EPREUVE FONDAMENTALE DE CHIMIE - Pratique expérimentale - Durée : 6 heures Coef. : 7

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1 NOM du candidat :... BTS CHIMISTE Code Sujet : CHEXP-P03 Session 2006 Prénom :... N d'inscription :... EPREUVE FONDAMENTALE DE CHIMIE - Pratique expérimentale - Durée : 6 heures Coef. : 7 FICHE DE CHOIX LISTE DU MATERIEL ET DES INDICATEURS NECESSAIRES A LA MISE EN ŒUVRE DE L'ANALYSE D'UNE SOLUTION (S) CONTENANT DU SULFATE DE CUIVRE (II) ET DU SULFATE DE FER (III) Après avoir lu le texte du sujet, répondre aux questions suivantes (durée maximale 30 min). La calculatrice est interdite pour cette partie. Le matériel convenable ne sera délivré qu après remise de cette feuille de choix Étalonnage des solutions Indicateur pour l étalonnage de l EDTA en milieu tampon ph = 5,5 SUJET N 3 Indicateur pour l étalonnage du thiosulfate Dosage des ions cuivre et des ions fer (III) par iodométrie Grandeur mesurée Matériel nécessaire pour une potentiométrie à courant imposé Electrodes (préciser s'il s'agit d'électrode de mesure ou de référence) 1/8

2 ANALYSE D UNE SOLUTION (S) CONTENANT DU SULFATE DE CUIVRE (II) ET DU SULFATE DE FER (III) La solution (S) est composée de : - sulfate de cuivre (II) 0,05 mol.l -1 - sulfate de fer (III) 0,03 mol.l -1 Pour l'analyse de la solution (S), il sera utilisé : - une solution d'edta (sel disodique de l'acide éthylènediaminetétraacétique, Na 2 H 2 Y) : C EDTA 0,1 mol.l -1 - une solution de thiosulfate de sodium : C thio 0,1 mol.l -1 - une solution étalon d'ion Cu 2+ : C E = 0,0500 mol.l -1 PLAN DE TRAVAIL 1. Etalonnage de la solution d'edta par pesée de zinc [volumétrie]. 2. Etalonnage de la solution de thiosulfate de sodium par la solution d'edta [volumétrie]. 3. Dosage des ions cuivre (II) et des ions fer (III) de la solution (S) par iodométrie [potentiométrie à courant imposé]. 4. Dosage des ions fer (III) de la solution (S) par iodométrie [potentiométrie à courant imposé]. 5. Dosage des ions cuivre (II) de la solution (S) en présence d'edta [spectrophotométrie d'absorption moléculaire]. 2/8

3 1. Etalonnage des solutions 1.1. Etalonnage de la solution d EDTA Préparer une solution étalon d ions zinc (II) : Dissoudre sous une hotte bien ventilée, une masse m voisine de 1 g de zinc en aiguilles dans 10 ml environ d acide nitrique au demi. Transvaser dans une fiole jaugée de 100 ml. Ajuster au trait de jauge avec de l eau distillée. Doser la solution d EDTA Introduire dans un erlenmeyer : E 1 = 10 ml de solution étalon de zinc 40 ml d eau 40 ml de tampon ph = 5,5 un peu d'indicateur Verser la solution d EDTA jusqu au virage, le volume à l'équivalence est noté V 1. Faire deux essais concordants. Q1- Écrire l équation de la réaction de zinc avec l acide nitrique. Exprimer la concentration C Zn en ion zinc de la solution étalon. Q2- Indiquer les mesures relatives à la sécurité prises lors de la réalisation de cette solution étalon ; justifier ces mesures. Q3- Écrire les équations des réactions intervenant successivement dans ce dosage ; l indicateur sera noté H 4 Ind 2- au ph de travail. Préciser la couleur des différentes espèces et le virage observé à l équivalence. Q4- Écrire l équation de dosage et exprimer la concentration C EDTA en EDTA de la solution d EDTA. Remplir la feuille de résultats 1.2. Étalonnage de la solution de thiosulfate de sodium On étalonne la solution de thiosulfate de sodium à l aide de la solution d EDTA. La réaction de complexation des ions cadmium par l EDTA libère des protons qui vont permettre aux ions iodate d oxyder les ions iodure en diiode ; ce dernier est dosé par le thiosulfate de sodium. Introduire dans un erlenmeyer rodé : 10 ml d iodate de potassium à 10 g.l ml d iodure de potassium à 100 g.l -1 0,5 g de sulfate de cadmium Après dissolution du sulfate de cadmium, ajouter une prise d essai E 2 = 10 ml de solution d EDTA et 100 ml d eau. Boucher l erlenmeyer, mettre à l obscurité 5 min. Doser le diiode libéré par la solution de thiosulfate de sodium, le volume à l'équivalence est noté V 2. Faire deux essais concordants Q5- Écrire les équations des réactions se produisant avant le dosage ; en déduire la relation entre la quantité d EDTA dans l erlenmeyer et la quantité de diiode formé. Q6- Écrire l équation de la réaction de dosage et exprimer la concentration C thio en thiosulfate de la solution de thiosulfate de sodium. 3/8

4 Remplir la feuille de résultats 2. Dosage des ions cuivre (II) et des ions fer (III) par iodométrie suivie par potentiométrie à courant imposé (i = 1 µa). Les ions cuivre (II) et les ions fer (III) sont dosés sur la même prise d essai, l un après l autre Dosage des ions cuivre (II) On ajoute à la solution à doser (S) des ions fluorure qui masquent les ions fer (III) ; on suppose qu'il se forme essentiellement le complexe incolore trifluorofer (III). On ajoute ensuite des ions iodure qui réagissent avec les ions cuivre (II) pour donner du diiode et de l iodure de cuivre (I), insoluble. Introduire dans un bécher de 250 ml : E 3 = 20 ml de la solution à doser (S) 30 ml d eau distillée 1,2 g de fluorure de potassium 5 ml de tampon acétique quelques gouttes d'acide sulfurique à 6 mol.l -1 pour atteindre un ph voisin de 4, puis 25 ml d iodure de potassium à 100 g.l -1 Plonger les électrodes et effectuer le dosage en versant le thiosulfate de sodium préalablement étalonné, dosage que l on arrêtera 2 à 3 ml après l équivalence. Le volume à l'équivalence est noté V 3. Ne pas jeter la solution et ne pas remettre à zéro la burette. Q7- Écrire l équation de la réaction des ions fer (III) avec les ions fluorure. Q8- Écrire les équations des réactions mises en jeu lors du dosage et exprimer la concentration C Cu en ions cuivre (II) dans la solution (S). Q9- Préciser ce qui se serait passé si l on n avait pas ajouté des ions fluorure. Justifier la réponse. Remplir la feuille de résultats 2.2. Dosage des ions fer (III) On ajoute des ions aluminium (III) qui vont déplacer le complexe trifluorofer (III), en libérant les ions fer (III) et en formant le complexe hexafluoroaluminate (III). Les ions fer (III) réagissent avec les ions iodure déjà présents pour former du diiode, qui sera dosé par le thiosulfate de sodium. Ajouter à la solution précédente 40 ml de solution de chlorure d aluminium à 1 mol.l -1. Agiter vigoureusement 5 min. Vérifier que le ph est voisin de 1 (sinon ajouter de l acide sulfurique 6 mol.l -1 ). Effectuer le dosage en versant le thiosulfate de sodium sans remise au zéro de la burette. Le volume à l'équivalence est noté V 4. Q10- Écrire les équations des réactions correspondant à la libération des ions fer (III) et à la formation du diiode. Q11- Écrire les équations des réactions intervenant lors du dosage et exprimer la concentration C Fe en ions fer (III) de la solution (S). Q12- A l aide du faisceau de courbes intensité-potentiel (page 7/8), justifier l allure des courbes obtenues. Remplir la feuille de résultats 4/8

5 3. Dosage des ions cuivre (II) par spectrophotométrie en présence d EDTA selon la technique des ajouts dosés. On ajoute de l EDTA en excès à une solution contenant des ions cuivre (II) et des ions fer (III), les deux complexes se forment mais seul le complexe cuivre-edta absorbe à 720 nm. On réalise la gamme suivante avec une solution étalon (E) de sulfate de cuivre (II) à 0,0500 mol.l -1. Fiole Blanc Volume de solution (S) en ml Volume de solution (E) en ml Volume de tampon acétique en ml Volume d EDTA en ml Eau distillée Q.S.P. 50 ml Attendre 10 min. Effectuer les mesures au spectrophotomètre d absorption moléculaire à la longueur d onde de 720 nm. Q13- Énoncer la loi de Beer-Lambert en précisant le nom et l unité des différentes grandeurs, ainsi que les conditions de validité de la loi. Q14- Justifier le choix de la longueur d onde. Q15- Calculer en mol.l -1 la concentration C E en ions cuivre (II) ajouté dans chaque fiole. Q16- Donner la relation liant l absorbance mesurée avec la concentration C E et la concentration C X, concentration en ions cuivre (II) provenant de la solution (S) pour chaque fiole. Tracer la courbe donnant l absorbance en fonction de la concentration C E. En déduire la concentration C X, puis la concentration C Cu en ions cuivre (II) dans la solution (S). Q17- Comparer le résultat obtenu avec le résultat précédent. Q18- Exprimer les concentrations en ions fer (III), en ions cuivre (II) et en ions sulfate de la solution (S). Q19- Indiquer une méthode qui aurait permis le dosage des ions sulfate. Remplir la feuille de résultats 5/8

6 DONNEES (à 25 C) Masse molaire : Zn : 65,38 g.mol -1 Constantes d acidité Acide éthylènediaminetétraacétique H 4 Y pk a1 = 2,0 pk a2 = 2,7 pk a3 = 6,2 pk a4 = 10,3 Constantes de stabilité des complexes [ZnY] 2- lg β = 16,7 [FeY] 2- lg β = 25,1 [CuY] 2- lg β = 18,8 [CdY] 2- lg β = 16,6 [FeF 3 ] lg β 3 = 11,9 [AlF 6 ] 3- lg β 6 = 19,7 Produit de solubilité CuI pk s = 11,7 Indicateurs colorés Orangé de xylénol (H 4 Ind 2- ) : - pourpre lorsqu il est sous la forme de complexe [ZnH 4 Ind] - jaune lorsqu il est libre à ph voisin de 5. Empois d'amidon : bleu en présence de diiode. Potentiels standard par rapport à l'e.s.h. à ph = 0 Couple IO 3 (aq) / I 2 (aq) I 2 (aq) / I (aq) Zn 2+ (aq)/zn(s) S 4 O 2 6 (aq)/ S 2 O 2 3 (aq) E / V 1,19 0,54-0,76 0,09 N.B. Pour simplifier, on a écrit I 2 et non pas I3 pour la formule du diiode en présence d ions iodure. Couple Cu 2+ (aq) / Cu + (aq) Cu 2+ (aq) /CuI (s) NO 3 (aq)/no 2 (g) Fe 3+ (aq) / Fe 2+ (aq) E / V 0,15 0,88 0,54 0,77 6/8

7 Faisceau de courbes intensité potentiel (électrode de travail en platine) : i I - I 2 V = V e et V > V e E I - I 2 V < V e V = 0 H 2 H + 7/8

8 FEUILLE DE RESULTATS 1. Etalonnage des solutions 1.1. Etalonnage de la solution d EDTA (précision : 1%) Masse de zinc m = C Zn = V 1 en ml C EDTA en mol.l -1 C EDTA = 1.2. Etalonnage de la solution de thiosulfate de sodium (précision : 0,8%) V 2 en ml C thio en mol.l -1 C thio = 2. Dosage des ions cuivre (II) et fer (III) par iodométrie 2.1. Dosage des ions cuivre II (précision : 1%) V 3 = C Cu = 2.2. Dosage des ions fer (III) (précision : 1,5%) V 4 = C Fe = 3. Dosage des ions cuivre (II) par spectrophotométrie (précision : 3%) Fiole Blanc C E en mol.l -1 Absorbance A C X = C Cu = Comparaison des résultats Par iodométrie C Cu = Par spectrophotométrie C Cu = Écart relatif = C Cu = Conclusion Concentrations molaires : C Cu = C Fe = C Sulfate = 8/8