Polycopié des Travaux Pratiques
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1 UNIVERSITE DE TLEMCEN FACULTE DES SCIENCES DEPARTEMENT DE CHIMIE 1 ère Année LMD SM / ST Polycopié des Travaux Pratiques CHIMIE 1
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UNIVERSITE DE TLEMCEN
FACULTE DES SCIENCES
DEPARTEMENT DE CHIMIE
1ère Année LMD SM / ST
Polycopié des Travaux Pratiques
CHIMIE 1
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TP N°01
Initiation aux travaux pratiques de chimie
I. Objectifs des travaux pratiques :
Initiation aux gestes de base en chimie.
Acquisition d'un savoir-faire expérimental, des connaissances pratiques et des habitudes manuelles
permettant de manipuler de façon efficace et précise.
Connaître le fonctionnement du petit matériel courant dans un laboratoire de chimie.
Apprendre aux étudiants que la chimie fait partie de leur environnement quotidien.
Dans ce cadre, les expérimentations proposées sont simples, pratiques et permettent ainsi de compléter et
de concrétiser les notions théoriques du cours ; la durée de 3 heures permet facilement de recommencer,
d’approfondir et de discuter les résultats avec un test de contrôle des connaissances à la fin de chaque
séance.
II. Consignes générales et règles de sécurité :
Le travail dans un laboratoire n’est jamais absolument sans danger. Le manque d’information et la
négligence provoquent plus de 90 des accidents. Il est donc nécessaire de sensibiliser les utilisateurs de
laboratoire à respecter certaines consignes et appliquer rigoureusement les règles de sécurité :
1. Ne jamais entrer dans un laboratoire sans autorisation.
2. Repérer les emplacements des matériels de sécurité (douches, extincteurs,…).
3. Le port de la blouse est obligatoire. Cette dernière doit être en coton et non en polyester (le coton
brûle en cas de contact avec une flamme, alors que le polyester fond et adhère à la peau) ; blanche, de
longueur raisonnable et à manches longues.
4. Fumer, manger ou boire sont interdits dans un laboratoire.
5. Les cheveux longs doivent êtres attachés. Les foulards, les écharpes ou autres vêtements ne doivent
jamais pendre librement.
6. Les étudiants doivent toujours manipuler debout. Laisser les passages libres entre les paillasses et
ranger les tabourets sous les paillasses quand vous ne les utilisez pas.
7. Travailler dans le calme, éviter les gestes brusques et rester concentré sur son travail.
8. Veiller à garder le plan de travail (paillasse) propre et bien rangé. Nettoyer immédiatement tout
produit liquide ou solide répandu sur la paillasse ou sur le sol.
9. Pour chaque manipulation présentant un risque potentiel (signalé par l’enseignant), utiliser des gants
de laboratoire, des lunettes de protection et travailler sous une hotte ventilée.
10. Ne jamais diriger un tube à essais vers vous ou vers quelqu’un d’autre au cours du chauffage ou d’un
test.
11. Tous les flacons doivent sans exception avoir une étiquette sur laquelle on retrouve le nom, la
formule…etc
12. Lire les instructions d'un matériel ou d'un flacon du commerce.
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13. Vérifier le matériel en verre avant utilisation (éliminer tout verre fêlé, étoilé,…).
14. Ne jamais respirer le contenu d’un récipient pour l’identifier par son odeur.
15. Le pipetage à la bouche est strictement interdit.
16. Manipuler des produits chimiques directement avec les doigts ou les goûter est strictement interdit.
17. Si vous vous brulez ou si un produit est projeté sur votre peau et vos yeux, lavez immédiatement la
partie atteinte avec l’eau.
18. Ne jamais verser de l'eau dans une solution d’acide concentrée (risque de projection et brûlure).
19. Tout accident et toute casse ou détérioration du matériel doivent être signalés immédiatement à votre
enseignant.
20. A la fin du TP, vider tous les récipients, rincer et ranger la vaisselle, remplir les burettes avec de l’eau
distillée et nettoyer le plan de travail. Se laver les mains avant de sortir.
Lire une étiquette d’un produit chimique :
Sur une étiquette d'un produit chimique (figures ci-dessous), on retrouve plusieurs informations sur ce
produit dont le nom, la formule et les pictogrammes de danger. On peut connaître aussi les risques
particuliers du produit (R1…, S1…, F1…) ; ainsi que les propriétés physico-chimiques telles que la densité,
la pureté, le point d’ébullition…etc.
III. Les pictogrammes de danger :
En chimie, la manipulation des espèces chimiques n'est pas toujours sans danger que ça soit pour les
utilisateurs ou pour la nature. Les fabricants indiquent donc sur chaque flacon de produit chimique des
symboles pour montrer les différents dangers ; il s’agit des pictogrammes de danger. Citons par exemple
les pictogrammes suivants :
Symbole Signification Commentaires
Toxique
Je tue
T ou T+
Les produits portant ce pictogramme empoisonnent rapidement,
même à faible dose et peuvent provoquer des effets très variés sur
l'organisme : nausées, vomissements, maux de tête, perte de
connaissance ou d'autres troubles plus importants entraînant la
mort.
Toxicité par voie orale, cutanée ou par inhalation.
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Dangereux pour
l’environnement
Je pollue
N
Substances nocives pour l'environnement aquatique et non
aquatique (faune, flore, atmosphère) ou ayant un effet nuisible à
long terme ; notamment pour les organismes du milieu aquatique
(poissons, crustacés, algues…) ou pour la couche d'ozone.
Corrosif
Je ronge
C
Les produits corrosifs provoquent la destruction "non spécifique
des tissus" (peau, yeux et voie digestive) par contact ou projection.
Nocif
Je nuis
Xn ou Xi
Ce pictogramme signale des dangers sur la santé. Les produits
chimiques peuvent provoquer l'un ou plusieurs des effets suivants :
empoisonnement à forte dose, irritation des yeux, de la gorge, du
nez ou de la peau. Ils peuvent provoquer des allergies cutanées
(type eczémas), des états de somnolence ou de vertige.
Inflammable
Je brûle
F ou F+
Les produits peuvent s'enflammer au contact d'une flamme, d'une
étincelle, d'électricité statique, sous l'effet de la chaleur, de
frottement, au contact de l'air ou encore au contact de l'eau s'ils
dégagent des gaz.
Comburant
Je fais brûler
O
Les produits comburants (oxydants) peuvent provoquer ou
aggraver un incendie, ou même provoquer une explosion en
présence de produits inflammables.
Explosif
J’explose
E
Les produits peuvent exploser au contact d'une flamme, d'une
étincelle, d'électricité statique, sous l'effet de la chaleur, d'un choc,
de frottement…
Radioactif
Je peux
conduire à un
cancer
R
Substance émettrice de radiations ionisantes : X, Beta, Gamma, Alpha. Risque de contaminations.
IV. Les phrases de Risques, Les phrases de Sécurité et les phrases de Stockage et Manipulation des
produits chimiques :
Sur une étiquette d’un produit chimique, on peut retrouver trois types de phrases :
a) Phrases de Risque : citons par exemple R1 : explosif à l'état sec ; R45 : peut causer le cancer ;
R56 : toxique pour les organismes du sol ; R20/22 : nocif par inhalation et par ingestion … etc.
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b) Phrases de Sécurité : citons par exemple S7 : conserver le récipient bien fermé ; S25 : éviter le
contact avec les yeux ; S64 : en cas d'ingestion, rincer la bouche avec de l'eau ; S7/8 : conserver le
récipient bien fermé et à l'abri de l'humidité … etc.
c) Phrases de Stockage et Manipulation des produits. : F14 : Agiter avant usage ; F22 : Conserver
à l'abri de la lumière et de la poussière ; F29 : Spontanément inflammable à l'état sec … etc
V. Matériels, verreries et quelques montages utilisés dans les travaux pratiques de chimie :
Bécher : un récipient classique en chimie, utilisé pour transvaser des solutions ou prélever
une solution avec une pipette par exemple. Les graduations sur un bécher donnent
uniquement un ordre de grandeur du volume contenu, elles sont très peu précises !!
Erlenmeyer : un récipient idéal si on veut éviter les projections de la solution contenue.
Ainsi, si on mélange deux liquides, son utilisation est préférable pour des raisons de
sécurité.
Ballon mono col rodé
Ballon mono col
Ballon bi-col
Ballon tri-col
Éprouvette
graduée
50
40
30
20
10
0
Burette
Fiole Jaugée
Pipette graduée
et pipette jaugée
Verreries de mesure d’un volume : éprouvette, burette, fiole jaugée, pipette
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Entonnoir
Tube à essais
Réfrigérant
Trépied
Bec Bunsen
Balance électronique
1
2
3
45 6
7
8
9
1 10
2
3
45 6
7
8
9
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Plaque chauffante avec agitation
Ampoule à
décanter
Pissette
Spatule
Mortier
Verre de montre
Propipette (poire)
Filtration
(Séparation de deux phases solide-liquide)
Séparation de deux phases liquides non miscibles
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Ampoule à Décanter
Réfrigérant
Ballon Tricol
Thermomètre
1
2
3
45 6
7
8
9
1 10
2
3
45 6
7
8
9
11
Montage d’une réaction chimique
50
40
30
20
10
0
Pince
Statif
Burette
Erlenmeyer
Montage d’un dosage
VI. Manipulation : Détermination expérimentale de la masse volumique d’eau :
Déposer une éprouvette vide de 10 mL sur le plateau de la balance
électronique.
Appuyer sur le bouton tare.
Verser ensuite délicatement un volume « V » d’eau distillée.
Lire la masse « m » correspondante sur l’écran de la balance.
Calculer la masse volumique d’eau et la comparer avec la valeur
théorique (ρeau= 1 g/cm3)
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TP N°02
Préparation des solutions
I. Rappels Théoriques
Une Solution est un mélange résultant de la dissolution d’un ou plusieurs soluté (s) (espèce
chimique dissoute) dans un solvant. Les molécules (ou les ions) du soluté sont alors solvatées et dispersées
dans le solvant.
Une solution ayant l’eau comme solvant est appelée solution aqueuse. Il est possible de mettre en
solution :
Un liquide dans un autre : limité par la miscibilité des deux liquides
Un solide dans un liquide : limité par la solubilité du solide dans le solvant ; au-delà le solide n’est plus
dissous, on parle alors de solution saturée.
Un gaz dans un liquide
La concentration du composant i dans une solution peut s’exprimer de plusieurs manières dont :
La concentration molaire « C » (ou molarité): c’est le nombre de moles du soluté i par unité de
volume de solution. C = ni/V
La concentration molaire est exprimée en mol/L ou M (molaire) ; exemple : une solution 1 M correspond
à 1 mole de soluté par 1 litre de solution
La concentration massique « Cm » (ou concentration pondérale) : c’est le rapport entre la masse du
soluté i et le volume de solution. Elle est exprimée en g. L-1
Cm = mi/V = C. M (M : masse molaire du soluté)
La Normalité « N » : c’est le nombre d’équivalents-grammes de soluté par litre de solution.
L’équivalent-gramme est la quantité de soluté comprenant une mole des particules considérées (H+, OH-, e-
…etc.)
Normalité = nombre d’équivalent-gramme x Molarité ; N = z . C
La dilution d’une solution : est un procédé qui consiste à diminuer la concentration d’une solution
en rajoutant une quantité de solvant (souvent de l’eau distillée) à un volume précis de la solution initiale
(solution mère).
L’addition de l’eau à une solution ne modifie pas la quantité du soluté : n1= n2 donc : C1V1 = C2V2
Sécurité : La dilution d’un acide concentré dans l’eau produit un dégagement de chaleur. Cette chaleur peut
amener l’eau à ébullition et causer des éclaboussures. On peut même recevoir des gouttelettes de solution
acide sur soi. Il est donc, important de se rappeler cette règle de sécurité :
«Acide dans l’eau, bravo ! Eau dans l’acide, danger !
Donc, lors de la dilution d’un acide concentré, il faut mettre un peu d’eau distillée dans la fiole jaugée avant
de verser l’acide. Mélanger et ensuite compléter avec de l’eau jusqu’au trait de jauge.
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II. Objectifs
Préparer une solution par dilution d'une solution commerciale ou mère.
Préparer une solution par dissolution d'un composé solide.
III. Matériel et produits :
Fiole jaugée (50 et 100 mL) avec bouchon ; Pipette jaugée et graduée (10 et 5 mL) ; Propipette ; éprouvette
(10 mL) ; micro-burette ; Bécher (50 et 100 mL) ; Spatule ; Entonnoir ; Balance électronique.
H2SO4 commerciale concentrée (95%, d = 1,83) ; Hydroxyde de potassium KOH en poudre (85%) ou
Hydroxyde de sodium NaOH en poudre (98%)
IV. Travail à réaliser :
1. Préparation de 100 mL d’acide sulfurique H2SO4 (0,5 M) à partir d’une solution
commerciale de densité 1,83 et de pureté 95% en masse :
a. Calculer la masse du soluté (acide) nécessaire à la préparation de la solution demandée.
b. Déduire le volume d’acide concentré nécessaire.
c. Dans une fiole jaugée de 100 mL, mettre un peu d’eau distillée. A l’aide d’une micro-burette prélever
le volume de H2SO4 calculé. Compléter avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge, fermer la fiole avec
un bouchon puis agiter la solution pour l’homogénéiser (voir schéma 1).
Schéma 1
2. Préparation de 50 mL d’une solution fille d’acide sulfurique H2SO4 (9,8 g/L) à partir de la
solution précédente :
a. Calculer le volume de la solution mère à prélever.
b. Dans une fiole jaugée de 50 mL, introduire à l’aide d’une pipette graduée le volume de la solution
mère calculé. Remplir la fiole avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge, fermer la fiole avec un
bouchon puis agiter la solution pour l’homogénéiser (voir schéma 2).
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Schéma 2
3. Préparation de 100 mL d’hydroxyde de potassium (0,1 N) ou hydroxyde de sodium (0,1 N)
a. Calculer la masse de KOH (85%) ou de NaOH (98%) nécessaire à la préparation de la solution
demandée.
b. Peser la masse calculée sur une balance électronique.
c. Dans une fiole jaugée de 100 mL remplie au préalable avec un peu d’eau distillée, introduire la masse de
KOH ou NaOH. Agiter jusqu’à dissolution complète puis compléter avec de l’eau distillée jusqu’au trait
de jauge. Fermer la fiole avec un bouchon puis agiter la solution pour l’homogénéiser (voir schéma 3).
Schéma 3
Données théoriques :
Masses molaires en g/mol : H (1), O (16), S (32), K (39), Na (23)
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TP N°03
Dosage acido-basique
I. Rappels Théoriques :
Une des premières définitions d’un acide et d’une base a été proposée en 1887 par Arrhenius et Ostwald.
Selon eux, un acide était un composé à hydrogène mobile qui libérait dans l’eau des protons H+ alors qu’une
base était un composé qui libérait des ions hydroxyde OH- en milieu aqueux.
En 1923, Bronsted et Lowry ont remis en cause la définition d’Arrhenius et Ostwald et ont proposé une
nouvelle définition. Ils ont défini un acide comme une substance capable de céder un proton et une base
comme une substance capable de capter un proton.
Parallèlement, durant la même année, Lewis a proposé une autre définition. Il a défini un acide comme un
accepteur de doublets d’électrons et une base comme donneur de doublets d’électrons.
Une réaction acido-basique met en jeu deux couples acide-base : le couple Acide1/Base1 et le couple
Acide2/Base2. Une réaction acide-base est une transformation chimique entre l'acide d'un couple et la base
d'un autre couple acide/base, par l'intermédiaire d'un échange d'ions H+.
L'équation complète est une combinaison linéaire de deux demi-équations spécifiques de chaque couple :
Acide1 Base1 + nH+
Base2 + nH+ Acide2
Acide1 + Base2 Base1 + Acide2 (équation bilan)
Qu’est-ce qu’un dosage ?
Une solution contient une espèce chimique dissoute A. Doser cette espèce chimique consiste à déterminer sa
quantité de la matière ou sa concentration CA dans la solution (solution à titrer).
Pour doser A, on fait réagir A sur un corps B contenu dans une solution de concentration connue CB (solution
titrante). La réaction de dosage doit être rapide, totale et facilement observable.
Un dosage ( ou titrage) acido-basique peut-être suivi par :
pH-métrie : on suit l’évolution du pH au cours de la réaction.
Colorimétrie : on utilise un indicateur coloré.
Un indicateur coloré acido-basique correspond à un couple acide-base dont les formes acides et basiques ont
des couleurs différentes. Suivant le pH du milieu dans lequel l’indicateur va se trouver, la forme acide ou la
forme base va prédominer. Il est donc utilisé pour repérer la fin d’un dosage si l’équivalence est atteinte dans sa
zone de virage.
Exemples d’indicateurs colorés :
Indicateur forme acide Zone de virage forme basique
Hélianthine Rouge 3,1 - 4,4 Jaune
Rouge de méthyle Rouge 4,2 – 6,2 Jaune
Bleu de bromothymole Jaune 6,0 - 7,6 Bleu
Phénol-phtaléine Incolore 8,2 - 10,0 Rose
Jaune d’Alizarine Jaune 10,1 – 12 Rouge
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II. Objectif :
Déterminer la concentration molaire d’une solution acide, en utilisant le dosage colorimétrique.
III. Matériel et produits :
Pipettes graduée ou jaugée (10 mL), Fioles jaugées (50 et 100 mL) avec bouchon, Pro-pipette, Burette (25
ou 50 mL), erlenmeyer (100 mL), béchers ; solution de soude (NaOH 0,1M), solution d’acide
chlorhydrique HCl et solution d’acide sulfurique H2SO4.
IV. Travail à réaliser :
1. Dosage d’un monoacide par une base forte :
1.1. Préparation de la solution à titrer : solution d’acide chlorhydrique HCl diluée S2 :
Prélever du bécher 10 mL de la solution d’acide Chlorhydrique S1 à l’aide de la pipette munie d'une
pro pipette.
Introduire cette prise d’essai dans une fiole jaugée de 100 mL contenant préalablement un peu d’eau
distillée.
Compléter avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge (il faut placer l’œil dans l’axe du ménisque ; et
ce dernier doit être tangent au trait de jauge).
Fermer la fiole jaugée avec un bouchon et agiter la solution pour l’homogénéiser. La solution ainsi
préparée dans la fiole jaugée est appelée solution S2
1.2. Détermination de la concentration molaire de la solution S2 par dosage :
On réalisera le dosage de l’acide chlorhydrique de la solution S2 par une solution de soude (hydroxyde de
sodium, NaOH) de concentration molaire CB = 0,1 mol/L en présence du phénolphtaléine.
L’équation de la réaction est : HCl + NaOH (Na+aq, Cl-
aq) + H2O
a) Dosage rapide (encadrement du volume équivalent):
Vérifier que le robinet d'arrêt de la burette est fermé.
Rincer la burette graduée avec de l’eau distillée puis avec la solution titrante (NaOH) de concentration
molaire bien précise (CB = 0,1 mol/L).
Remplir la burette avec NaOH.
Dégazer la partie inférieure de la burette en faisant écouler la solution titrante dans un bécher étiqueté.
Ajuster le niveau du liquide au niveau zéro de la burette en faisant écouler l'excédent de solution de
soude dans le bécher étiqueté (récupération de produits utilisés).
Verser environ 40 mL de la solution S2 dans un bécher étiqueté et prélever 10 mL de cette solution à
l’aide d’une pipette jaugée propre munie d’une propipette.
Introduire cette prise d’essai dans un erlenmeyer et ajouter 1 à 3 gouttes de phénolphtaléine.
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Solution titrante de
concentration connue
Solution titrée de
concentration inconnue
Placer l’erlenmeyer sous la burette (figure 1), agiter manuellement sans utiliser l’agitateur magnétique.
50
40
30
20
10
0
Pince
Statif
Burette
Erlenmeyer
Figure 1 : Montage du dosage
Ajouter la solution titrante (mL par mL) et noter la couleur de la solution en complétant le tableau 1.
Tableau 1.
VNaOH (mL) 1 2 3 4 5 6 7 8 ……
Couleur ……
La solution a changé de couleur lorsque vous avez ajouté le volume de la solution titrante équivalent
(Ve). Indiquer approximativement ce volume (par un encadrement) : V1 mL < Ve < V2 mL
b) Dosage précis (dosage à la goutte) :
Ajouter la solution titrante jusqu'au changement de couleur (point d’équivalence) en respectant les consignes
suivantes :
rapidement au début jusqu’à un Volume V1
puis goutte à goutte à l'approche du changement de couleur (point d’équivalence).
Lire le volume équivalent et noter la couleur de la solution en complétant le tableau 2.
Recommencer l’opération deux à trois fois.
Tableau 2.
1er essai 2éme essai 3éme essai
Ve (mL)
Couleur
Déduire le volume d’équivalence moyen (Véq.moy) ?
Calculer la concentration de la solution titrée d’acide chlorhydrique S2 ?
Déduire la concentration de la solution mère S1 ?
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2. Dosage d’un diacide par une base forte :
On réalisera le dosage de l’acide sulfurique (H2SO4) par une solution de soude NaOH de concentration
molaire CB = 0,1 mol/L en présence du phénolphtaléine.
a) Dosage rapide (encadrement du volume équivalent Ve) :
Introduire dans un erlenmeyer 10 mL d’acide sulfurique prélevé à l’aide d’une pipette jaugée et ajouter
1 à 3 gouttes de phénolphtaléine,
Placer l’erlenmeyer sous la burette déjà remplie avec la solution de NaOH (0,1 M).
agiter manuellement sans utiliser l’agitateur magnétique.
Ajouter la solution titrante (mL par mL) et noter la couleur de la solution en complétant le tableau 3
Tableau 3.
VNaOH (mL) 1 2 3 4 5 6 7 8 ……
Couleur ……
La solution a changé de couleur lorsque vous avez ajouté le volume de la solution titrante équivalent
(Ve). Indiquer approximativement ce volume (par un encadrement) : V1 mL < Ve < V2 mL
b) Dosage précis (dosage à la goutte) :
Ajouter la solution titrante jusqu'au changement de couleur (point d’équivalence) en respectant les consignes
suivantes :
rapidement au début jusqu’à un Volume V1
puis goutte à goutte à l'approche du changement de couleur (point d’équivalence).
Lire le volume équivalent et noter la couleur de la solution en complétant le tableau 4.
Recommencer l’opération deux à trois fois.
Tableau 4.
1er essai 2éme essai 3éme essai
Ve (mL)
Couleur
Déduire le volume d’équivalence moyen (Véq.moy) ?
Calculer la concentration de la solution titrée d’acide sulfurique ?
Calculer la normalité de la solution d’acide sulfurique ?
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TP N°04
Dosage oxydoréduction
I. Rappels Théoriques :
Une réaction d’oxydo-réduction est une réaction chimique qui se produit avec un transfert d’un ou
plusieurs électrons. Les réactions d’oxydo-réduction sont présentes dans de nombreux domaines tels que
les combustions, la métallurgie, l’électrochimie ou encore dans le corps humain (ex. mécanisme de
respiration…).
Une réaction d’oxydo-réduction est la combinaison de deux demi-équations d’oxydation et de réduction.
Une oxydation se définit comme la perte d’un ou plusieurs électrons. La réaction inverse de l’oxydation
s’appelle la réduction.
Un réducteur est l’espèce chimique qui perd un ou plusieurs électrons. Et un oxydant est l’espèce
chimique qui capte un ou plusieurs électrons. Donc, lors d’une réaction d’oxydo-réduction, le réducteur est
oxydé et l’oxydant est réduit.
Red1 Ox1 + n1 e- Oxydation
Ox2 + n2 e- Red2 Réduction
n2 Red1 + n1 Ox2 n2 Ox1 + n1 Red2
Pour connaître le sens d’évolution d’une réaction d’oxydo-réduction, il faut quantifier les pouvoirs
oxydant et réducteur des couples d’oxydo-réduction mis en jeu. Pour cela, on définit le potentiel standard
E° d’un couple d’oxydo-réduction (Ox/Red). Plus E° est grand, plus l’oxydant est fort.
La manganimétrie est une méthode de dosage basée sur les réactions d’oxydoréduction par l’ion
permanganate (MnO4-).
Le permanganate de potassium KMnO4 est un oxydant fort pour toutes les espèces chimiques
(organiques et inorganiques). Suivant le milieu de la réaction, son réducteur peut correspondre à Mn2+,
Mn3+
, ou MnO2.
La manganimétrie fait intervenir le couple MnO4-/ Mn
2+ (E°= 1,507 V). La forme oxydante MnO4
-
est violette et la forme réductrice Mn2+ est incolore, ce qui permet de déterminer le point équivalent sans
utiliser un indicateur coloré.
Remarque : Si le milieu réactionnel n’est pas assez acide, le couple intervenant est MnO4-/MnO2. L’oxyde de
manganèse II étant un solide marron peu soluble, l’équivalence n’est plus repérable. Il est donc nécessaire
d’acidifier le milieu par à un ajout d’acide sulfurique concentré (l’acide chlorhydrique et l’acide nitrique ne
sont pas utilisés car le premier est oxydé par l’ion permanganate et le second est aussi un oxydant).
II. Objectif :
Détermination du titre molaire d’une solution d’eau oxygénée.
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III. Matériel et produits :
Pipette graduée ou jaugée (10 mL), Fiole jaugée (100 mL), Pro-pipette, Burette (25 ou 50 mL), erlenmeyer
(100 mL), bécher (x3), plaque chauffante agitatrice, barreau magnétique, solution d’eau oxygénée (H2O2),
solution d’acide oxalique (H2C2O4 0,1 N), solution de permanganate de potassium (KMnO4), solution d’acide
sulfurique (H2SO4 à 20%)
IV. Travail à réaliser :
1. Détermination de la concentration de la solution de KMnO4
Cette partie est réalisée en utilisant une solution réductrice d’acide oxalique (H2C2O4) de normalité 0,1N
selon les démarches suivantes :
a) Préparation de la burette :
Vérifier que le robinet d'arrêt de la burette est bien fermé.
Rincer la burette graduée avec de l’eau distillée puis avec la solution oxydante (KMnO4).
Remplir la burette avec la solution oxydante (KMnO4) de concentration molaire inconnue.
Dégazer la partie inférieure de la burette en faisant écouler la solution dans un bécher étiqueté.
Ajuster le niveau du liquide au niveau zéro de la burette en faisant écouler l'excédent de la solution
oxydante dans le bécher étiqueté.
b) Préparation de la solution réductrice :
Prélever, à l’aide d’une pipette jaugée munie d’une pro-pipette, un volume V1 de 10 ml d’acide
oxalique 0,1 N et le verser dans un erlenmeyer.
Ajouter 10 ml d’acide sulfurique à 20 % en utilisant une éprouvette.
Ajouter sur le mélange précédent, une à deux gouttes de la solution de permanganate de potassium qui
se trouve dans la burette. Une couleur violette va apparaitre.
Chauffer l’erlenmeyer à l’aide de la plaque chauffante (≈ 60 °C) tout en agitant jusqu’à disparition de
la couleur.
Continuer en suite le dosage goutte à goutte jusqu’à l’apparition et la persistance de la couleur rose.
Noter la valeur du volume équivalent versé VE et compléter le tableau 1. Recommencer l’opération
deux à trois fois.
Tableau 1.
1er essai 2éme essai 3éme essai
Ve (mL)
Couleur
Déduire le volume d’équivalence moyen (Véq.moy) ?
Calculer la concentration molaire de la solution de KMnO4 ?
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2. Dosage d’une solution d’eau oxygénée H2O2 :
a) Préparation de 100 mL d’une solution S1 du peroxyde d’hydrogène H2O2 :
Prélever, à l’aide d’une pipette jaugée, 10 mL de la solution S0 d’eau oxygénée et la verser dans une
fiole jaugée de 100 mL.
Compléter avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge. Fermer la fiole avec un bouchon puis agiter la
solution S1, ainsi préparée, pour l’homogénéiser.
b) Dosage de la solution S1 de H2O2 :
Introduire dans un erlenmeyer de 100 mL , un volume de 10 mL de la solution à titrer S1 prélevée à
l’aide d’une pipette.
Ajouter 10 mL de H2SO4 à 20 % mesuré à l’aide d’une éprouvette.
Placer l’erlenmeyer sous la burette déjà remplie avec la solution titrante de KMnO4 dont la
concentration est connue maintenant.
Commencer le dosage goutte à goutte jusqu’au changement de couleur.
Noter la valeur du volume équivalent versé VE et compléter le tableau 2. Recommencer l’opération
deux à trois fois.
Tableau 2.
1er essai 2éme essai 3éme essai
Ve (mL)
Couleur
Déduire le volume d’équivalence moyen (Véq.moy) ?
Calculer la concentration molaire de la solution S1 d’eau oxygénée ?
Déduire le titre molaire de la solution S0 d’eau oxygénée ?
