question de cours

Intro

I- Suivi Potentiométrique
                1/ Montage expérimental
                2/ Equation de la courbe de dosage
                3/ Exploitation

II- Suivis colorimétrique
                1/ Indicateur coloré
                2/ Persistance de la couleur du dosant
                3/ Iodométrie

III- Cas des réactions redox lentes
                1/ Dosage en retour
                2/ Dosage indirect

Conclusion

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Intro :

Définition d'un dosage redox : la réaction de dosage est une réaction redox. Le suivi peut être un suivi potentiométrique, ou un suivi colorimétrique.

I- Suivi potentiométrique

                1/ Montage expérimental

Potentiel mixte en solution => électrode inerte en platine, miroir du potentiel d'équilibre en solution.
Voltmètre mesure une ddp => une électrode de référence . Exemple : ECS ( couple HgCl2 / Hg )

Schéma , avec bécher, burette , les 2 électrodes et le voltmètre.

                  2/ Equation de la courbe de dosage

Choisir le dosage de Fe²⁺ par MnO₄^- , à pH = 0 ( constant ) OU       Fe²⁺ par Ce⁴⁺

Faire un tableau d'avancement avec 4 lignes  : EI, EF avant l'équivalence, EF après l'équivalence, EF à l'équivalence

D'après ces bilans, montrer par la relation de Nernst, le choix judicieux à faire entre les 2 couples pour exprimer facilement le potentiel =>

• Avant l'équivalence E proche du potentiel standard du dosé
• Après l'équivalence E proche du potentiel standard du dosant
• A l'équivalence E = moyenne pondérée du nombre d'é de chaque couple des 2 E° des 2 couples redox en réaction.

Développer les calculs me semble trop long . Etre seulement prêt à le faire sur demande.

                 3/ Exploitation

• Relation à l'équivalence
• Tracer l'allure de la courbe de dosage obtenue par dosage.
  
• Véq facile à déterminer, erreur faible , car verticale à l'équivalence en général.
  

   II- Suivis colorimétriques
 
               1/ Indicateur coloré
 
Exploiter la courbe : Ordre de grandeur de Eéq facile à évaluer .
On cherche un couple redox dont l'oxydant et le réducteur sont , à très faible concentration de couleurs nettes et différentes ( exemple orthophénatroline ferreuse et ferrique - cad le couple Fe2+/Fe3+ compléxé par l'orthophénatroline, un ligand organique -
L'indicateur coloré est dosé en même temps, et à l'équivalence , cahnge de couleur , si son E° est proche du Eéq.
Analogie avec l'indicateur de pH

               2/ Persistance de la couleur du dosant

Dosage par MnO4- : la couleur rose persiste dans le milieu après l'équivalence.

                3/ Iodométrie

I₃^- coloré jaune, mais en présence de thidoène, il est décelable à très faible quantité ( couleur intense bleue violet ) . la disparition di diiode se traduit donc par la disparition d'une couleur bleue intense.
Il se dose par le thiosulfate de sodium - couple S₄O₆^2- / S₂O₃^2-

III- Cas des réactions redox lentes

                1/ Dosage en retour

Exemple : dosage de l'acide oxalique par MnO₄^- : Réaction lente. Une méthode peut consister à réaliser l'oxydation en excès de permanganate, à chaud, puis doser l'exès de permangante par Fe²⁺ ( sel de Mohr )

La première réaction peut ne pas être redox : dosage d'un énol : action de I2 sur l'énol ( hypothèse équilibre cétoénolique lent ) , puis dosage redox de I2 restant. ( idem pour le dosage d'alcènes )

                2/ Dosage indirect

Exemple : dosage de O2 par la méthode de Winkler ( voir TP )
               
Conclusion

Les réactions redox sont largement utilisées en dosage. On peut citer aussi l'ampérométrie qui mesure les courants des paliers d'électrolyse lors des transformations redox d'espèces en très faible concentration, sur électrode à goutte de mercure, après étalonnage. C'est finalement aussi un dosage redox.