Protocole expérimental

XXIIèmes Olympiades Nationales de la chimie
CONCOURS REGIONAL 2005-2006
EPREUVE DE PROTOCOLE EXPERIMENTAL – 2 H
Thème "Chimie et habitat" Une science au service de l’innovation
ACADEMIE DE CAEN MERCREDI 15 FEVRIER 2006
« TU ES LA PLUS GRANDE RICHESSE QUI SOIT AU MONDE »
Antoine de SAINT-EXUPERY, Terre des Hommes.
On se propose de déterminer la concentration molaire de quelques ions présents dans l’eau
de consommation en utilisant différentes méthodes de dosage.
I - Détermination de la concentration en ions chlorure d’une eau par la méthode de
Charpentier-Volhard
1- Principe
A une solution contenant n0(Cl-) mol d’ions chlorure , on ajoute un excès connu n0(Ag+) mol
d’ions argent qui précipitent avec les ions chlorure.
Les ions argent restants sont ensuite dosés par les ions thiocyanate SCN- en présence d’ions Fe3+.
Deux réactions successives se produisent :
⇒ les ions argent réagissent avec les ions thiocyanate pour former un précipité blanc de
thiocyanate d’argent AgSCN (s). Soit neq(SCN-) la quantité ajoutée à l’équivalence.
⇒ les ions fer III réagissent avec les ions thiocyanate pour former un complexe rouge.
Cette seconde réaction a lieu lorsque tous les ions Ag+ sont consommés, la première réaction se
produisant de façon préférentielle.
2- Expérience
Dans un erlenmeyer de 100 mL, on ajoute :
Une prise d'essai de VA = 10 mL de la solution à titrer, contenant n0(Cl–) moles d'ions
chlorure
Un volume V0 = 25,0 mL de nitrate d'argent de concentration C0= 5,0 × 10–2 mol.L-1.
Environ 5 mL de solution d'acide nitrique.
Environ 5 mL de solution contenant des ions +3
Fe .
On verse une solution de thiocyanate de concentration C2 = 4,0×10–2 mol.L-1 jusqu'à l' obtention
d'une coloration rouge. Le virage est obtenu pour un volume de solution de thiocyanate
d'ammonium versé Veq2 = 8,0 mL.

Domaine de travail :
En milieu basique pH > 7 ,5 , AgOH(s) précipite.
Par ailleurs, l'hydroxyde de fer(III) : Fe(OH)3 précipite à pH > 2.
3- Questions
a) Ecrire l’équation de la réaction entre les ions Ag+ et Cl- ainsi que la réaction entre Ag+ et SCN-.
b) Justifier l’utilisation d’ions Fe3+ lors de ce dosage. Comment observe-t-on expérimentalement
l’équivalence.
c) A quel type de dosage, direct ou indirect, correspond la méthode de Charpentier-Volhard.
d) Quelles doivent-être les conditions de la réaction de dosage.
e) Etablir une relation entre n0(Ag+) introduits n0(Cl-) de la solution initiale et neq(SCN-).
f) En déduire la concentration CA en ion chlorure de l’eau de consommation.
g) Préciser le domaine d'utilisation de la méthode de Charpentier-Volhard. Justifier votre réponse.
h) Pourquoi utilise-t-on de l’acide nitrique plutôt que de l’acide chlorhydrique ?
II - Détermination de la concentration des ions calcium et magnésium dans une eau
La dureté d’une eau est donnée par la concentration totale en ions alcalino-terreux
essentiellement les ions Ca2+ et Mg2+ .
Cette concentration, généralement notée C, est exprimée en mmol.L-1.
En France, la dureté de la plupart des eaux, notée D est exprimée en degré hydrotimétrique
(°TH) défini par : 1 °TH = 10.C
Les eaux courantes ont des degrés hydrotimétriques compris entre 0 °TH et 50 °TH.
Une eau dont le degré est supérieur à 30 °TH est considérée comme dure.
Une telle eau crée une gêne lors de l’utilisation de lessives ou savons.
1- Principe du dosage des ions Ca2+ et Mg2+
Le dosage se fait par complexométrie. Il est caractérisé par la formation de complexes solubles et
stables.
Un complexe est un édifice chimique constitué d’un atome ou d’un cation central auquel sont
liés des molécules ou des ions appelés ligands.
Parmi ces ligands, celui que nous utiliserons est l’acide éthylène diamine tétracétique (EDTA) de
formule :
Ce ligand incolore sera noté YH4.
N
N
COOHHOOC
COOHHOOC

En milieu basique ce ligand se présente sous la forme Y4-. Il se forme avec les ions Ca2+ et Mg2+
des complexes incolores très stables selon les équations chimiques :
+2)aq(
Ca +Y4- = [ CaY ]2-
+2)aq( Mg +Y4- = [ MgY ]2-
Ces complexes étant incolores, il est nécessaire d’utiliser un indicateur de fin de réaction : le noir
d’ériochrome T (NET) qui sera noté Ind.
Pour un pH voisin de 9, le NET est bleu. Avec les ions Ca2+ et Mg2+ , le NET forme un complexe
de couleur rose selon les équations suivantes :
Ind(aq) + +2
(aq)
Ca = +2)aq( )]Ind(Ca[ rose
Ind(aq) + +2
(aq)
Mg = +2)aq( )]Ind(Mg[ rose
2- Mode opératoire
On introduit un volume Veau d’eau à titrer dans une solution dont le pH est voisin de 9.
On ajoute très peu de noir d’ériochrome. Le mélange prend une teinte rose en raison de la
formation des complexes +2)aq( )]Ind(Ca[ et +2)aq( )]Ind(Mg[ .
On ajoute ensuite progressivement une solution titrante d’EDTA au mélange.
Il y a formation de complexes incolores -2 [CaY] et -2 [MgY] .
A l’équivalence, lorsque tous les ions Ca2+ et Mg2+ ont été consommés, l’EDTA réagit avec les
complexes +2)aq( )]Ind(Ca[ et +2)aq( )]Ind(Mg[ selon les réactions :
+2)aq(
)]Ind(Ca[ + Y4- = -2 [CaY] + Ind
+2)aq(
)]Ind(Mg[ + Y4- = -2
[MgY] + Ind
Données : Le volume d’eau à titrer est Veau = 10 mL
Concentration de l’EDTA : CEDTA = 2,5.10-3 mol.L-1
Le volume de solution versé à l’équivalence : Veq = 11,2 mL
3- Questions
a) Donner la formule semi-développée de Y4-.
b) Décrire le schéma du dosage. Préciser la verrerie utilisée.
c) Préciser comment est repéré l’équivalence.
d) Calculer la concentration C = [Ca2+] + [Mg2+] de l’eau analysée.
e) En déduire son degré hydrotimétrique.

III - Alcalinité d’une eau
Dans les eaux de consommation, l’alcalinité est due principalement à la présence d’ions
hydrogénocarbonate −
3
HCO .
a) Lorsque l’on ajoute quelques gouttes de phénolphtaléine à de l’eau minérale, la solution est
incolore. Que peut-on en conclure ?
b) Quelle est alors l’espèce prédominante dans le couple −
3
HCO / −2
3
CO ?
On titre un volume V0 = 50 mL d’eau par une solution d’acide sulfurique (2H+ + −2
4
SO )
de concentration en soluté apporté 0,010 mol.L-1 en présence de vert de bromocrésol.
A l’équivalence, le volume versé est VAéq = 15,0 mL.
c) Ecrire l’équation chimique de titrage.
d) Déterminer la concentration molaire C en ions −
3
HCO de l’eau.
e) En déduire la concentration massique en ions −
3
HCO de l’eau.
f) Déterminer le titre alcalimétrique T.A. et le titre alcalimétrique complet T.A.C. de cette eau.
Données :
La mesure du titre alcalimétrique, noté T.A, permet de déterminer la concentration en ions
carbonate −2
3
CO . Il correspond au volume de solution d’acide de concentration égale à 0,020
mol.L-1 en ions H3O+ nécessaire au titrage de 100 mL de solution en présence de phénolphtaléine.
Lors du titrage, la phénolphtaléine passe du rose à l’incolore.
Le titre alcalimétrique complet, noté T.A.C, d’une solution, est lié à la concentration en ions
hydrogénocarbonate −
)aq(3
HCO et carbonate −2)aq(3 CO . Il correspond au volume, exprimé en
millilitres, de solution d’acide de concentration égale à 0,020 mol.L-1 en ions H3O+ nécessaire au
titrage de 100 mL de solution en présence de vert de bromocrésol.
Zone de virage de quelques indicateurs colorés :
−
322 HCO/OH,CO ; pKA1 = 6,4
−− 2
33 CO/HCO ; pKA2 = 10,3
Masses molaires : M( C ) = 12 g.mol-1 M( H ) = 1 g.mol-1 M( O ) = 16 g.mol-1
Phénolphtaléine: pH
Incolore 8,2 Rose pâle 10 Fuschia
Vert de bromocrésol: pH
Jaune 3,8 Vert 5,4 Bleu