Université Des Sciences Et de La Technologie Houari Boumediene

 

 

Université des Sciences et de la Technologie Houari Boumediene Faculté de Chimie

2021/2022

 

Initiation à la calorimétrie c alorimétrie 

TP N° 1 : Initiation à la calorimétrie

I- But calorimètre, Le but de ce TP est de déterminer la capacité calorifique et la valeur en eau d’un calorimètre, à la pression atmosphérique.

II- Rappels théoriques II-1 Chaleur On définit la chaleur comme étant la modification de l’énergie d’un système faisant intervenir une différence de température avec un autre système, lorsqu’ils sont mis en contact thermique. La chaleur s’écoule toujours du milieu le plus chaud vers le milieu le plus froid. La quantité de chaleur échangée est proportionnelle à la masse et à la différence de température. On a donc, pour une transformation : Q = m.c.dT  m.c.dT  où c représente la capacité calorifique massique ou la chaleur massique du corps considéré ; c’ c’est est une propriété intrinsèque à chaque corps. Si nous considérons que la capacité calorifique massique c  est indépendante de la température, nous aurons : Q = m.c.∆T = m.c.(Tfinale –   –   T Tinitiale) 

Le produit m.c m.c   s'appelle capacité calorifique  calorifique  ou capacité thermique, thermique,  notée C d'un C d'un corps : C = m.c  m.c 

II-2 Capacité calorifique, capacités calorifiques massique et molaire La capacité calorifique C  (ou capacité thermique) d’un corps est la quantité de chaleur nécessaire pour faire varier sa température de 1 °C ou 1 K. On distingue : Cp, la capacité à  volume constant. calorifique à pression à pression constante et Cv, la capacité calorifique à volume La capacité calorifique massique correspond à la capacité calorifique exprimée par unité de masse d’un corps. corps. Elle est notée : cp ou cv. La capacité calorifique molaire est rapportée à une mole du corps. Elle est également notée : cp ou cv. Donc, à pression constante, nous aurons : Cp  = m.cp  ou Cp = n.cp. De même, à volume constant, nous aurons Cv = m.cv ou Cv = n.cv

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Initiation à la calorimétrie c alorimétrie 

 

II-3 Calorimétrie La calorimétrie est une technique utilisée pour mesurer des quantités de chaleur (des capacités thermiques, des chaleurs latentes, des chaleurs de réaction, etc… etc …). La calorimétrie repose sur le principe de l’égalité des échanges thermiques (ce qui est perdu par un système est gagné  par l’équation : l’équation :  par un autre système). Ce principe est représenté  représenté par Q1 = - Q2  ou encore Q1 + Q2 = 0  0  Pour un système isolé isolé constitué  constitué de n corps, cette équation se généralise à : Q1 + Q2 + Q3 +....+ Qn = 0

 



∑=   . 

II-4 Calorimètre Les

instruments

de

mesure

utilisés

en

calorimétrie sont des calorimètres  calorimètres  qui sont des enceintes isolées thermiquement de l’extérieur. Le calorimètre ou vase Dewar

(l’application quotidienne du vase Dewar est la  bouteille “thermos”) est “thermos”) est constitué d’une d’une double  paroi de verre (figure 1). Pour diminuer les  pertes de chaleur par conduction et convection, un vide assez poussé est fait entre ces parois. De plus, les pertes par rayonnement sont limitées en métallisant les parois internes. L'argent est le plus souvent employé à cette fin. L'enceinte est surmontée d'un couvercle isolant dans lequel ont été percés plusieurs orifices permettant d'introduire un agitateur, un thermomètre ou une résistance électrique. Le calorimètre et ses accessoires participent au bilan thermique. Il est donc nécessaire d'en évaluer la capacité calorifique ou thermique.

II-5 Capacité calorifique et valeur en eau du calorimètre La capacité calorifique (ou thermique) d’un calorimètre  correspond à la quantité de chaleur nécessaire à une variation de température de 1 °C ou 1 K de l’ensemble de ses composantes : Ccal = (m.c)cal  On définit la valeur en eau du calorimètre, calorimètre ,  notée

, comme étant la masse d’eau fictive

(grammes d’eau) ayant la même capacité calorifique que le calorimètre et ses accessoires. En effet, l'enceinte intérieure et les accessoires du calorimètre (agitateur, thermomètre,...)

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interviennent dans les échanges thermiques, puisque leur température varie de la valeur initiale à la valeur finale. Dans les calculs, il faut tenir compte de ce phénomène. Les fabricants de calorimètres déterminent une masse d'eau équivalente à leurs calorimètres.  

 .  .          .   cp = 1 cal.g .K  = 4,185 J.g .K  : capacité calorifique massique standard de

On a alors : On donne



-1

-1

-1

-1

l'eau liquide.

III- Manipulations III-1 Principe Le principe des mesures consiste à mélanger des corps à températures différentes, à l'intérieur du calorimètre considéré calorimètre considéré comme enceinte thermiquement isolée. isolée. Les échanges thermiques vont du corps le plus chaud (dont la température diminue) au corps le plus froid (dont la température augmente). L'équilibre thermique est thermique est atteint lorsque tous les corps se trouvent à la même température  température  dite température d’équilibre. Puisque le système est isolé thermiquement : avec Qi : la chaleur échangée par le corps i. =  = Le calorimètre et ses accessoires participent aux échanges thermiques. Il est donc nécessaire

∑  

de mesurer la capacité calorifique ou thermique du calorimètre. Les mesures calorimétriques seront réalisées à pression atmosphérique. Nous faisons l'hypothèse que les capacités calorifiques massiques ou molaires des corps utilisés sont constantes dans le domaine de température d’étude. d’étude.  

III-2 Matériel et produits Matériel  Matériel  - Calorimètre (thermos domestique) - Bouchon en polyester pour fermer le thermos - Plaque chauffante

Produits - Thermomètre - Béchers - Eprouvette graduée

- Eau distillée

III-3 Mode opératoire - S’assurer que le calorimètre est bien propre.  propre.  - Mesurer, à l’aide d’une d’une éprouvette graduée, un volume V1  = 120*  mL  mL  d’eau distillée à température ambiante et l’introduire dans l’introduire dans le calorimètre.

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-

Fermer

le

calorimètre

et

placer

le

thermomètre. - Attendre l’équilibre thermique et noter la température

froide.

- Prélever un volume V2  = 120*  mL  mL  d’eau distillée  chauffée (température ne dépassant distillée   pas 70 °C) avec une éprouvette graduée et mesurer la température

chaude.

- Verser l’eau chaude rapidement rapidement   dans le calorimètre

puis

agiter

régulièrement..  régulièrement

Observerr l’évolution de la température  Observe température  ; lorsqu’elle lorsqu’elle se stabilise, stabilise, la noter : c’est la température d’équilibre

éq du

système.. système

- Refroidir le calorimètre en y versant un volume d’eau à température ambiante, puis refaire la manipulation (3 essais).  * Cette valeur peut varier en fonction de la contenance du calorimètre (thermos).

III-4 Exploitation des résultats de mesures On considère que le calorimètre est bien  bien  isolé thermiquement et donc le système (calorimètre + eau distillée froide + eau distillée chaude) n’échange aucune chaleur avec le milieu extérieur. On peut alors écrire :

∑ni=1 Qi  0  soit : Q

cal +

Qeau froide + Qeau chaude = 0

m.cal(θ q − θfroide) + meau froide . cp (θ q − θfroide) + meau haude . cp (θ q − θhaude)  0 é

é

 =

avec :

é

.

m.c−al[mCeaualfroide. cp θ q − θfroide + meau haude. cp θ q − θhaude ]     Cal  θ − θ  é

é

é

Par ailleurs,

q

froide

   .   et puisque V   = V   donc m 1

2

eau froide  =

meau

chaude  =

m car  

eau = 1 g.mL-1. On obtient alors :

. cp   +  −          −   é

é

On déduit m = 1 g.mL-1 x 120 mL = 120 g  g  On donne

 = 4,185 J.K  .g

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-1

-1 =

1 cal. .K -1.g-1

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Détermination de l’enthalpie standard de neutralisation de de NaOH(aq) par HCl(aq)  

TP N° 2 : Détermination de l’enthalpie standard de neutralisation de NaOH(aq) par HCl(aq)  I- But du TP Il s’agit de déterminer l’enthalpie standard l’enthalpie standard de neutralisation de NaOH(aq) par HCl(aq), réalisée dans un calorimètre thermiquement isolé, de capacité calorifique connue, à la pression atmosphérique.

II- Rappels théoriques II-1 Généralités Du point de vue énergétique, on distingue 3 types de réactions : - Réaction exothermique exothermique :  : cette réaction libère libère ou  ou dégage dégage   de la chaleur (le chaleur (le milieu extérieur se réchauffe), ex : combustion, neutralisation de HCl par NaOH, .... : Réactifs → produits + Q R  (Q  (QR  <  < 0). 0).

- Réaction endothermique endothermique   : cette réaction absorbe absorbe   de la chaleur  chaleur  (le milieu extérieur se l'eau, …. : …. : refroidit), ex :  : dissolution de NH4Cl(s)  (s) dans l'eau, Réactifs + QR  → produits (Q  (QR  >  > 0). 0). - Réaction athermique athermique   : elle n'engendre aucun transfert de chaleur, chaleur , ex : estérification 0). (QR  = 0).

A pression constante, la chaleur de réaction exprimée par mole de réactif est appelée enthalpie de réaction. réaction. On écrira donc : ∆  

 

  avec n  le nombre de moles du réactif

limitant. Si HR  <  < 0 → réaction exothermique.  exothermique.  Si HR  >  > 0 → réaction endothermique.  endothermique.  Si HR  =  = 0 → réaction athermique.  athermique.  

II-2 Chaleur de neutralisation - Application aux solutions d'acides et de bases fortes La neutralisation est une réaction chimique entre une solution aqueuse acide et une solution aqueuse basique qui conduit à la formation d’un sel et de l’eau : l’eau  : Acide(aq)  + Base(aq)  → Sel(aq)  + Eau  Eau  exemple: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq)  + H2O(l) 

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Détermination de l’enthalpie standard de neutralisation de de NaOH(aq) par HCl(aq)   Une réaction de neutralisation peut s’accompagner d’un transfert de chaleur.   L’enthalpie de la réaction de neutralisation acide-base correspond acide-base correspond à la quantité de chaleur échangée  échangée  lors de la neutralisation d’une mole d’acide ou d’une mole de base . On l’exprime donc par

mole de substance neutralisée. neutralisée. Hess   a montré Hess montré expérimentalement que lorsqu’une lorsqu’une solution diluée d’un acide fort  fort  est neutralisée par une solution diluée d’une une   base forte, forte, la chaleur de neutralisation par molécule d’eau formée est essentiellement constante et indépendante de la nature de l’acide et de la base. base.

La constance de cette valeur s’explique s’ explique par le fait que les bases et les acides forts sont complètement dissociés en solution : HCl(aq)  + H2O(l)  → Cl-(aq) + H3O+(aq)   NaOH(aq) 

 H   2O

        

 Na+(aq) + OH-(aq) 

Par conséquent, le dégagement de chaleur ne provient que d’ d ’une seule réaction : la combinaison d’un d’un ion hydronium (H3O+) avec un ion hydroxyde h ydroxyde (OH-) pour former l’eau l’eau : 

H3O+(aq) + OH-(aq) → 2 H2O(l) ; ∆HR = - 58,3 kJ.mol-1 à 25°.  25°.  L’enthalpie standard de la réaction de neutralisation, est indépendante des natures chimiques de l’acide fort et de la base forte . 

III- Manipulation III-1 Principe Lorsqu’une base forte est neutralisée par un acide fort en solution diluée, la même

quantité de chaleur molaire est toujours libérée à pression constante  : c’est l’enthalpie de la réaction de neutralisation neutralisation.. La réaction chimique qui génère cette chaleur est la réaction entre les ions hydronium et les ions hydroxyde, hydroxyde , pour former de l’eau. Dans ce TP, on mesure la variation de température pendant la neutralisation d’une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium par une solution aqueuse d’acide chlorhydrique, chlorhydrique, à pression atmosphérique. La mesure est réalisée dans un calorimètre de valeur en eau connue.

III-2 Matériel et produits Matériel  Matériel  - Calorimètre (thermos domestique) - Bouchon en polyester pour fermer le thermos

- Thermomètre - Béchers

- Solution aqueuse d’hydroxyde de sodium NaOH 2N

- Plaque chauffante - Eprouvette graduée

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Produits - Eau distillée - Solution aqueuse d’acide d’acide chlorhydrique HCl 2N

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Détermination de l’enthalpie standard de neutralisation de de NaOH(aq) par HCl(aq)  

III-3 Mode opératoire 1-  1- Reprendre le même calorimètre utilisé en TP N° 1. 1. 2-  2- Mesure de la chaleur de neutralisation de NaOH (aq) par HCl(aq)  - Prélever un volume mL  de () = 120*  mL  solution

aqueuse

d’hydroxyde de sodium  sodium  NaOH(aq) (2 N) avec N) avec une éprouvette

graduée

et

l’introduire

dans

le

calorimètre. - Fermer le calorimètre et placer le thermomètre. - Relever la température atteinte après équilibre thermique  thermique  de l’ensemble   (calorimètre et base),, notée () . base) - Mesurer, à l’aide d’une éprouvette graduée, graduée, un volume () = 120*  mL  mL  de solution aqueuse d’acide d’acide chlorhydrique HCl(aq) (2 N) et noter sa température () . - Verser rapidement rapidement   cette solution dans le calorimètre puis agiter vigoureusement. vigoureusement. Noter ′  par la suite la température d’équilibre é   lorsque la valeur de la température se stabilise.

- Refaire l’expérience (trois essais). * Cette valeur peut varier en fonction de la contenance du calorimètre (thermos).  

III-4 Exploitation des résultats de mesure On a la réaction suivante : NaOH(aq) + HCl(aq)  → NaCl(aq) + H2O(l) + Qréaction  Le système (calorimètre + base + acide) est thermiquement isolé → ∑ni=1   Q  i  0   donc : Qcal + Q NaO()  + Q l()  + Qréaction = 0 ′ ̅C (θéq   –  –  θNaO() ) + mNaO() . cp

()

′  (θéq   –  –  θNaO() ) + ml() . cp

()

 

′  –  θl() ) + Qréaction = 0 (*) (θéq

Dans cette manipulation, on a introduit, dans le calorimètre, un volume () = 120 mL d’une solution aqueuse solution aqueuse de NaOH et un volume () = 120 mL d’une solution aqueuse de HCl.

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Détermination de l’enthalpie standard de neutralisation de de NaOH(aq) par HCl(aq)  

Hypothèses simplificatrices basées sur le fait que les solutions sont diluées - On prendra pour masse volumique des solutions aqueuses de NaOH et de HCl celle de l’eau. l’eau. Ce

qui

donne :

() =

() =

eau 

=

g.mL-1.

1

On

aura

donc :

g. () = () = m = 1 g.mL-1 x 120 mL = 120 g. - On prendra pour valeur de la capacité calorifique massique de chaque solution (NaOH et HCl) celle de l’eau. l’eau. Par conséquent :

cp

()

= cp

()

= cpeu = 1 cal.g-1.K -1 = 4,185 J. K -1.g-1. ()

L’équation calorimétrique (*) devient : ′ ′ ′ ̅Cal (θéq   –  –  θNaO() ) + m.cpeu  (θéq   –  –  θNaO() ) + m.cpeu  (θéq  –   –  θl() ) + Qréaction = 0 ()

()

′ ′ ′  –   –  θNaO() ) + m.cpeu  (θéq Qréaction = - ̅[Cal (θéq   –  –  θNaO() ) + m.cpeu (θéq   –  –  θl() )] ()

()

′ ′ ) 2é ) + m.  (()  + () –   2 Qréaction =̅  (() - é ()

 Par ailleurs, Qréaction = n.∆HR  donc : ∆ 

é 

.

Le nombre de moles est calculé par rapport au réactif limitant (en défaut). défaut) . Sachant que C 

n

  , alors : n = C.V  C.V 

V

On donne m = 120 g ;  = 4,185 J.K -1.g-1  = 1 cal. .K -1.g-1 ; () = () = 120 mL ()

et CNaOH = CHCl = 2 mol.L-1 

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Détermination de la constante d’équilibre de la complexation du diiode par les ions iodure  

TP N° 3 : Détermination de la constante d’équilibre de la complexation du diiode par les ions iodure

I- But Le but de ce TP est la détermination de la constante d'équilibre K (T)  de la complexation du diiode I2  par les ions iodure I-  : I2 (aq)  + I- (aq)   (aq)  à T = température ambiante et

I3−

P = 1atm.

II- Rappels théoriques II-1 Généralités Certaines réactions peuvent être considérées comme totales. Ceci veut dire que si la stœchiométrie est respectée, les réactifs disparaissent entièrement au profit des produits. Cependant, certaines réactions ne sont pas complètes. En effet, les réactifs se transforment en  produits ( sens direct, noté 1) mais, après un certain temps, les produits commencent à réagir ensemble pour redonner les réactifs de départ (sens indirect, noté 2). Ces réactions sont dites : réactions réversibles ou équilibrées.

 → aAbB ←  cCdD

 

La composition du mélange réactionnel à l’état d’équilibre peut être déterminée en appliquant masse   en connaissant les quantités initiales introduites et la constante la loi d’action de masse  caractéristique de la réaction étudiée appelée : constante d’équilibre K ((T) T).

Enthalpie libre, constante d’équilibre et loi d’action de masse 

L’état standard  standard  est un état de référence conventionnel indiqué par le symbole (°). L’état standard d’un corps pur est sa forme physique stable à la température T sous la pression de référence P° = 1 atm (1 bar actuellement). L’enthalpie libre G  est une fonction d’état définie par  :   : G = H  –  TS.   TS. A une température et à une pression données, on écrira : ∆G = ∆H - T∆S T∆S.. Par ailleurs, la variation d'enthalpie libre

G

d'une réaction chimique est donnée par

l’expression : l’expression  :

 + RT ln G  =  tels que :      standard  de réaction ∆ est la variation d’enthalpie libre∆standard de ∏  à T donnée. R 

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Détermination de la constante d’équilibre de la complexation du diiode par les ions iodure   R : la constante la constante universelle des gaz parfaits.  parfaits. 

∏

l’activité   de l’espèce i    symbolise le produit au sens mathématique de multiplication, ai est l’activité

à l’équilibre et   

i

i  est

le coefficient stœchiométrique  stœchiométrique  de l’espèce i  avec, par convention :

< 0 pour les réactifs et   i > 0 pour les produits.

L’activité d'une espèce chimique dépend de la phase dans laquelle elle se trouve. Il est donc important de connaître et de faire figurer dans l’écriture de l’équation bilan l’état physique des réactifs et des produits . Cet état est souvent indiqué par une lettre minuscule

en indice à droite de la formule du composé (l = état liquide, s = état solide, g = état gazeux). Pour les réactions se produisant en solution dans dan s l’eau, on le précise généralement en plaçant le symbole (aq) en indice à droite de la formule du soluté (A(aq)). Retenons les règles suivantes :



=

 pour un gaz parfait de pression P avec P0=1 atm i avec Pi0=1 atm    pour pourununligazquidparfai t de pressi o n parti e l e P   e pur ou un sol i d e pur pur seul dans sa phase phase  pour un solvant d'une solution diluée  pour un soluté en solution diluée de concentration Ci(mol.L-1) avec Ci0=1 mol.L-1  dans le cas d'un mélange de liquides ou d'un mélange de solides es xi : la fraction molaire de i   avec xi0=1 

 

0

  p0i 1



1  i







 i0 xi xi0

Pour un système donné : Si GR  =  = 0, le système est en équilibre. Si GR  <  < 0, le système évolue dans le sens direct dire ct (sens de formation des produits). Si GR  >  > 0, le système évolue dans le sens inverse (sens de formation des réactifs). A l’équilibre : l’équilibre : GR  =   = 0 donc

∆GR

 = - RT ln(

∏ aν 

∏  

)éq. On pose alors : K ((T) T) = (

)éq. Cette

relation exprime la loi d’action de masse. masse. K ((T) T) est appelée constante d'équilibre. Elle ne dépend que de la température. 

II-2 Déplacement de l’équilibre : Principe de Le Chatelier Le principe de Le Chatelier, déduit d’ d’observations observations expérimentales, a été énoncé par  Henry   Henry Le Chatelier. Ce Chatelier. Ce principe est applicable dans le cadre d'un déplacement d’équilibre, et non  pas d’une d’une rupture d’équilibre. d’équilibre.

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Détermination de la constante d’équilibre de la complexation du diiode par les ions iodure   Enoncé

«Lorsque les modifications extérieures apportées à un système physico-chimique en équilibre  provoquent une évolution vers un nouvel état d’équilibre, l’évolution s’oppose aux  perturbations qui l’ont l’ont engendrée engendrée et en modère l’effet.» l’effet.»

Exemples  Nature de la perturbation Addition d’un composé X participant à la réaction chimique

Conséquences Conséquences de la perturbation perturbation Déplacement Déplacem ent de l’équilibre dans le sens de la consommation du composé X

Consommation d'un composé Y participant à la réaction chimique

Déplacement de l’équilibre dans le sens de la formation du composé Y

II- 3 Le diiode Le diiode (I2) est un solide noir à bleuâtre ou pourpre foncé qui se transforme, à température ambiante et à pression atmosphérique, en vapeur de couleur violette (par sublimation). L’iode L’iode est indispensable à la synthèse des hormones thyroïdiennes et l’alimentation l’ alimentation doit en apporter une quantité suffisante pour éviter une insuffisance hormonale. Le diiode dissous dans l'alcool (teinture d’iode) d’iode)   ou dans une solution aqueuse d’iodure d’ iodure de  potassium (solution de de lugol)  lugol) est  est utilisé en pharmacie comme antiseptique puissant. Il existe également d’autres composés iodés tels que la  polyvidone iodée (Bétadine ou ou   Iso-Bétadine)  Iso-Bétadine)  qui est un polymère iodé. Le diiode est très soluble dans les solvants organiques. Par ailleurs, il a une solubilité très faible dans l’eau l’eau pure (solubilité égale à 1,34.10-3 mol.L-1 à 25 °C). Cette solubilité augmente considérablement lorsqu’on lorsqu’on ajoute KI. En effet, il y a formation d'un ion complexe, le triodure I3- très voisin en propriétés du diiode : I2 (aq) + I-(aq)

I3−

(aq).

Remarque

La solubilité, notée s, d’une espèce chimique   représente,  à une température donnée, la concentration molaire (ou massique) maximale de cette espèce pour un solvant donné .

Une fois cette quantité atteinte, on dit que la solution est saturée.

III- Manipulation III-1 Principe Le diiode I2, peu soluble dans l’eau  l’eau  pure, est très soluble dans une solution d’iodure de  potassium KI. Il s’établit l’équilibre : l’équilibre :

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I2 (aq) +

I  (aq)

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I3−

(aq). 

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Détermination de la constante d’équilibre de la complexation du diiode par les ions iodure   La solubilité (s) de I2 est déterminée par dosage volumétrique de solutions aqueuses saturées en I2 en présence de KI à différentes concentrations en I-. La connaissance des concentrations molaires de I2, de I- et de

I3−

  à l’équilibre nous permettra

de déterminer la constante d’équilibre de complexation de  de   I2 par I- . Le dosage du diiode est effectué par une solution de thiosulfate de sodium Na 2S2O3.

III-2 Matériel et produits Matériel 

Produits 

- Béchers - Erlenmeyers - Pipette graduée - Burette

- Des solutions aqueuses saturées en I2  dans KI à différentes concentrations concentrations en I-  - Thiosulfate de sodium (Na2S2O3) 0,05 M - Empois d'amidon - Eau distillée

III-3 Mode opératoire - Remplir la burette avec la solution de thiosulfate de

sodium

Na2S2O3 

(0,05 M). -

Introduire

dans

un

erlenmeyer un volume V p= 10 mL, prélevé à l’aide

d’une

pipette

graduée, de la solution M, M étant une solution

aqueuse saturée en I2  dans KI à différentes concentrations en I -. - Verser la solution de thiosulfate de sodium jusqu’à sodium  jusqu’à ce que la couleur de la solution contenue dans l’erlenmeyer devienne jaune pâle. Ajouter alors quelques gouttes d'empois d'amidon. Poursuivre l'ajout de solution titrante goutte à goutte jusqu'à décoloration complète de la solution dans l’erlenmeyer . Noter le volume obtenu.

III-4 Exploitation des résultats de mesure a) Détermination de la solubilité initiale s 0 de I2 dans l’eau  Le diiode solide se dissout dans l'eau selon l'équilibre : I 2 (solide)

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I2 (aq) 

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Détermination de la constante d’équilibre de la complexation du diiode par les ions iodure  

 a = I  a K′ =    é  = 1 K′  et

  or

  d’où d’où  

K′

 = [I2aq]éq = s0.

  n’est n’est   fonction que de la température. Si la température est constante alors,

[I2aq]éq = constante = s 0. La solubilité s0 est déterminée en dosant la solution dont la concentration en I - est égale à 0M  par Na2S2O3 (0,05 M). Réduction du diiode: Oxydation du thiosulfate:

I2(aq) + 2e –   ↔ 2 I – (aq)  2 S2O32 – (aq). ↔ S4O62 – (aq) + 2e –  

Soit la réaction de titrage notée (*)  

I2(aq) + 2 S2O32 – (aq)→ S4O62 – (aq)  + 2 I – (aq) 

A l’équivalence, les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques données  par l’équation de dosage. D’après la réaction de titrage (réaction (*)), la quantité d’ions thiosulfate apportés par la solution titrante est le double de celle des molécules de diiode initialement présentes dans l’erlenmeyer, soit :  : 

  . é  . On aura donc : d’où   O é  d’où     avec V   le    S volume   2s VM= (concentration C V nulle en=I ). n = de la prise d’essai de la solution 0

-

0

b) Détermination de la solubilité s de I 2 dans le mélange (I2 + KI) Quand une solution de diiode dii ode dans l’iodure est titrée par un réducteur (Na 2S2O3), I2  réagit avec celui-ci, ce qui entraîne un déplacement intégral de l’équilibre vers le sens de la décomposition du triiodure ( La

solubilité

 =  . é

s

est

I3−

). On dose ainsi l'iode total (I2 libre et I2 provenant de

donnée

par

la

relation

suivante :

I3−

2sV = CSOVé

).

  d’où d’où :  :

  avec Vp  le volume de la prise d’essai de la solution M (à différentes



concentrations en I-).

c) Détermination de la constante (K) de complexation de I2 par I-  On a: I2 (solide)

I2 (aq) donc

D’autre part, I2 (aq) + I- (aq)

K′ I3−

 = [I2 aq]éq = s0. (aq)

 é donc K = é[]é

 

La consommation de I2  lors du dosage déplace totalement l’équilibre vers la disparition du

I3−

complexe ( ). On dose ainsi I2 total :

I = Ié  I       Travaux Pratiques

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Détermination de la constante d’équilibre de la complexation du diiode par les ions iodure  

I       = I3−é I = Ié  I3−é é I −é =   é =

, on peut donc écrire :

Or

  avec:

 = s0 et

 = s

 

 

−

−

−

Par ailleurs, Or  

 

     

       é  −   − −  −         3  é    é

[I ] [I ] = [I ]  [I =] I  [I ] = [I ]  I3−é [I−]é = [I−]  I3−é [I−]é = [I−]  s  s = [I−]  ss  é K = é[]é = [−]−  +  s  s = Ks [I−]  Kss  Ks Ks [I−] = s  s  Kss  Ks Ks [I−] = s  s  Ks s  s Ks [I−] = s  s1Ks s  s = +  [I−]   −     +   = [=  ][−]   +   

  

   

 

 

   

   

 

 

Si on trace

, on obtiendra une droite de pente

  et

d’ordonnée à

l’origine s0. On aura donc :

 =  − 

  avec s0 l’ordonnée à l’origine déduite graphiquement. graphiquement .

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