RAPPORT CM12

MANIPULATION V Dosage des ions chlorures dans l’eau

Argentimétrie

PARTIE II

Par ANDRE Delvine

SEFFAR Mohamed

Le 6 octobre 2010

Objectifs de la manipulation :

- Doser la concentration en Cl- de chaque solution à l’aide des trois

méthodes (Mohr, Charpentier – Vohlard, Fajans)

- Comparer les résultats

- Déduire les avantages et inconvénients de chaque méthode

INTRODUCTION : Dans ce TP, nous allons doser les ions chlorures dans trois solutions

différentes : la solution A, la solution B et l’eau du robinet. Pour cela nous allons effectuer

une série de titrages au nitrate d’argent AgNO3 nous donnant la réaction suivante :

Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s)

Pour ce faire, nous allons employer trois méthodes de titrage différentes :

- Méthode de Mohr - Méthode de Charpentier-Vohlard - Méthode de Fajans

A – METHODE DE MOHR

Principe de la méthode :

Réaction support :

On dose une solution d'ions Cl-, de concentration [Cl-] et de volume V, à l'aide d'une solution d'ions

Ag+de nitrate d'argent de concentration [Ag+] connue ( [Ag+] = 0.1mol. L-1).

On observe la formation d'un précipité blanc de chlorure d'argent AgCl.

Équation : Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) (précipité blanc) (1)

Repérage de l'équivalence :

On utilise le chromate de potassium comme indicateur de fin de réaction. En présence d'ions

Ag+en excès, il se forme un précipité rouge brique de chromate d'argent Ag2CrO4.

Équation : 2Ag+ + CrO4

2- Ag2CrO4 (brique) (2)

Dosage des ions chlorures:

Avant l'équivalence, il reste des ions Cl- en solution. Les ions Ag+ versés sont consommés par la

réaction (1) en association avec les ions Cl- pour donner un précipité blanc.

Après l'équivalence, il ne reste plus d'ions Cl- en solution. Les ions Ag+ versés en excès réagissent

avec les ions CrO42- pour produire le précipité rouge Ag2CrO4.

Par conséquent, l'apparition de la couleur rouge brique marque la fin du dosage des ions Cl- par les

ions Ag+.

Détermination de la concentration en chlorures :

Mode opératoire : Dans un premier temps on dose 50ml d’eau (du robinet, A ou B) par une

solution de nitrate d’argent AgNO3 de 0.1 mol.L-1.

Dans un second temps, on titre par une solution d’AgNO3 de 0.01 mol.L-1. Afin de bien repérer

l’équivalence, nous avons fait un premier essai à blanc sur 250mL d’eau déminéralisée.

Dans les deux cas, ajoutons aux solutions deux gouttes de chromate à 10% comme indicateur

coloré.

Résultats pour l’eau A, B et du robinet (Solution de AgNO3 0.1 mol.L-1) :

Dosage n°1 (mL) Dosage n°2 (mL) Véq final (mL) Concentration en Cl- (mol.L-1)

Eau du robinet 0,9 0,7 0,8 1,6.10-3

Eau A 0,2 0,2 0,2 0,4.10-3

Eau B / / / /

Nous retiendrons pour la valeur de Véq la moyenne des deux valeurs précédemment indiquées.

Nous n’avons pas obtenu de résultats pour l’eau B avec cette méthode car la réaction ne marchait

pas pour cette solution.

Calcul de la concentration :

A l’équivalence, les réactifs sont en proportions stœchiométriques, on peut donc écrire pour l’eau

A (on fera de même pour les autres eaux) :

CAgNO3 x Véq = C x Veau A

= > C =

=

= 0,4.10-3 mol.L-1

Donc : CA = [Cl-]A = 0,4.10-3 mol.L-1

Solution titrante

AgNO3 0,1mol.L-1

Solution à titrer

Eau (A ou B) - V = 50mL

Agitateur magnétique

Titrage de la solution par

de l’ AgNO3 0,1 mol.L-1

Résultats pour l’eau A, B et du robinet (Solution de AgNO3 0.01 mol.L-1) :

Prise d’essai sur eau déminéralisée :

- Véq = 13mL.

Dosage n°1 (mL) Dosage n°2 (mL) Véq final (mL) Concentration en Cl- (mol.L-1)

Eau du robinet 7 6,8 6,9 1,4.10-3

Eau A 3 2,8 2,9 0,6.10-3

Eau B / / / /

Nous retiendrons pour la valeur de Véq la moyenne des deux valeurs précédemment indiquées.

Nous n’avons pas obtenu de résultats pour l’eau B avec cette méthode car la réaction ne marchait

pas pour cette solution.

Calcul de la concentration : A l’équivalence, les réactifs sont en proportions stœchiométriques, on

peut donc écrire pour l’eau A (on fera de même pour les autres eaux) :

CAgNO3 x Véq = C x Veau A

= > C =

=

= 0,58.10-3 mol.L-1

Donc : CA = [Cl-]A = 0,58.10-3 mol.L-1

Précision des résultats :

Nous allons calculer l’incertitude sur la concentration pour les six concentrations trouvées

précédemment. La formule et le calcul étant le même, seule changeant la valeur de [Cl-], nous

n’expliciterons le calcul qu’une seule fois.

Calcul pou l’eau A (Solution de AgNO3 0.1 mol.L-1) :

=

=> = C(eauA) x

= 0 - = 0,05mL (incertitude burette) - = 0,07mL (incertitude pipette

jaugée 50mL).

D’où : = 0,4.10-3 x

= 1.10-4mol.L-1

Enfin : Ceau A = 0,4.10-3 1.10-4mol.L-1.

Récapitulatif de toutes les incertitudes :

Incertitude sur concentration pour solution de AgNO3 0.1 mol.L-1.

Incertitude sur concentration pour solution de AgNO3 0.01 mol.L-1.

Eau du robinet 1,6.10-3 1.10-4mol.L-1 1,4.10-3 1,2.10-5mol.L-1 Eau A 0,4.10-3 1.10-4mol.L-1 0,6.10-3 1,1.10-5mol.L-1

Conclusion : La méthode de Mohr est utilisable pour des solutions assez concentrées en ion

chlorure. Dans le cas de solution assez diluées (ce qui est le cas ici), il est recommandé de

concentrer les solutions en dosant sur une plus grande quantité. C’est pour cela que nous avons

décidé de doser sur 50 mL de solution.

Concernant la solution B on remarque la formation d’un précipité blanc puis la solution prend une

teinte orangée (différent du rouge brique indicateur de l’équivalence) le précipité blanc indique

que la réaction entre l’argent et le chlorure a bien lieu mais on ne comprend pas la couleur

orangée. L’eau B étant l’eau déminéralisée nous n’avons peut être pas atteint le volume

équivalent.

B – METHODE DE CHARPENTIER - VOHLARD

Principe de la méthode :

Cette méthode est un titrage indirect des ions chlorures. On fait d’abord réagir les ions Cl- avec

une quantité connue d’Ag+ en excès (solution de AgNO3 0,1 mol.L-1). Puis on titre l’excès d’Ag+

grâce à une solution de thiocyanate de potassium 0,1 mol.L-1. Le dosage s’effectue donc en deux

temps :

Réaction 1 Cl- + Ag+ AgCl (milieu nitrique)

Réaction 2 Ag+ + SCN- AgSCN (milieu nitrique)

On repère l’équivalence de la 2ème réaction grâce à la coloration orangée de (FeSCN)2+ :

SCN- + Fe3+ (FeSCN)2+

Mode opératoire : on verse 20mL de nitrate d’argent 0,1mol.L-1 avec 10mL d’eau à doser, 20mL

d’acide nitrique, et enfin 1mL de nitrate de fer (III). On fait cela pour chacune des eaux à doser.

On titre par une solution de thiocyanate de potassium 0,1mol.L-1, jusqu’à apparition d’une

coloration orange persistante dans la solution.

Résultats pour l’eau A, B et du robinet :

Dosage n°1 (mL) Dosage n°2 (mL) Véq final (mL) Concentration en Cl- (mol.L-1)

Eau du robinet 20 19,8 19,9 1.10-3

Eau A 19,8 19,9 19,85 1,5.10-3

Eau B 19 19 19 10-2

Nous retiendrons pour la valeur de Véq la moyenne des deux valeurs précédemment indiquées.

Calcul de la concentration :

Réaction 1 Ag+ (aq) + Cl- (aq) AgCl(s)

Etat initial N en excès N’ 0

A l’équivalence N – N’ 0 N’

Réaction 2 : Ag+ + SCN- AgSCN

Pour doser l’excès d’Ag+, il faut apporter une quantité de SCN- égale à (N-N’). Cette quantité est

connue puisque (N-N’) = Veq x [SCN-].

On a alors : n(Cl-) inconnue = n(Ag+) connue – n(SCN-) apportée

= > [Cl-] x Vsol = [AgNO3] x V(AgNO3) – [SCN-] x Veq

Donc : [Cl-] = –

Titrage de l’eau A par du thiocyanate

de potassium 0,1 mol.L-1

Solution titrante

thiocyanate 0,1mol.L-1

Agitateur magnétique

Solution à titrer

Eau (A ou B) + AgNO3 + acide nitrique

On a par exemple pour la solution A :

[Cl-] = –

= 1,5.10-3 mol.L-1

Conclusion : Cette méthode est source de nombreuses imprécisions puisque l’on effectue

plusieurs prélèvements. Contrairement aux résultats de la méthode de Mohr, nous trouvons cette

fois ci une concentration en Cl- moins élevée pour l’eau du robinet que celle pour l’eau A.

Cela s’explique par le fait qu’avec la méthode de Mohr, la consommation en AgNO3 est très faible

donc l’erreur très importante et du fait qu’avec la méthode de Charpentier, les trop nombreux

prélèvements provoquent une accumulation d’erreurs. Le fossé se creuse donc entre les résultats

trouvés par les deux méthodes.

C – METHODE DE FAJANS

Principe de la méthode :

On dose les ions chlorures de la solution par une solution de nitrate d'argent à 0,1mol.L-1 (sur

recommandation du professeur).

A la solution titrée sont ajoutés de l'amidon pour ses propriétés dispersives (il évite la coagulation

du précipité) et de la fluorescéine qui est l'indicateur coloré.

La réaction chimique est la suivante : Cl- + Ag+ AgCl

A l'équilibre, la quantité de matière d’Ag+ introduite égale celle des ions Cl- en solution.

Mode opératoire : On ajoute 5 à 6 gouttes de fluorescéine et 0,1g d’amidon en poudre à 50mL

de solution à doser (eau A, eau B, ou du robinet). On titre avec du nitrate d’argent 0,1mol.L-1

jusqu'à l’obtention d’une teinte rougeâtre.

Titrage de la solution d’eau A,

B ou distillée par du nitrate

d’argent 0,1mol.L-1

Solution titrante

Nitrate d’argent 0,1mol.L-1

Solution à titrer

Solution d’eau A, B ou distillée

V = 50mL

Agitateur magnétique

Résultats pour l’eau A, B et du robinet :

Dosage n°1 (mL) Véq final (mL) Concentration en Cl- (mol.L-1)

Eau du robinet 15,6 15,6 3,1.10-2

Eau A 22,4 22,4 4,48.10-2

Eau B 10,9 10,9 2,2.10-2

Malgré nos maintes tentatives (nous avons retenté près de 6 fois chaque expérience), nous ne

sommes jamais arrivés a obtenir la teinte rougeâtre que la solution doit prendre. En revanche

nous atteignions la couleur rose superficiel. Nos volumes équivalents sont donc calculés à partir de

l’obtention du rose.

De plus le volume équivalent de l’eau A était très imprécis donc nos valeurs sont peu

exploitables…

Calcul de la concentration : A l’équivalence, les réactifs sont en proportions stœchiométriques, on

peut donc écrire pour l’eau A (on fera de même pour les autres eaux) :

CAgNO3 x Véq = C x Veau A

= > C =

=

= 4,48.10-2 mol.L-1

Donc : CA = [Cl-]A = 4,48.10-2 mol.L-1

Précision des résultats :

Nous allons calculer l’incertitude sur la concentration pour les trois concentrations trouvées

précédemment. La formule et le calcul étant le même, seule changeant la valeur de [Cl-], nous

n’expliciterons le calcul qu’une seule fois.

Calcul pou l’eau A :

=

=> = C(eauA) x

= 0 - = 0,05mL (incertitude burette) -

= 0,2% (incertitude pipette

jaugée 50mL).

D’où : = 4,48.10-2 x

=9,06.10-3mol.L-1

Enfin : Ceau A = 4,48.10-2 9,06.10-3mol.L-1.

Récapitulatif de toutes les incertitudes :

Incertitude sur concentration pour solution de AgNO3 0.1 mol.L-1.

Eau du robinet 3,1.10-2 6,3.10-3 mol.L-1 Eau A 4,48.10-2 9,06.10-3 mol.L-1 Eau B 2,2.10-2 4,5.10-3 mol.L-1

Conclusion : Les résultats pour cette méthode étant très peu fiables et très différents de ceux

trouvés précédemment (à un ordre de grandeur près), nous ne somme pas arriver à une

conclusion quand à l’exactitude de cette méthode. Elle parait cependant moins précise et

demande plus de réactifs et de manipulations que les deux autres.

CONCLUSION : Dans ce TP, nous devions effectuer les mêmes mesures, avec trois

méthodes différentes, puis les comparer. Nous n’avons pas obtenus de résultats

satisfaisants, les deux premières méthodes ayant des résultats très différents voire

inversés d’une méthode à une autre et la dernière méthode n’étant pas fiable pour ce TP.

C’est pourquoi il nous est difficile de trancher et de savoir quelle était la méthode la plus

précise. Cependant, la manipulation la plus agréable et la plus facile à détecter au niveau

de l’équivalence était la deuxième (méthode de Charpentier – Vohlard). Donc ce serait de

notre point de vue la meilleure des trois méthodes dans ce TP.