Titrage avec Na2S2O3

[Joe l indien]

bonjour,

Je prépare une solution de K2Cr2O7 de concentration connue.
Je prépare une solution de Na2S2O3.5H2O de concentration connue.
Ensuite je mélange du KI, du H2SO4 et du K2Cr2O7 ensemble.
Puis, je titre Na2S2O3.5H2O : quand la solution devient jaune, j'ajoute de l'amidon et je continue jusqu'à ce que la solution devienne quasi transparente.

Donc je connais le volume de Na2S2O3.5H2O qui neutralise K2Cr2O7? J'ai envie de comprendre le sens de la manipulation. Quel est l'objectif ? Pourquoi titre-t-on Na2S2O3.5H2O par K2Cr2O7? S'agit il d'un titrage en retour? Cela est sans doute bête mais, ce qui me perturbe en plus, c'est qu'on connait le concentration de Na2S2O3 puisque on prépare la solution au début !
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[Joe l indien]

svp je patauge dans la boue !
j'ai vraiment besoin que qqun me donne le déclic : qu'est ce que je suis en train de faire ???
je sais calculer toutes les oxydoréductions. J'ai toutes les équations équilibrées.
mais qu'est ce que je suis en train de faire avec ce I-, le I2, l'amidon...

On cherche la concentration du thiosulfate, non?

[Joe l indien]

en fait, moi pas comprendre : j'ai préparé moi-même la solution de thiosulfate donc je connais sa concentration. Or on me demande... de la calculer

[HarleyApril]

bonsoir

on peut supposer qu'on va chercher à vérifier si le thiosulfate est propre, s'il est bien pentahydrate (il pourrait avoir absorbé plus d'eau)
on le dose donc pour vérifier

cordialement

[A voir en vidéo sur Futura]

[Joe l indien]

ah ok merci
alors comment procèderait-on ? on comparerait le nombre de moles de notre étalon primaire (K2Cr2O7) avec celui du thiosulfate? En effet, je sais par le bilan d'oxydoréduction que j'ai 6 moles de thiosulfate pour 1 de dichromate.
on doit faire les calcules avec les masses qu'on a réellement pesées en labo, non?

[Joe l indien]

ou alors avec N1V1=N2V2 ?

si je connais le volume et la concentration de K2Cr2O7
par titrage je connais le volume de Na2S2O3 effectivement rajouté et donc trouver la concentration ?

pouvez-vous confirmer si c'est juste?

si c'est correct, bête question, à quoi ont servi toutes les équations d'oxydoréduction que j'ai pondérées?

[moco]

Non, non. Tu n'as pas compris .
On ne fait pas réagir le thiosulfate avec le ion bichromate, comme tu le crois. Car la réaction qui se passerait ne permettrait pas de faire un dosage. En effet, le bichromate est en milieu acide. Et en milieu acide le thiosulfate se décompose en libérant un ion sulfite d'abord mais aussi du soufre solide, avant de réagit avec le bichromate. Donc la solution devient trouble, et le titrage n'est pas stoechiométrique.

Non. On commence par transformer le bichromate à titrer en iode I₂, en ajoutant du iodure de potassium KI en excès et aussi de l'acide. Cette réaction est parfaitement stoechiométrique et se déroule selon l'équation :
Cr₂O₇^2- + 6 I^- + 14 H⁺ --> 2 Cr³⁺ + 3 I₂ + 7 H₂O,
Après quoi on a une solution de I₂, qui en général se transforme en ion I₃^- en présence de l'excès d'ion I^-. L'important est que la quantité de I₂ formé est proportionnelle à celle du bichromate initial.

On peut alors titrer l'iode libéré par le thiosulfate, car la réaction est rapide, complète, et facile à observer, à cause de la couleur foncée de I₂ (ou de I₃^-). Il se passe une réaction selon l'équation :
2 S₂O₃^- + I₂ --> S₄O₆^2- + 2 I^-

Tous ces produits sont incolores, sauf l'iode I₂ du début de la réaction, qui est jaune-brun. La disparition de cette couleur, qu'on amplifie avec de l'amidon, indique la fin du titrage.

En résumé, et pour conclure, si tu as utilisé 26.4 mL de thiosulfate 0.1 M pour titrer cet iode, cela signifie que tu as consommé 0.00264 mole de thiosulfate, donc que tu as détruit la moitié, soit 0.00132 mole d'iode I₂, et donc que tu avais au début 6 fois moins d'ions bichromate, c'est-à-dire 0.00132/6 = 0.00022 mole de Cr₂O₇^2-.

Compris ?

[Joe l indien]

et donc que tu avais au début 6 fois moins d'ions bichromate, c'est-à-dire 0.00132/6 = 0.00022 mole de Cr2O72-.

oui, je comprends absolument tout ce que vous avez dit.

j'aimerais juste comprendre (être certain) de comment vous savez que il y a 6 fois moins d'ions bichromate?

[moco]

Cela vient de l'équation de la réaction du début, où on détruit Cr₂O₇²- par I^-. Vas-y voir ! Il y a un coefficient 6 devant l'ion I^-.
Chaque ion Cr₂O₇^2- peut détruire énormément plus de I- que lui, 6 fois plus.

[Joe l indien]

j'avais déjà résolu les demi-équations d'oxydo-réduction que vous avez mentionnées. et je sais qu'on ne peut pas directement faire réagir le thiosulfate et le dichromate, je me suis mal exprimé.
MAIS, malgré tout ce que vous dites : je dispose maintenant du nombre de moles de dichromate cependant je ne comprends toujours pas quoi faire avec cette information par rapport au thiosulfate.
Supposition : est-ce je détermine la concentration de dichromate ? (avec le nombre de moles de dichromate calculé et le volume ajouté?)
ou alors j'utilise, pour reprendre l'exemple les 0.00264 mole de thiosulfate avec son volume (26,4mL) pour déterminer sa concentration?

[moco]

En général, on connaît toutes les concentrations et les volumes de toutes les solutions utilisées, sauf une concentration, la première, donc ici celle de de bichromate. Et le but de toute cette activité est de déterminer la concentration de ce bichromate.
Comme je te l'ai indiqué en exemple, mon titrage a déterminé que la solution initiale contenant 0.00022 mole de bichromate. Or tu dois connaître le volume de la solution de bichromate initiale. C'est ce que tu as pipetté dans le premier récipient où tu as ajouté KI, etc. Imaginons que tu avais pipetté 25 mL de la solution inconnue de bichromate. Tu sais maintenant, par titrage et calcul, que les 25 mL de cette solution contenait 0.00022 mole de bichromate.
Sa concentration en bichromate est donc : [Cr2O7^2-] = c = n/V = 0.00022 mol/0.025 L = 0.0088 mol/L. Fin du problème !

[Joe l indien]

Je comprends tous les calculs que vous exposez...mais je reste fort confus, voici pourquoi.
Il s'agit d'une manipulation que j'ai réalisée en laboratoire.
J'ai préparé les solutions de dichromate et de thiosulfate (0,02 N chacune). J'ai calculé les masses précises à peser pour chaque solution. Je connais leurs concentrations de départ.
Comment peut-on dire qu'on ne connaît pas le concentration du dichromate si c'est censé être l'étalon primaire? On me demande de "calculer" la concentration de thiosulfate (pas de bichromate).
Se peut-il qu'HarleyApril ait raison?
Bref, j'ai toujours un souci avec le "sens" de ce qui m'est demandé, le sens de la manipulation et de ce que l'on cherche à mettre en évidence!

[moco]

Ah bon ? J'aurai alors mal compris ta demande.J'ai imaginé que tu connaissais toutes les données sauf la concentration du bichromate. Et tu me dis que tu connais toutes les données sauf la concentration du thiosulfate, qu'il s'agit alors de calculer.
Mais le raisonnement global est le même. Tu calcules les moles des solutions connues, et tu en déduis les moles des substances dont la concentration n'est pas connue.
Je vais prendre un exemple numérique bidon, pour t'attaquer à ce nouvel aspect du problème.
Suppose que tu partes de 25 mL de solution de dichromate de concentration 0.02 M, ce qui contient un nombre de moles égal à
n = cV = 0.02 · 0.025 = 5 10^-4 mole de dichromate. Ceci réagit avec un excès de KI, et forme 3 fois plus de I2, donc 1.5 10^-3 mole de I₂.
Ces 0.003 moles de I₂ réagissent avec 2 fois plus de moles de thiosulfate, donc avec 0.006 mole de S₂O₃^2-. Et voilà au bout de ton problème. car ces 0.006 mole de thiosulfate se trouvaient dissoutes dans le volume de la solution que tu as utilisée pour ton triage. Imaginons que tu as dû utiliser 15 mL de ta solution pour décolorer ton iode. la solution de thiosulfate a alorss une concentration de : c = n/V = 0.006 mol/0.015 L = 0.4 mol/L.

[Joe l indien]

Ces 0.003 moles de I2

C'est le seul hic pour moi. Je ne comprends pas comment vous êtes passé de la première équation d'oxydoréduction avec le dichromate à la deuxième avec le thiosulfate en multipliant par deux.
Je ne vois pas le lien.
Encore une fois, je visualise bien les différentes étapes de la réaction (les équations) mais je ne vois pas comment vous avez fait pour déduire qu'il y avait 0,003 moles de I2 pour la deuxième oxydoréduction.

[moco]

Je suis désolé. J'ai fait une erreur de calcul en tapant le paragraphe précédent. J'aurais dû me relire. J'ai en effet écrit : donc 1.5 10-3 mole de I2. Ces 0.003 moles de I2 . J'aurais dû écrire : donc 1.5 10-3 mole de I2. Ces 0.0015 moles de I2 . Désolé. la suite de mon calcul est donc faux.
J'aurais dû me relire avant de publier ces calculs. J'ai été trop vite en besogne !
Désolé.

[Joe l indien]

je comprends beaucoup mieux grâce à vos explications.
j'obtiens d'ailleurs un résultat tout à fait cohérent par rapport à la concentration "théorique" du thiosulfate.
par curiosité cependant, je me demande quelles "conclusions" je peux tirer si je me rends compte que le nombre de moles de thiosulfate ayant réagi est inférieur (bien entendu, je parle d'une quantité infime de moles) au nombre de moles théorique qui "aurait dû" réagir. Certes, je m'en rends compte par calcul mais...qu'est ce cela veut dire? Je pense notamment à la remarque de HarleyApril concernant la pureté.
Merci beaucoup Moco (et à tous les autres) pour avoir pris le temps .

[moco]

On n'arrive pratiquement jamais au résultat théorique. Tout d'abord, les pipettes et les flacons jaugés sont graduées avec une incertitude donnée par le fabricant. Il est permis d'en tenir compte si on veut faire un calcul d'incertitude. D'autre part. les produits ne sont jamais à 100% de pureté. Et enfin, une erreur de ± une goutte (± 0.025 mL) est presque inévitable. En résumé, on a beaucoup de chance si on obtient par titrage et calcul un résultat de dosage qui s'écarte de moins de 1% du résultat escompté.

[Joe l indien]

j'aimerais être sûr d'avoir compris quelque chose.

1) En fait j'obtiens comme résultat une concentration de 0,0119 mol/L pour le thiosulfate standardisé. Je n'ai pas mis les calculs, mais je me demande si cela parait plausible par rapport à un résultat théorique qui est de 0,02 mol/L

2) supposons que l'on ait envie ensuite de standardiser du I2 par le thiosulfate titré (25mL). Le raisonnement suivant est-il juste?

Soit l'oxydoréduction : 2S₂O₃^2- + I₂ <=> 2 I- + S₄O₆^2-

- je connais le volume de thiosulate (25mL) et je connais la concentration que je viens de calculer via la manipulation précédente : 0,0119 mol/L.
- l'équation d'oxyred m'indique qu'on a 2 moles de thiosulfate pour 1 mole de I2
- on calcule le nombre de moles n de thiosulfate en faisant n = C x V
donc n de thiosulfate = 0,0119 x 0,025 = 2,975.10-4 mol
- je divise ce nombre de moles par 2 pour avoir le nombre de moles de I2
- en utilisant C = n x V je calcule la concentration.
le volume d'I2 je l'ai mesuré lors de la titration.

Est-ce que ça tient la route?

[Joe l indien]

petite correction de mon message précédent.
Je fais bien C = n/V (et non C = n x V comme je l'avais écrit).
Sinon, j'aimerais savoir si le raisonnement est correct.

J'aimerais aller un peu plus loin dans l'exercice. Supposons que maintenant j'utilise le I2 pour titrer une solution contenant du As2O3.
Je passe les détails de l'oxydoréduction mais la partie la plus importante dans ce cas est que 1 mole de As2O3 réagit avec 2 moles de I2.

Donc, est-ce correct si je pars avec la concentration de I2 que j'aurai calculée via le raisonnement dans mon post précédent. Je n'ai pas mes résultats sous les yeux mais disons de manière tout à ait hypothétique que j'aie 5.10-3 mole/L. Lors du titrage je connaitrai le volume de I2 que j'ai ajouté (par exemple 25 mL). Est-ce juste si je dis que n = C x V = 5.10^-3 x 0,025

Et ensuite, comme je le mentionnais, 1 mole de As2O3 réagit avec 2 moles de I2. Donc est-ce juste si je divise la concentration de I2 par deux pour trouver la concentration de As2O3?

Et ensuite, avec m = n x MM je pourrais décréter la masse de As2O3 qui serait intervenue ?