I. Présentation
I.1 Historique C’est dans les années 1770 que le suédois Scheele découvre un gaz verdâtre par action de l’acide chlorhydrique sur le dioxyde de manganèse. Quarante ans plus tard les travaux de Gay-Lussac en France et de Davy en Angleterre montrent qu’il s’agit d’une nouvelle molécule : le dichlore (du grec chloros : vert). L’observation par Berthollet dans les années 1790 des propriétés décolorantes de ce gaz le conduit à préconiser son emploi en solution (c’est-à-dire sous forme d’eau de chlore) pour le blanchiment des textiles.
L’eau de Javel est une solution aqueuse d’hypochlorite de sodium, Na+ + ClO−, et de chlorure de sodium, Na+ + Cl−.
I.2 Degré chlorométrique (°chl.)
On caractérise la teneur en hypochlorite des produits nettoyants par leur degré chlorométrique (°Chl). Le degré chlorométrique est le « nombre de litres de chlore actif gazeux » que peut libérer 1 L de solution d’eau de javel lorsqu’on y ajoute de l’acide concentré, dans les conditions normales de température et de pression, d’après la réaction :
Cl−(aq) + ClO−(aq) + 2 H+(aq)g Cl2(g) + H2O(l)
I.3 Principe d’iodométrie
L’eau de javel représente un mélange de deux ions Cl- et ClO−. Les hypochlorites « ions ClO−» contenus dans l’eau de javel possèdent les propriétés blanchissantes et s’appellent chlorures décolorants. La quantité du chlore actif dans l’eau de javel est déterminée par le nombre de gramme de chlore contenu en hypochlorites.
L’ion hypochlorite est un oxydant énergétique qui réagit dans le milieu acide selon le couple oxydant/réducteur :
ClO− + 2H+ +2é à Cl- + H2O
Son équivalent gramme est égal à : E ClO−= m I ClO− /2
Où m I ClO− est la masse ionique de ClO−.
Le dosage du chlore actif est basé sur la méthode iodométrique dont le schéma de la réaction est le suivant :
a) ClO− + I− + H+ à I2 + Cl- + H2O
b) I2 + Na2S2O3 à Na2S4O6 + NaI
Premièrement, on fait agir l’iodure de potassium (KI) sur les hypochlorites (ClO−), ensuite on titre l’iode libre obtenu par du thiosulfate de sodium (2Na+, S2O32-). D’après le tirage on calcule la normalité et la quantité du chlore actif dans l’eau de javel.
II. Mode opératoire : - A l’aide d’une pipette graduée, introduire dans un bécher 7ml de la solution de KI (0,1N).
- Ajouter au mélange obtenu, à l’aide de la pipette, 5ml d’eau de javel.
- Introduire 5 ml d’une solution de H2SO4
- Titrer ensuite la solution par le thiosulfate de sodium (Na2S2O3) à 0,1N
- Au moment où le titrage est presque terminé (couleur jaune paillé de la solution), ajouter quelques gouttes d’amidon. Continuer le titrage jusqu’à la disparition de la teinte bleue par suite de l’addition d’une goutte en excès.
- Noter le volume de Na2S2O3 dépensé au titrage et vérifier la précision du titrage en ajoutant à la solution une goutte d’amidon.
- Répéter encore une fois le même titrage.
III. Travail à réaliser
| Essais | Volume de thiosulfate de sodium versé |
| Essai n°1 | |
| Essai n°2 | |
- Ecrire les équations de la réaction.
- Calculer la normalité, la molarité et la concentration pondérale de ClO−
- Expliquer le rôle de l’amidon.
- A partir de l’équation du dosage, indiquer la relation entre nI2 et n thiosulfate.
- Indiquer la relation entre n ClO- et n I2.
- Calculer le pourcentage en chlore actif (% c.a.) de la solution commerciale (M(Cl2) = 71 g.L-1) et comparer avec l’indication du fabricant.
- En déduire le degré chlorométrique de l’eau de Javel utilisée. Comparer le résultat obtenu aux indications de l’étiquette du produit. Commenter.
Donnée : volume molaire dans les C. N. T. P.
Vm = 22, 4 L.mol−1
- À partir de cet exemple proposer une définition d’un dosage indirect.
Exercices avec solutions
