑍𝑛) −0,763 −1,00

𝐸°(𝐸𝑁𝐻) 0 −0,242

𝐸° 𝐸𝐶𝑆 0,242 0

𝐸° 𝐹𝑒3+/𝐹𝑒2+ 0,77 0,51

𝐸/𝐸𝑁𝐻(𝑉𝑜𝑙𝑡𝑠) 𝐸/𝐸𝐶𝑆(𝑉𝑜𝑙𝑡𝑠)

d) Choix de l’électrode de référence :

Dans la pratique, le choix de l’électrode de référence se fait surtout sur des bases

expérimentales ;

𝐴𝑔/𝐴𝑔𝐶𝑙/𝐾𝐶𝑙 (Saturé dans l’eau)

Pour éviter l’ion chlorure, on peut utiliser l’électrode de référence au sulfate mercureux

⇒ 𝐻𝑔/𝐻𝑔2𝑆𝑂4/𝐾2𝑆𝑂4 (Saturé dans l’eau)

En milieu non aqueux, pour éviter la diffusion d’eau qui se produirait avec l’électrode de

référence aqueuse, on préférera un système tel que

⇒ 𝐴𝑔/𝐴𝑔+ (0,01 𝑚𝑜𝑙/𝑙 𝑑𝑎𝑛𝑠 𝐶𝐻3𝐶𝑁)

7) Variation du potentiel au cours d’une réaction redox :

a) Constante d’équilibre :

Considérons deux systèmes (1 et 2) de potentiels redox différents.

𝑂𝑥1 + 𝑛1𝑒

− ⇌ 𝑅𝑒𝑑1𝑅𝑒𝑑2 ⇌ 𝑂𝑥2 + 𝑛𝑒

−

Si 𝐸10(𝑂𝑥1/𝑅𝑒𝑑1) > 𝐸2

0(𝑂𝑥2/𝑅𝑒𝑑2)

Lorsque 𝑛2 molécules de 𝑂𝑥1 réagissent sur 𝑛1 molécules de 𝑅𝑒𝑑2, un équilibre

s’établira, équilibre qui est en fonction du potentiel redox de chacun des systèmes


𝑛2𝑂𝑥1 + 𝑛1𝑛2𝑒− ⇌ 𝑛2𝑅𝑒𝑑1 → 𝐸1

𝑛1𝑅𝑒𝑑2 ⇌ 𝑛1𝑂𝑥 − 2 + 𝑛1𝑛2𝑒− → 𝐸2

𝑛2𝑂𝑥1 + 𝑛1𝑅𝑒𝑑 ⇌ 𝑛2𝑅𝑒𝑑1 + 𝑛1𝑂𝑥2

A cette réaction correspond les constante d’équilibre K.

𝐾 = 𝑅𝑒𝑑1

𝑛2 ∙ 𝑂𝑥2 𝑛1

𝑂𝑥1 𝑛2 ∙ 𝑅𝑒𝑑2

𝑛1

A l’équilibre 𝐸1 = 𝐸2 = 𝐸

𝐸1 = 𝐸2 = 𝐸 = 𝐸10 +

0.059

𝑛1𝑛2log

𝑂𝑥1 𝑛2

𝑅𝑒𝑑1 𝑛2

= 𝐸20 +

0.059

𝑛1𝑛2log

𝑂𝑥2 𝑛1

𝑅𝑒𝑑2 𝑛1

𝐸10 − 𝐸2

0 =0.059

𝑛1𝑛2log

𝑅𝑒𝑑1 𝑛2 ∙ 𝑂𝑥2

𝑛1

𝑂𝑥1 𝑛2 ∙ 𝑅𝑒𝑑2

𝑛1=

0.059

𝑛1𝑛2log𝐾

log𝐾 =𝑛1𝑛2 × 𝐸1

0 − 𝐸20

0.059

Exemple : oxydation de 𝑺𝒏(II) par 𝑭𝒆(III)

𝐹𝑒3+ + 𝑒− ⇌ 𝐹𝑒2+ 𝐸10 = +0.77𝑉

𝑆𝑛2+ ⇌ 𝑆𝑛4+ + 2𝑒− 𝐸20 + 0.14 𝑉

log𝐾 =𝑛1𝑛2 × 𝐸1

0 − 𝐸20

0.059=

1 × 2 0.77 − 0.14

0.059

log𝐾 = 21.356 ⇒ 𝐾 = 2.269 × 1021

Application : prévision des réactions redox

2𝐹𝑒3+ + 𝑆𝑛2+ ⇌ 𝑆𝑛4+ + 2𝐹𝑒2+

La réaction se fait dans le sens 1 ⇒ 𝐾 ≫ 1

La réaction est totale ⇒ Quantitative.

b) Potentiel au point d’équivalence :

Il est possible de calculer le potentiel au point d’équivalence pour une réaction utilisé en

analyse quantitative

Solution de 𝑜𝑥1ex : 𝐹𝑒3+

Solution de 𝑅𝑒𝑑2 ex : 𝑆𝑛2+

1

2

V


𝐸𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣 = 𝐸10 +

0.059

𝑛1𝑛2log

𝑂𝑥1 𝑛2

𝑅𝑒𝑑1 𝑛2

= 𝐸10 +

0.059

𝑛1log

𝑂𝑥1

𝑅𝑒𝑑1

𝐸𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣 = 𝐸20 +

0.059

𝑛1𝑛2log

𝑂𝑥2 𝑛1

𝑅𝑒𝑑2 𝑛1

= 𝐸20 +

0.059

𝑛2log

𝑂𝑥2

𝑅𝑒𝑑2

𝑛1𝐸𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣 = 𝑛1𝐸10 + 0.059 log

[𝑂𝑥1]

𝑅𝑒𝑑1

𝑛2𝐸𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣 = 𝑛2𝐸20 + 0.059 log

[𝑂𝑥2]

𝑅𝑒𝑑2

𝑛1 + 𝑛2 𝐸𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣 = 𝑛1𝐸10 + 𝑛2𝐸2

0 + 0.059 log 𝑂𝑥1 𝑂𝑥2

𝑅𝑒𝑑1 𝑅𝑒𝑑2

Au point d’équivalence :

𝑛2 𝑂𝑥1 = 𝑛1 𝑅𝑒𝑑2 et 𝑛2 𝑅𝑒𝑑1 = 𝑛1 𝑂𝑥2

𝑂𝑥1 =𝑛1 𝑅𝑒𝑑2

𝑛2 ; 𝑅𝑒𝑑1 =

𝑛1 𝑂𝑥2

𝑛2

𝐸𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣 𝑛1 + 𝑛2 = 𝑛1𝐸10 + 𝑛2𝐸2

0 + 0.059 log

𝑛1𝑛2 𝑅𝑒𝑑2 𝑂𝑥2

𝑛1𝑛2 𝑂𝑥2 𝑅𝑒𝑑2

𝐸𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣 =𝑛1𝐸1

0 + 𝑛2𝐸20

𝑛1 + 𝑛2

Exemple :

Dosage 𝑆𝑛(II) par 𝐹𝑒(III) ; 𝑛1 = 1,𝑛2 = 2,𝐸10 = +0.77𝑉 ,𝐸2

0 + 0.14 𝑉

𝐸𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣 =1 0.77 + 2 0.14

1 + 2= 0.35𝑉

8.1) Mesure potentiométrique du PH :

La détermination du 𝑃𝐻 peut se faire par une méthode colorimétrique ou potentiométrique.

a) Méthode colorimétrique :

Elle est basée sur l’utilisation d’indicateurs colorés acido-basique, c’est à dire des composés

organiques appartenant a des complexes acide base de 𝑃𝑘𝑎 bien définit et pour lesquels la

couleur de la forme acide est différente de celle de la forme basique.

b) Méthode potentiométrique :

On mesure la différence de potentiel entre deux électrodes :

Une électrode de référence (généralement ECS)

Une électrode indicatrice dont le potentiel dépend du 𝑃𝐻


b.1) Montage :

Il comprend aussi un potentiométre permet d’adapter l’appareil à une électrode de travaille

donnée.

La relation 𝐸 → 𝑃𝐻 faisant intervenir un coefficient dépendant de température, certains

appareils comportant un bouton de correction.

Electrodes

b.2) Electrodes indicatrices :

Electrodes à membrane de verre :

Elle est constitué essentiellement d’un boule de verre à paroi très mince ; dans laquelle

se trouve une solution tampon et un fil d’argent recouvert de 𝐴𝑔𝐶𝑙

La nature de verre utilisé pour réaliser la membrane influe sur l’intervalle de 𝑃𝐻

utilisable.

En présence d’une solution extérieur de 𝐻+ 𝑒 il s’établi un équilibre

électrochimique entre les ions 𝐻+ de l’intérieur et ceux de l’extérieur il

apparait alors une tension de membrane.

𝐸 𝑡𝑒𝑛𝑠𝑖𝑜𝑛 =𝑅𝑇

𝐹ln 𝐻+ 𝑖 𝐻+ 𝑒

Si la 𝐻+ 𝑖 reste constante, on obtient l’équation caractéristique de

l’électrode de verre :

𝐸 = 𝐴 − 0.059 log 𝐻+ 𝑒

𝐸 = 𝐴 + 0.059𝑃𝐻

𝐴 : Constante varie d’une électrode à une autre ⇒ alors un étalonnage est nécessaire à

l’aide d’une solution tampon domaine de l’utilisation : 𝑃𝐻 compris entre 1 et 12

b.3) Electrodes à membrane de verre :

Cette électrode est constitué d’un fil d’antimoine Sb recouvert de 𝑆𝑏2𝑂3

Lorsqu’on introduit cette électrode dans une solution dont on veut déterminer le 𝑃𝐻 il

s’établit l’équilibre suivant : 2𝑆𝑏𝑠𝑜𝑙𝑖𝑑𝑒 + 3𝐻2𝑂 ⇌ 𝑆𝑏2𝑂3𝑠𝑜𝑙𝑖𝑑𝑒 + 6𝐻+ + 6𝑒−

Le potentiel du fil de 𝑆𝑏 𝐸 qu’on peut mesurer ECS est en fonction uniquement de [𝐻+]

𝐸 = 𝐸° + 0.059 log 𝐻+ = 𝐸° + 0.059𝑃𝐻

𝑃𝐻

𝐻+ 𝑖 𝐻+ 𝑒


Avec 𝐸° = +0.152𝑉

Cette électrode ne donne pas de résultats tré précis sr son potentiel peut dépendre de la nature

de la solution. En revanche elle est robuste : 𝑃𝐻 comprise entre 2 et 12.

b.4) Electrode à quinhydrone :

La quinhydrone est une poudre brune formé d’un mélange équimolaire de

Quinone (𝑄) et hydroquinone 𝐻2𝑄

Lorsqu’on dissous un peut de cette poudre (peu soluble) dans une solution à 𝑃𝐻 inconnue, il

s’établit l’équilibre suivant :

Le potentiel d’une électrode inerte, telle que platine, or … Introduite dans la solution sera

donc :

𝐸 = 𝐸° +0,059

2log

𝑄 𝐻+ 2

𝐻2𝑄

La concentration en quinone et hydroquinone étant égales donc : 𝐸 = 𝐸°− 0,059𝑃𝐻

Cette électrode est très facile à manipuler mais elle ne donne pas de bons résultats pour des

𝑃𝐻 > 8

b.5) Electrodes combinées :

Il existe des électrodes dites combinées ou l’électrode de verre proprement dite et l’électrode

de référence sont montées sur un même support. La liaison électrique avec le millivoltmètre

étant réalisée par un câble coaxial.

+2𝐻+ + 2𝑒−


8.2) Détermination du point d’équivalence :

La méthode la plus précis, consiste à utiliser l’ensemble de la courbe de titrage représentant la

variation du 𝑃𝐻 ou 𝐸 on fonction du volume de réactif ajouté.

a) Méthode des parallèles :

Pour une courbe de dosage symétrique on obtient graphiquement le point d’équivalence par le

point d’inflexion du diaphragme selon la méthode des parallèles :

b) Méthode de la dérivé première :

On calcule au voisinage du point d’équivalence les valeurs de ∆𝑃𝐻/∆𝑉. Au point

d’équivalence cette dérivé passe par un maximum.

c) Méthode de la dérivé second :

La tracé de ∆

∆𝑉 ∆𝑃𝐻

∆𝑉 , s’annule au point d’équivalence permettant une 3éme obtention de celui-

ci :

𝑃𝐻(𝐸) ∆𝑃𝐻/∆𝑉 (∆𝐸/∆𝑉)

𝑃𝐻

𝑉𝑒𝑞 𝑉𝑓 𝑉𝑒𝑞 𝑉𝑓

Câble coaxial

Tête

Electrode au calomel

Diaphragme Solution de 𝐾𝐶𝑙𝐻𝑔/𝐻𝑔2/𝐶𝑙2

poreux

Electrode de verre

Membrane de verre

Solution 𝐻𝐶𝑙𝐴𝑔/𝐴𝑔𝐶𝑙

∆

∆𝑉 ∆𝑃𝐻

∆𝑉

𝑉𝑒𝑞 𝑉𝑓


Méthodes d’analyse titrimetrique en Oxydoréduction

Manganimétrie

I) Introduction :

Les dosages manganimétrique mettent en jeu le pouvoir oxydant de l’ion permanganique

𝑀𝑛𝑂4− :

La réaction se réalise en milieu acide.

Le sel de potassium est le seul utilisé 𝐾𝑀𝑁𝑂4

L »emploi d’indicateur de fin réaction est inutile, la coloration de la solution de

𝐾𝑀𝑁𝑂4 est suffisant (rose → incolore).

L’ion 𝑀𝑛𝑂4− est un oxydant très énergétique : 𝐸𝑀𝑛𝑂4−/𝑀𝑛2+

0 = +1,15 𝑉 à 𝑃𝐻 = 0

Le 𝐾𝑀𝑁𝑂4 est un oxydant fort vis-à-vis de la plus part des systèmes redox

II) Rôle du PH :

a) Milieu Acide :

En milieu acide la réaction est bien définit : ion 𝑀𝑛𝑂4− se réduit en 𝑀𝑛2+

𝑀𝑛𝑂4− + 5𝑒− → 𝑀𝑛2+

𝑀𝑛𝑂4− + 8𝐻+ + 5𝑒− ⇌ 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂

𝐸 = 𝐸𝑀𝑛𝑂4−/𝑀𝑛2+0 +

0,059

5log

𝑀𝑛𝑂4− 𝐻+ 8

𝑀𝑛2+

𝐸 = 𝐸° +0,059

5log

𝑀𝑛𝑂4−

𝑀𝑛2+ −

0,059

5× 8𝑃𝐻

Quand 𝑀𝑛𝑂4− = 𝑀𝑛2+ ⟹ 𝐸 = 𝐸°′ = 𝐸°−

0,059

5× 8𝑃𝐻

𝐸 augmente quand 𝐸°′ augmente ⟹ 𝑃𝐻 diminue, cela vaut dire : 𝑀𝑛𝑂4− est plus oxydant

quand 𝑃𝐻 diminue.

b) Milieu neutre ou alcalin :

Milieu neutre ou faiblement alcalin :

𝑀𝑛7+ + 3𝑒− → 𝑀𝑛4+

Milieu très alcalin :

𝑀𝑛7+ + 𝑒− → 𝑀𝑛6+

En milieu neutre ou alcalin la réaction est moins régulière, elle s’arrête à des stades variables ;

il est nécessaire d’utiliser une technique de dosage.


III) Manganimétrie en milieu acide :

Le choix de l’acide utilisé est primordiale :

a) Acide chlorhydrique 𝑯𝑪𝒍 :

Cette acide en principe inutilisable puisque l’ion 𝑀𝑛𝑂4− peut oxyder les ions 𝐶𝑙− avec

libération de 𝐶𝑙2 ↗

2𝐾𝑀𝑛𝑂4− + 16𝐻+ + 16𝐶𝑙− → 2𝐾+ = 5𝐶𝑙2 + 2𝑀𝑛

2+ + 6𝐶𝑙− + 8𝐻2𝑂

b) Acide nitrique 𝑯𝑵𝑶𝟑 :

Les ions 𝑁𝑂3− ne gênent pas, néanmoins, 𝐻𝑁𝑂3 commercial contient toujours des ions 𝑁𝑂2

−

qui réduit le 𝐾𝑀𝑛𝑂4 donc l’acide nitrique n’est pas utilisable.

c) Acide sulfurique et phosphorique :

Ces deux acides 𝐻3𝑆𝑂4 et 𝐻2𝑃𝑂4 sont généralement utilisés dans tous les dosages

manganimétrique.

IV Préparation des solutions titrées « 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒 » :

a) Normalité équivalent gramme :

𝑀𝑛𝑂4− + 8𝐻+ + 5𝑒− ⇌ 𝑀𝑛2+ + 4𝐻2𝑂

𝑒𝑞 𝑔 =𝑀

5=

158

5= 31,60

On prépare en général des solutions de 𝐾𝑀𝑛𝑂4 0,1𝑁

Le 𝐾𝑀𝑛𝑂4 n’est pas utilisé comme étalon, en effet ce soluté se réduit en présence

d’impureté organiques.

b) Préparation :

On prépare une solution (3,25 𝑔) de 𝐾𝑀𝑛𝑂4 dans un litre d’eau distillé. On conserve la

solution dans des flacons soigneusement lavés et on laisse reposée pendant quelque jour.

c) Etalonnage :

Il existe deux sortes d’étalons réducteurs :

Etalons minéraux (sels ferreux, arsénites)

Etalons organiques (acide oxalique et oxalates)

1°) Sels ferreux :

Cette réaction est basée sur l’oxydation des sels ferreux :

𝑀𝑛2+ + 5𝐹𝑒2+ → 5𝐹𝑒3+ + 𝑀𝑛2+

2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 10𝐹𝑒𝑆𝑂4 + 8𝐻2𝑆𝑂4 → 𝐾2𝑆𝑂4 + 2𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 5𝐹𝑒2 𝑆𝑂4 3 + 8𝐻2𝑂


Ex : 𝐹𝑒𝑆𝑂4 , 𝑁𝐻4 2𝑆𝑂4 ∙ 6𝐻2𝑂 sel de Mohr

𝑒𝑞 𝑔 =𝑀

1=

392,13

1, Une solution 0,1 𝑁 ⇒ 39,21 𝑔/𝑙

2°) Sel arsénieux :

Anhydride arsénieux 𝐴𝑠2𝑂3 est utilisé comme étalon car sa pureté est de l’ordre de 99,90% à

98%.

𝐴𝑠3+ ⇌ 𝐴𝑠5+ + 2𝑒−

𝐴𝑠2𝑂3 + 𝑂2 ⇌ 𝐴𝑆2𝑂5

𝑒𝑞 𝑔 =𝑀

4=

197,8

4= 49,45

On prépare une solution de 0,1 𝑁 par pesée exact de 4,948𝑔 de 𝐴𝑠2𝑂3 préalablement

desséché dans un litre d’eau.

3°) Acide oxalique et oxalates :

L’acide oxalique et oxalates sont oxydés par 𝐾𝑀𝑛𝑂4 à l’état de gaz carbonique et de l’eau

+1

2𝑂2 → 2𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂

𝐶2𝑂42− → 2𝐶𝑂2 + 2𝑒

−

𝑒𝑞 𝑔 =𝑀

2, 𝐻2𝐶𝑂4 =

126

2= 63

𝑒𝑞 𝑔 𝑁𝑎2𝐶2𝑂4 =170

2= 85

4°) Iodométrie :

En milieu acide le 𝐾𝑀𝑛𝑂4 oxyde 𝐾𝐼 𝐼− en 𝐼2, l’iode libéré peut être doser par 𝑁𝑎2𝑆2𝑂3

(dosage en retour)

𝑀𝑛7+ + 5𝐼− → 𝑀𝑛2+ +5

2𝐼2

2𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 10𝐾𝐼 + 2𝐻2𝑆𝑂4 → 5𝐼2 + 2𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 6𝐾2𝑆𝑂4 + 8𝐻2𝑂

𝑁𝐾𝑀𝑛𝑂4 =𝑁𝑁𝑎2𝑆𝑂3 ∙ 𝑉𝑒𝑞 𝑉𝑏𝑢𝑟𝑒𝑡𝑡𝑒

10𝑚𝑙

𝑁𝑎2𝑆𝑂3

10 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝐼 𝑓𝑜𝑟𝑡 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑡𝑖𝑜𝑛10 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻2𝑆𝑂4


V) Application :

1°) Chimie analytique minérale :

Ex :

Dosage des sels ferreux, oxydation de 𝐹𝑒2+ en 𝐹𝑒3+

Dosage des sels ferriques, Il est nécessaire de réduire 𝐹𝑒+3 au 𝐹𝑒2+ en utilisant 𝑀𝑛2+

Dosage des peroxydes

2𝑀𝑛𝑂4− + 5𝐻2𝑂2 → 2𝑀𝑛

2+ + 5𝑂2 + 𝐻2𝑂

𝐻2𝑂2 → 𝑂2 + 2𝐻+ + 2𝑒−

Dosage des nitrites :

2𝑀𝑛𝑂4− + 5𝑁𝑂2

− + 6𝐻+ → 2𝑀𝑛2+ + 5𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂

2°) Chimie analytique organique :

Ex :

Dosage des ions oxalates

Dosage des suros

Halogenométrie

I) Introduction :

L’halogenométrie repose sur les propriétés oxydoréduction du système constitué par

l’halogène et l l’halogénure correspondant chlore, brome et iode.

II) Potentiel redox :

a) Milieu acide :

Le chlore est un oxydant énergétique : 𝐸°𝐶𝑙2 𝐶𝑙− = +1,36 𝑉 𝐶𝑙2 + 2𝑒− ⇌ 2𝐶𝑙−

Le brome est moins oxydant : 𝐸°𝐵𝑟2/𝐵𝑟− = 1,08𝑉

L’iode est peut oxydant : 𝐸°𝐼2 /𝐼− = +0,53𝑉

Le chlore oxyde les 𝐵𝑟−et les 𝐼− en excès dans une solution avec libération quantitative de

𝐵𝑟2 et 𝐼2

Le brome n’oxyde que les iodures.

b) Milieu alcalin :

Les halogènes donnent en milieu alcalin une réaction de dismutation avec formation

d’halogénure et d’hypohalogènites.

𝑋2 + 2𝑂𝐻− ⇌ 𝑋𝑂− + 𝑋− + 𝐻2𝑂

𝐸°𝐶𝑙𝑂−/𝐶𝑙− = +0,89𝑉 ,𝐸°𝐵𝑟𝑂−/𝐵𝑟− = +0,76𝑉 ,𝐸°𝐼𝑂−/𝐼− = +0,49𝑉


A) Chlorométrie :

Il n’existe pas de technique analytique usuelle utilisant le pouvoir oxydant de l’eau de chlore

Celle-ci agit comme du chlore gazeux. Il est impossible d’obtenir des solutions suffisamment

concentré et le titre des solutions est instable.

Dans certains cas il est possible d’utiliser des solutions d’hypochlorite de sodium 𝑁𝑎𝐶𝑙𝑂 ou

(𝐾𝐶𝑙𝑂) en milieu alcalin. Les hypochlorites sont alors des oxydants puissants :

𝐶𝑙𝑂− + 𝐻2𝑂 + 2𝑒− ⇌ 𝐶𝑙− + 2𝑂𝐻−

Dans l’industrie, on utilise largement le pouvoir oxydant des hypochlorites alcalins (chlorure

+ hypochlorites)

Ex : Eau de javel

Préparation : c’est l’action de chlore sur une base

𝐶𝑙2 + 2𝑂𝐻− → 𝐶𝑙− + 𝐶𝑙𝑂− + 𝐻2𝑂

L’action d’un acide sur le mélange 𝐶𝑙− + 𝐶𝑙𝑂− → c’est la réaction inverse a lieu :

𝐶𝑙− + 𝐶𝑙𝑂− + 2𝐻+ → 𝐶𝑙2 + 𝐻2𝑂

Degré chlorométrique :

a) Degré français :

Le degré chlorométrique français correspond au volume du chlore exprimé en litre dans les

conditions normale de température et de pression capable d’être libéré par 1000g de

substance.

Ex : Un chlorure décolorant 𝐶𝑙− + 𝐶𝑙𝑂− titrant 10° chlorométrique sera capable de libérer

10𝑙 de 𝐶𝑙2/1000𝑔

b) Degré anglais :

Le degré chlorométrique anglais est définit comme la masse de chlore gazeux exprimé en

grammes capable d’être libérer par 100𝑔 de substance.

Comme 1𝑙 de 𝐶𝑙2 dans les conditions normales (𝑇, 𝑃) correspondra à 3,225𝑔 → 1 degré 𝐹𝑟

correspond à 0,3225 degré anglais.

B) Bromométrie:

Cette méthode utilise soit :

Le pouvoir oxydant du brome ou sa propriété de se fixé sur les doubles liaisons des

composés organiques en milieu acide

Le pouvoir oxydant de l’ion hypobromite sur certaines composées organiques en

milieu alcalin.

Réactifs utilisés :

L’eau de brome n’est pas utilisée en raison de la faible solubilité de l’halogène


Solution de bromate-bromure, cette solution réalisée à partir de bromate de potassium

et d’un excès de bromure de potassium. En milieu acide il y’a libération de brome.

𝐵𝑟𝑂3− + 5𝐵𝑟− + 6𝐻+ → 3𝐵𝑟2 + 3𝐻2𝑂

Le bromate de potassium 𝐾𝐵𝑟𝑂3 est un étalon 𝑀 = 167,0

𝐸𝑞 𝑔 =𝑀

6= 27,83

On prépare en générale des solutions de 0,1𝑁de 𝐾𝐵𝑟𝑂3 on dissout 2,783𝑔 de 𝐾𝐵𝑟𝑂3 et 12𝑔 de 𝐾𝐵𝑟 dans 1000𝑐𝑚3 au moment de l’emploi, on acidifie le milieu par un acide fort

Application :

La bromométrie a peut d’application en analyse minérale mais peut être utile en analyse

organique :

Milieu acide :

- Dosage des composés aromatiques.

Ex : Phénols, Amines aromatique ….

- Fixation de brome sur les doubles liaisons

Ex : dosage du sécobarbital sodique.

Milieu alcalin :

Ex : l’urée est oxydée par l’hypobromite de sodium en excès avec libération d’azote gazeux

dont le volume est mesuré.

+ 3𝐵𝑟𝑂− → 𝑁2 + 𝐶𝑂2 + 3𝐵𝑟− + 2𝐻2𝑂

Le gaz carbonique est fixé à l’état de carbonate par la soude en excès


C) Iodométrie :

1) Introduction :

L’iodométrie met en jeu le pouvoir oxydant de l’iode 𝐸°𝐼2 /2𝐼− = +0,5345𝑉

𝐼2 𝑠𝑜𝑙𝑖𝑑𝑒 + 2𝑒− ⇌ 2𝐼−

En raison de la très faibles solubilité de l’iode dans l’eau et sa grande solubilité en présence de

𝐼− on utilise des solutions iodo-iodurées

En présence d’un excès d’iodure, il se forme un complexe 𝐼3 − (ion périodure)

𝐼2 + 𝐼− ⇌ 𝐼3

−

L’agent oxydant est donc l’anion complexe 𝐼3 −

𝐸° 𝐼3 −/3𝐼− = +0,5355𝑉

𝐼3 − + 2𝑒− → 3𝐼−

Dans tous les cas, l’𝑒𝑞 𝑔 correspond à l’atome gramme d’iode

𝐸°𝐼2/2𝐼− et 𝐸° 𝐼3 −/3𝐼− sont voisine. Donc pour plus de commodité touts les équations

faisant intervenir l’anion 𝐼3 − seront assimilées aux réactions mettant en jeu 𝐼2

2) Influence du 𝑷𝑯 :

Le 𝑃𝐻 prend une grande importance dans les réactions redox de 𝐼2/𝐼−

En milieu acide : 𝐸°𝐼2/𝐼− = 0,534 𝑉 donc le système 𝐼2/𝐼− est peut oxydant.

En milieu alcalin : apparait une réaction de dismutation

𝐼2 + 2𝑂𝐻− ⇌ 𝐼𝑂− + 𝐼− + 𝐻2𝑂

3) Indicateurs :

Le point d’équivalence peut alors être mis en évidence en utilisant l’une des propriétés

suivantes :

a) La coloration propre brune de la solution aqueuse (due à l’ion 𝐼3 −)

b) La coloration de la solution d’iode dans le chloroforme 𝐶𝐻𝐶𝑙3 ou le tétrachlorure de carbone 𝐶𝐶𝑙4 quelques goutes du solvant donne une couleur rose violacée. c) la coloration avec l »emploi d’amidon donne une couleur bleu-violacée.

4) Solutions titrés :

a) Solutions d’iode :

L’iode est très peu soluble dans l’eau, il est nécessaire d’ajouter un excés d’iodure

L’équivalent correspond à l’atome gramme d’iode

Bien que 𝐼2 est libéré très pur par l’industrie ce métalloïde n’est pas utilisé comme

étalons


Préparation pour 1 litre de solution 𝟎,𝟏𝑵 :

On mélange 18,75𝑔 de 𝐼2 avec 25𝑔 de 𝐾𝐼 en présence d’une petite quantité d’eau (trituration

au mortier) jusqu'à dissolution totale d’𝐼2, le volume amené à 1000𝑐𝑚3→titration

b) Solution de thiosulfate de sodium :

𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 ∙ 5𝐻2𝑂 n’est pas un étalon en raison de son hydratation :

2𝑆2𝑂3−2 ⇌ 𝑆4𝑂6

−2 tétrathiorate + 2𝑒−

𝐸°𝑆4𝑂6−2/𝑆2𝑂3−2 = 0,08 𝑉

𝑒𝑞𝑔 =𝑀

1= 248,2

𝐼2 + 2𝑆2𝑂3−2 → 𝑆4𝑂6

−2 + 2𝐼−

On prépare en générale des solutions de titre approximatif de 0,1𝑁 par pesée, puis on titre par

une solution de normalité connus.

5) Etalons utilisé en Iodométrie :

1) Etalons réducteurs :

Anhydride arsénieux 𝐴𝑆2𝑂3 (voir manganimétrie)

Sulfate d’hydrazine : 𝑁𝐻2 − 𝑁𝐻2 ,𝑆𝑂4𝐻2

𝑀 = 130,13 ; 𝑁𝐻2 − 𝑁𝐻2 ⇌ 𝑁2 + 4𝐻+ + 4𝑒−

𝑁𝐻2 − 𝑁𝐻2 + 2𝐼2 ⇌ 𝑁2 + 4𝐻+ + 4𝐼−, 𝐸𝑞𝑔 =

𝑀

4

2) Etalons oxydants :

En présence d’un excès de 𝐾𝐼 et de protons 𝐻+ l’ion 𝐼𝑂3− libère 3 molécule d’iode et

mettant en jeu 6𝑒−

𝐼𝑂3− + 5𝐼− + 6𝐻+ → 3𝐼2 + 3𝐻2𝑂

𝐸𝑞𝑔 𝐾𝐼𝑂3 =𝑀

6=

214,02

6= 35,67

Pour 1 litre de solution 0,1 𝑁 3,567𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝐼𝑂315𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝐼

Bromate de potassium 𝐾𝐵𝑟𝑂3 𝑀 = 167,01

Il est possible d’utiliser le 𝐾𝐵𝑟𝑂3 préalablement desséché à 120 − 150°𝐶

𝐵𝑟𝑂3− + 6𝐼− + 6𝐻+ → 3𝐼2 + 𝐵𝑟

− + 3𝐻2𝑂

𝐸𝑞 𝑔 𝐾𝐵𝑟𝑂3 =𝑀

6=

167,01

6= 27,835

Chromate acide de potassium 𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 𝑀 = 294,2

𝐶𝑟2𝑂72− + 14𝐻+ + 6𝐼− → 3𝐼2 + 2𝐶𝑟

3+ + 7𝐻2𝑂

Le 𝑁2𝑆2𝑂3 est ajouté à la burette. Le point d’équivalence est mis en évidence à l’aide

d’emplois d’amidon (dosage en retour) bleu → vert pâle


3) Etalons secondaires :

Solutions de 𝐾𝑀𝑛𝑂4 titré (dosage en retour)

𝑀𝑛𝑂4− + 5𝐼−8𝐻+ → 𝑀𝑛2+ +

5

2𝐼2 + 4𝐻2𝑂

L’𝐼2 libéré sera titré par 𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 (dosage en retour)

Sels sériques :

𝐶𝑒4+ + 𝐼− →1

2𝐼2 + 𝐶𝑒

3+

L’𝐼2 libéré sera titré par 𝑁𝑎2𝑆2𝑂3

6) Application :

Dosage des composés réducteurs :

Tous les composé dont 𝐸° < 𝐸°𝐼2 /𝐼− peuvent être dosés par 𝐼2

Ex : dosage des sulfures :

𝐻2𝑆 + 𝐼2 → 𝑆 + 2𝐻+ + 2𝐼−

Dosage des composés oxydants : 𝐸° > 𝐸°𝐼2/𝐼−

Ex : Dosage de 𝐾𝑀𝑛𝑂4 (dosage en retour) => manganimétrie

Milieu alcalin : 𝐼𝑂−/𝐼−

Ex : Dosage des cyanures :

𝐶𝑁− + 𝐼𝑂− → 𝐶𝑁𝑂− + 𝐼−

Analyse organique : oxydation des substances organique par l’iode

Ex : la fonction aldéhyde est oxydée en fonction acide en mettant en jeu 2𝑒−


Réactions électrochimiques d’oxydation et de réduction

I Introduction :

Il est possible d’utiliser de l’énergie électrique pour produire une réaction chimique : c’est

l’électrolyse.

Schématiquement, une électrolyse nécessite le montage suivant :

Remarque :

Pour que le courant passe dans le circuit, l’intensité traversant la cathode est identique

à l’intensité traversant l’anode

A chaque échange d’un 𝑒− à la cathode => Un échange d’un 𝑒− à l’anode donc

l’intensité est proportionnelle à vitesse d’échange d’𝑒− c'est-à-dire proportionnelle à

l’intensité de la réaction électrochimique.

II Phénomène d’électrolyse :

Le phénomène d’électrolyse peut envisagés sous deux aspect :

L’électrolyse classique : ou les phénomènes redox aboutissant au dépôt d’un métal

sur une cathode.

Application analytique : électro gravimétrie.

La microélectrolyse : consiste à effectuer une électrolyse sur une solution diluée

pendant un temps très court, en mettant en œuvre un courant d’intensité très faible

(𝜇𝐴) avec des électrodes de petite tailles. La mesure de I ou de E développés au cours

de cette microélectrolyse peut être utilisée à des fins analytiques.

III Signification de l’intensité :

L’intensité est proportionelle au nombre d’𝑒− échangé entre les électrodes et les ions pendant

l’unité de temps

Potentiomètre

Générateur

Resistance variable

Cathode Anode galvanomètre

Solution à étudier

V

G


𝐼 =𝑞

𝑡=

𝐶

𝑠 ;

1𝑐𝑜𝑢𝑙𝑜𝑚𝑏

1𝑠𝑒𝑐𝑜𝑛𝑑𝑒= 1𝑎𝑚𝑝è𝑟𝑒

Variation de I en fonction de E au cours d’une réaction d’électrolyse :

La courbe 𝑖 = 𝑓 𝐸 traduit l’évolution de la vitesse de la réaction à l’électrode considérée en

formation de la valeur du potentiel 𝐸

Lors de l’électrolyse d’une solution diluée d’électrolytes en appliquant une tension

croissante ; l’expérience montre que le courant reste faible, jusqu'à 𝐸 = 𝜀 Dés ce moment, 𝐼 commence à s’élever conformément à la loi d’ohm

𝑖 =𝐸 − 𝜀

𝑅

IV Systèmes lents, Systèmes rapides :

a) Système lents :

Il n’y a aucune valeur de potentiel pour laquelle puisse se produire simultanément l’oxydation

de la forme réduite et réduction de la forme oxydée

b) Système rapides :

Il n’y a tout une série de valeurs de E pour lesquelles peuvent s’effectuer simultanément

l’oxydation de la forme réduite et la réduction de la forme oxydée.

𝑖 𝑅𝑒𝑑 𝑂𝑥

𝐸𝑐 𝐸 𝐸𝐴 𝑅𝑒𝑑 𝑂𝑥 𝐸𝑐 < 𝐸𝐴

𝑖 1. Phase dite de l’électrolyse 2. Phase de l’électrolyse réelle n’apparait que

si le DDP appliqué est > ∆𝐸 ∆𝐸 = (𝐸𝑟𝑒𝑑𝑜𝑥𝑎𝑛𝑖𝑜𝑛𝑖𝑞𝑢𝑒 − 𝐸𝑟𝑒𝑑𝑜𝑥 𝑐𝑎𝑡 𝑜𝑑𝑖𝑞𝑢𝑒 )

2 1

𝜀 𝑡

𝑖 𝑅𝑒𝑑 𝑂𝑥 𝐸𝐴 < 𝐸𝑐

𝐸𝑒𝑞 : Potentiel d’équilibre

𝐸𝐴 𝐸𝑐 À 𝐸𝑒𝑞 → 𝑖 = 0

𝐸

𝑅𝑒𝑑 𝑂𝑥


V Mécanisme de transport

Lorsqu’une solution est soumise à l’électrolyse, il y a

disparition de la substance à l’électrode.

En phase stationnaire, cette disparition de substance doit

être compensée

Lors d’une électrolyse, des transports de substances ont lieu au sein de la solution, on

distingue 3 phénomènes

a) Convention :

Il apparait dans la solution des mouvements de liquide due à la convention (transport

hydrodynamique). On peut éliminer ce mode de transport par des moyens mécaniques

(agitation)

b) Migration :

Les ions de la solution sont du fait du passage du courant, soumis à un champ électrique, ils se

déplacent vers l’électrode de signe opposé.

c) Diffusion :

Mouvement des espaces sous l’influence du gradient de concentration.

Le courant mesuré est :

𝐼 = ±𝐼𝑑 ± 𝐼𝑚 ± 𝐼𝑐

On peut exclure le courant dû a la convention par une simple agitation

𝐼 = ±𝐼𝑑 ± 𝐼𝑚

Pour éliminer le courant migratoire, on ajoute à la solution de l’ion à étudier un

électrolyte indifférent ou électrolytes de support (ex : 𝑁𝑎𝐶𝑙𝑂4) à une concentration

cent fois supérieure à celle de l’ion.

𝐼𝑚𝑒𝑠𝑢𝑟 é = ±𝐼𝑑

N.B : Electrolyte indifférent : est un composé dont les ions ne sont ni oxydable ni réductrice

dans les conditions de l’électrolyse de l’ion à étudier.

Loi de Fick :

Le flux 𝜑 =𝛿𝑐

𝛿𝑥∙ 𝐷

𝐼𝑑 = ±𝑛𝐹𝑆𝐷

∆𝑥 𝐶𝑠 − 𝐶𝑠𝑒𝑙

Avec 𝑑 =𝐹𝑆𝐷

∆𝑥=> 𝐼𝑑 = ±𝑛𝑑(𝐶𝑠 − 𝐶𝑠𝑒𝑙 )

Métal → Cations

Cathode

𝛿𝑐 = 𝐶𝑠 − 𝐶𝑠𝑒𝑙

D : coefficient de diffusion

𝛿𝑐 : Variation de concentration

𝛿𝑥 : Épaisseur de la couche diffuse d : constante de diffusion

n : nombre d’𝑒− mis en jeu F : nombre de Farad S : surface de l’électrode


VI Couches intensité potentiel :

Intensité limite de la diffusion en régime stationnaire lorsque le potentiel est suffisamment

élevé le facteur limitant est la vitesse de la diffusion : la concentration à l’électrode est nulle

(𝐶𝑠𝑒𝑙 = 0) et l’intensité est directement proportionnelle à 𝐶𝑠. L’intensité est maximale, c’est

l’intensité limite de diffusion 𝐼𝑑𝑙

𝐼𝑑𝑙 = ±𝑛𝑑𝐶𝑠

∆𝑥

𝐶

𝐶𝑠

𝐶𝑠𝑒𝑙

𝑋

𝐼𝑑 𝐼𝑑

𝑅𝑒𝑑 𝑂𝑥 𝑅𝑒𝑑 𝑂𝑥$ 𝐼𝑑𝑙 𝐸𝐴 𝐸𝐴 𝐸𝐶

𝐸𝐶 𝑅𝑒𝑑 𝑂𝑥 𝐼𝑑𝑙 𝑅𝑒𝑑 𝑂𝑥

𝐸𝐶 < 𝐸𝐴 𝐸𝐴 < 𝐸𝐶 Système lent Système rapide


Méthode instrumentales électrochimiques

I- Introduction :

Les méthodes instrumentales électrochimiques peuvent être classées selon le paramètre

contrôlé (E ou I) selon la grandeur inversée ou selon le phénomène mis en jeu :

- Potentiel contrôlé. ex : électrode de travail ou indicateur est maintenue a un potentiel

constant par rapport au potentiel de l’électrode de référence : utilisation macro

électrolyse

- Electro gravimétrie coulometrice directe

- Intensité contrôlée, le courant traversant la cellule est maintenue constant

II- Potentiomètrie à intensité nulle :

La potentioètrie à intensité nulle s’adresse uniquement aux systèmes rapides ; elle consiste a

déterminer le potentiel pris par une électrode plongée dans une solution dont la concentration

en substance électro-active varie :𝐸 = 𝑓(𝑐)

On peut suivre la concentration d’une substance à doser lors de réactions chimiques ou

électrochimiques :

- Dans le 1èr cas : le réactif titrant est ajouté à la burette : c’est la volumétrie

potentiomètrique

- Dans le 2ème cas : on peut préparer le réactif au sein de la solution par une réaction

électrochimique c’est la coulomètrie potentiomètrique.

III- La volumétrie potentiomètrique :

- La volumétrie potentiomètrique est de loin la technique la plus utilisée

- Pour déterminer le potentiel pris par une électrode, il suffit de la coupler avec une

électrode de référence plongeant dans la solution à étudier.

1) Une électrode indicatrice attaquable 𝐴𝑔 ou inataquable 𝑃𝑡

2) Une électrode de référence qui prend un potentiel invariable quelque

soit les milieux dans le quels elle se trouve.

3) Un système électrique qui comprend un millivoltmètre permettant

d’enregistrer les DDP ∆𝐸 = 𝐸𝑖𝑛𝑑 − 𝐸𝑟é𝑓𝑒𝑟𝑒𝑛𝑐𝑒

V


1- Electrode inattaquable :

La solution à étudier est constitué par les formes oxydée et réduite d’un même couple

oxydo-réducteur dans lequel est plongée une électrode inattaquable ex : fil de platine

A l’électrode, plusieurs réactions se produisent :

a) La forme oxydée se réduit 𝐹𝑒+3 + 𝑒− → 𝐹𝑒+2 l’électrode joue le rôle de cathode : 𝐼𝑐

b) La forme réduite s’oxyde en cédant les électrons 𝐹𝑒+2 − 𝑒− → 𝐹𝑒+3 l’électrode joue

le rôle d’anode : 𝐼𝑎

𝑅 ↑=> 𝐼 → 0, 𝐼 = 𝐼𝑎 + 𝐼𝑐 + 𝐼𝑟 = 0

𝐼 = +𝐼 + −𝐼 ± 𝐼𝑟 𝐼𝑟 𝑐𝑜𝑢𝑟𝑎𝑛𝑡 𝑟é𝑠𝑢𝑑𝑖𝑒𝑙

Application :

a) Manipulation :

On verse à 25°𝐶 à l’aide d’une burette, un volume 𝑉0 de la solution oxydante d’ions 𝐶𝑒4+ de

molarité 𝐶0 dans un bécher contenant 𝑉 𝑐𝑚3 d’une solution réductrice d’ions 𝐹𝑒+2 de

molarité 𝐶 connu

- La réaction qui de produit est :

𝐶𝑒4+ + 𝐹𝑒+2 → 𝐶𝑒3+ + 𝐹𝑒3+

𝐸10(𝐹𝑒3+/𝐹𝑒+2) = 0,77𝑉 , 𝐸2

0(𝐶𝑒4+/𝐶𝑒3+) = 1,71𝑉

- Calculer la constante d’équilibre associée à cette réaction à 25°𝐶.

log𝐾 =𝑛1𝑛2 𝐸1

0 − 𝐸20

0,059 d'ou :𝐾 = 8,55 × 1015 ≫ 1

La réaction peut être considérée comme quantitative.

- L’équivalence est obtenue quand on a versé une quantité juste suffisante d’oxydants

𝐶𝑒4+ pour que tous les électrons que peut libérer le réducteur aient été captés par

l’oxydant, c'est-à-dire dans ce cas : 𝐶 .𝑉 = 𝐶0𝑉𝑒𝑞

𝑉𝑒𝑞 => ∆𝐸 = 𝑓 𝑉𝑡

𝑁𝑥 (𝑎 𝑑é𝑡𝑒𝑟𝑚𝑖𝑛é) ∙ 𝑉𝑖𝑛𝑖𝑡 = 𝑁𝑐 ∙ 𝑉𝑒𝑞𝑢𝑖

b) Courbe de titrage :

Soit 𝑥 le degré d’avancement du dosage

𝑥 =𝑉0

𝑉𝑒𝑞𝑢𝑖

Il y’a 3 cas :

1) Avant l’équivalence : pour 𝑥 < 1

𝐶𝑒4+ + 𝐹𝑒+2 → 𝐶𝑒3+ + 𝐹𝑒3+

0 𝐶 1− 𝑥 𝐶𝑥 𝐶𝑥

Remarque :

Pour 𝑥 = 0, la relation de nerts ne permet pas de doner une valeur de potentiel 𝐹𝑒3+ = 𝐶

- Il y a cependant un potentiel initial composé par le solvant :

𝐸𝑖𝑛𝑑 = 𝐸10 𝐹𝑒3+/𝐹𝑒+2 + 0,059 log

[𝐹𝑒3+]

[𝐹𝑒+2]


𝐸𝑖𝑛𝑑 = 𝐸10 + 0,059 log

𝐶𝑥

𝐶 1− 𝑥 = 𝐸1

0 + 0,059 log𝑥

1 − 𝑥

𝑥 0,05 0,1 0,2 0,3 0,5 0,8 1 1,1 1,2 1,3 2,0 𝐸𝑖𝑛𝑑 0,695 0,715 0,742 0,749 0,771 0,806 1,24 1,65 1,67 1,68 1,71

2) L’équivalence : 𝑥 = 1

𝐸𝑖𝑛𝑑 =𝐸1

0 + 𝐸20

𝑛1 + 𝑛2=

077 + 1,71

2= +1,24𝑉

3) Après l’équivalence : 𝑥 > 1

𝐶𝑒4+ + 𝐹𝑒+2 → 𝐶𝑒3+ + 𝐹𝑒3+

𝑥 − 1 0 𝐶 𝐶

𝐸𝑖𝑛𝑑 = 𝐸20 𝐶𝑒4+/𝐶𝑒3+ + 0,059 log

𝐶 𝑥 − 1

𝐶

𝐸𝑖𝑛𝑑 = 𝐸20 𝐶𝑒4+/𝐶𝑒3+ + 0,059 log

𝐶𝑒4+

𝐶𝑒3+ = 1,71 + 0,059 log 𝑥 − 1

2) Electrode attaquable :

Définition : électrode attaquable est une électrode métallique qui prend un potentiel

d’équilibre en fonction de la concentration dans la solution en ions métallique correspondants.

Ex : Une électrode d’un métal M en présence d’ions 𝑀𝑛+

𝐸 = 𝐸0 +0,059

𝑛+ log[𝑀𝑛+] , 𝑀 ⇌ 𝑀𝑛+ + 𝑛𝑒−

Application : dosage argentimètrie

Lorsqu’à une solution contentant des ions 𝑋−, on ajoute une solution de nitrate d’argent, il apparait un précipité d’halogénure d’argent 𝐴𝑔𝑋 avec 𝑋 = 𝐵𝑟2, 𝐼2, 𝐶𝑙2 𝐾𝑆 = 𝐴𝑔

+ 𝑋− Ex : Dosage d’une solution 0,1𝑀 de chlorure de sodium par une solution de nitrate d’argent 𝐴𝑔+ 𝐶𝑙− = 𝐾𝑆 = 1,8 × 10

−10

Au point d’équivalence : 𝐴𝑔+ = 𝐶𝑙− = 𝐾𝑆 = 1,8 × 10−10

𝐸𝑖𝑛𝑑 = 𝐸0 + 0,059 log 𝐴𝑔+ = 𝐸0 + 0,059 log 𝐾𝑆(𝐴𝑔𝐶𝑙)

𝐸𝑖𝑛𝑑 = +0,51 𝑉 - Dans le cas des iodures : 𝐸𝑖𝑛𝑑 = +0,32 𝑉 - Dans le cas des bromures : 𝐸𝑖𝑛𝑑 = +0,41 𝑉

𝐸 𝑉 𝐶𝑒4+/𝐶𝑒3+ B

A

𝐹𝑒3+/𝐹𝑒+2 50% 100% 150% 200% 𝑥% 𝐶𝑒4+


𝜇𝐴

P

𝑉

+ −

Ampèromètrie

I- Introduction :

Les techniques ampérométriques font appel à des mesures d’intensité, le potentiel étant

maintenu constant pendant la durée du dosage. En générale, le potentiel est choisi de telle

sorte que l’intensité observée correspond au courant limite de diffusion

L’intensité est directement proportionnelle à la concentration en substance électro active dans

les conditions de la microélectrolyse

𝑖 = 𝑛𝑑𝐶𝑠 =𝑛𝐹𝑆𝐷

∆𝑥× 𝐶𝑠

II- Réalisation pratique des dosages ampérométriques :

Utilisation d’électrolyse de rapport

Réactif ← 𝐻𝑔 Réservoir titrant C↑

Electrode de référence

Cathode (EGM), 𝑃𝑡

𝐻𝑔 (Nape) Anode

III- Soit à doser un composé A à l’aide d’un réactif B :

Principe :

𝐴 + 𝐵 → 𝐴𝐵

Au cours du dosage, la concentration de A diminue => 𝐼 augmente avec 𝐼 = 𝑛𝑑 𝐴

Au point d’équivalence 𝐴 = 0 => 𝐼 → 0

On trace la courbe 𝐼 = 𝑓 𝑐 ou bien 𝐼 = 𝑓 𝑉𝑡 => est une droite

Le point d’équivalence est matérialisé par un changement de pente de la droite


A) L’un des composés n’est pas électro actif :

a) Le composé à doser n’est pas électro actif :

Ex : le dosage de plombe par les ions sulfates

𝑃𝑏2+ + 𝑆𝑂42− → 𝑃𝑏𝑆𝑂4

- Avant le point de l’équivalence :

Réduction de 𝑃𝑏 : 𝑃𝑏2+ + 2𝑒− → 𝑃𝑏 - Après le point d’équivalence, les ions sulfates 𝑆𝑂4

2− ne sont ni oxydables ni

réductibles

b) Le composé à doser n’est pas électro actif :

𝑆𝑂42− + 𝑃𝑏2+ → 𝑃𝑏𝑆𝑂4

- Avant le point de l’équivalence 𝑆𝑂42− est une substance non électro active

𝑃𝑏2+ + 2𝑒− → 𝑃𝑏 - Après le point d’équivalence : 𝑃𝑏2+ + 2𝑒− → 𝑃𝑏

𝑖 𝑖

𝑉𝑒𝑞 𝑉𝑡(𝑚𝑙) 𝑉𝑒𝑞 𝑉𝑡(𝑚𝑙)

B) Les deux composés sont électro actifs :

a) Le composé à doser et le réactif sont tous les deux réductible ou oxydables :

Ex : le dosage du plomb par les ions bichromate

2𝑃𝑏2+ + 𝐶𝑟2𝑂72− + 𝐻2𝑂 → 2𝑃𝑏𝐶𝑟04 + 2𝐻

+

- Avant le point d’équivalence : réduction de 𝑃𝑏 :

𝑃𝑏2+ + 2𝑒− → 𝑃𝑏

- Après le point d’équivalence : les ions bichromate fournissent une intensité réductrice

qui augmente en fonction de l’excès de réactif titrant :

𝐶𝑟2𝑂72− + 14𝐻+ + 6𝑒− → 2𝐶𝑟2+7𝐻2𝑂

Les intensités enregistrées sont de même signes.

La pente des deux droites est différente car 𝑛 est différent

𝑖 −

𝑉𝑒𝑞 𝑉 𝑚𝑙 𝑟é𝑎𝑐𝑡𝑖𝑓


b) Le composé à doser et le réactif titrant sont respectivement oxydables et réductible

(ou inversement) :

Les intensités enregistrées avant et après le point d’équivalence sont de signes contraires :

Dosage de fer (II) par le césium

𝐹𝑒2+ + 𝐶𝑒4+ → 𝐹𝑒3+ + 𝐶𝑒3+ Avant le point de l’équivalence : 𝐹𝑒2+ → 𝐹𝑒3+ + 𝑒− Après le point de l’équivalence : 𝐶𝑒4+ + 𝑒− → 𝐶𝑒3+ 𝑖

𝑉 𝑚𝑙

Remarque :

Les courbes obtenues sont linéaires que si les réactions utilisées ont des constantes d’équilibre

élevées et si l’on corrige l’effet de la dilution essentielle, les intensités sont proportionnelles

aux concentrations :

𝐼𝐶𝑐𝑜𝑟𝑟𝑖𝑔 é = 𝑉𝑖𝑛𝑖𝑡𝑖𝑎𝑙 + 𝑉𝑎𝑗𝑜𝑢𝑡 é

𝑉𝑖𝑛𝑖𝑡𝑖𝑎𝑙 𝐼𝑚𝑒𝑠𝑢𝑟 é

IV) Intérêt du dosage ampérométrique :

Ce type de dosage ampérométrique offre plusieurs avantages :

Il permet de doser des substances même si elles ne sont pas électro actives

Il est plus précis que le dosage polarographique

Les 2 types de réactions de dosage peut être très variés = oxydoréduction,

précipitation, complexassions ….

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chimie analytique - cours, examens · 2017. 7. 5. · chimie analytique page 7 potentiel redox 1)...

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