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Chim. N°06 |
Dosages acido-basiques : Exercices. Correction. |
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Réaction chimique par échange de proton Contrôle de qualité par dosage. Programme 2012 : Programme 2020 |
Pour aller plus loin :
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Mots clés : Réaction de dosage ; dosages acido-basiques ; titrage acido-basique ; point d'équivalence ; détermination graphique du point d'équivalence ; ... |
I- Applications.
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On ajoute progressivement, à un volume VA, égal à 50,0 mL, d’une solution aqueuse d’acide méthanoïque HCOOH de concentration inconnue CA, un volume VB d’une solution aqueuse de soude de concentration CB égale à 0,10 mol /L, et on mesure le pH. La courbe représentant les variations du pH en fonction du volume est donnée ci-dessous.
Cliquer sur l'image pour l'agrandir a)- Écrire l’équation de la réaction de dosage. b)- Déduire de la courbe la valeur du volume VBE de soude versée à l’équivalence. c)- Calculer la valeur de CA . |
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On ajoute progressivement, à un volume VA, égal à 50,0 mL, d’une solution aqueuse d’acide méthanoïque HCOOH de concentration inconnue CA, un volume VB d’une solution aqueuse de soude de concentration CB égale à 0,10 mol /L, et on mesure le pH. La courbe représentant les variations du pH en fonction du volume est donnée ci-dessous.
Cliquer sur l'image pour l'agrandir a)- Écrire l’équation de la réaction de dosage. - Équation de la réaction : HCOOH (aq) + HO – (aq) → HCOO – (aq) + H2O (ℓ) b)- Déduire de la courbe la valeur du volume VBE de soude versée à l’équivalence. - Valeur du volume de base versée à l’équivalence : - Méthode graphique : méthode des tangentes :
Cliquer sur l'image pour l'agrandir - Volume de base versée à l’équivalence : VBE ≈ 21,5 mL c)- Calculer la valeur de CA . - À l’équivalence : - |
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On souhaite vérifier la composition d’un comprimé contenant de l’acide ascorbique ou vitamine C, de formule C6H8O6. Pour cela, on dissout un comprimé dans de l’eau distillée. On obtient 100 mL de solution sur lesquels on prélève 10,0 mL que l’on dose par une solution d’hydroxyde de sodium à 2,0 x 10 – 2 mol / L.Les courbes correspondant à ce dosage sont représentées ci-après.
Cliquer sur l'image pour l'agrandir a)- Déterminer la position du point équivalent E. b)- Calculer la concentration de la solution dosée. c)- Calculer la masse de vitamine C contenue dans le comprimé. |
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On souhaite vérifier la composition d’un comprimé contenant de l’acide ascorbique ou vitamine C, de formule C6H8O6. Pour cela, on dissout un comprimé dans de l’eau distillée. On obtient 100 mL de solution sur lesquels on prélève 10,0 mL que l’on dose par une solution d’hydroxyde de sodium à 2,0 x 10 – 2 mol / L.Les courbes correspondant à ce dosage sont représentées ci-après.
Cliquer sur l'image pour l'agrandir a)- Déterminer la position du point équivalent E. - L’abscisse
VBE du point d’équivalence
E
est
l’abscisse de l’extremum de la courbe
représentant
- On trouve :
VBE
≈
14,6 mL et pHE
≈ 8,1
Cliquer sur l'image pour l'agrandir b)- Calculer la concentration de la solution dosée. -
Concentration de la solution dosée :
- À l’équivalence : -
c)- Calculer la masse de vitamine C contenue dans le comprimé. - Masse de vitamine
C dans le comprimé : - Quantité de matière d’acide ascorbique n = CA . V - Masse d’acide ascorbique : - m = n . M = CA . V . M - m = 2,9 x 10 – 2 x 0,10 x 176 - m ≈ 0,51 g |
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On filtre une solution saturée d’acide picrique (C6H3N3O7) ou 2, 4, 6 – trinitrophénol puis on dose 10,0 mL de la solution filtrée (mesurés avec une pipette jaugée) par une solution de soude de concentration CB égale à 9,7 x 10 – 2 mol / L. On suit la variation de la conductance de la solution au cours du dosage et on trace la courbe ci-après. Formule semi-développée de l’acide picrique :
Cliquer sur l'image pour l'agrandir - On donne : masse molaire de l’acide picrique : M = 229 g / mol. a)- Déterminer le volume de soude versée à l’équivalence. b)- Calculer la concentration de la solution d’acide picrique. c)- En déduire la solubilité de l’acide picrique à la température de la mesure. |
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On filtre une solution saturée d’acide picrique (C6H3N3O7) ou 2, 4, 6 – trinitrophénol puis on dose 10,0 mL de la solution filtrée (mesurés avec une pipette jaugée) par une solution de soude de concentration CB égale à 9,7 x 10 – 2 mol / L. On suit la variation de la conductance de la solution au cours du dosage et on trace la courbe ci-après. Formule semi-développée de l’acide picrique :
- On donne : masse molaire de l’acide picrique : M = 229 g / mol. a)- Déterminer le volume de soude versée à l’équivalence. - Volume de soude versée à l'équivalence : - VBE
≈ 4,8 mL
b)- Calculer la concentration de la solution d’acide picrique. - L’acide picrique peut être considéré comme un monoacide dont la réaction avec l’eau est quasi totale. - On utilise la notation HA pour l’acide picrique pour simplifier. - La valeur de son pKA = 0,8.C’est un solide jaune soluble dans l’eau. - On
peut dissoudre 1,4 g d’acide dans 100 mL d’eau. - La solution obtenue est dosée par une solution de soude de concentration CB = 9,7 x 10 – 2 mol / L. - Le suivi
pH-métrique donne la courbe suivante. - On remarque que la courbe à la même allure que celle obtenue lorsque
l’on dose l’acide chlorhydrique par la soude.
- Réaction entre l’acide picrique et l’eau : AH (aq) + H2O (ℓ) → A – (aq) + H3O + (aq) - L’hydroxyde de sodium est un composé ionique (solide blanc) qui réagit
totalement avec l’eau. - On donne l’équation simplifiée :
- Réaction entre l’acide picrique et la soude : H3O + (aq) + HO – (aq) → 2 H2O (ℓ) - Au cours de l’étude conductimétrique, on mesure la conductance de la solution obtenue lors de l’addition de soude à la solution d’acide
picrique. - Au départ, la solution contient des ions oxonium et des ions picrate. - Lorsqu’on ajoute la soude, les ions oxonium etles ions hydroxyde réagissent quantitativement. - Il
disparaît autant d’ions oxonium que l’on a introduit d’ions hydroxyde. - La concentration en ions oxonium diminue et la concentration en ion sodium augmente.
- En
conséquence, la conductance de la solution diminue tant que les ions oxonium
sont en excès par rapport aux ions hydroxyde. - À l’équivalence, la quantité de matière d’ions hydroxyde est égale à la quantité de matière d’ions oxonium initialement présente. - La
conductance de la solution est minimale. - Après l’équivalence, la concentration en ions hydroxyde augmente, la concentration en ions sodium augmente aussi. - La conductance de la solution augmente. - On peut donner une estimation du volume de soude versé à l’équivalence en prenant l’abscisse du point d’intersection des deux droites obtenues. - VBE
≈
4,8 mL - À l’équivalence : -
c)- En déduire la solubilité de l’acide picrique à la température de la mesure. - Solubilité de l’acide picrique : - Masse d’acide picrique dans 100 mL de solution : - mA = nA . M = CA . V . M - mA = 4,7 x 10 – 2 x 0,100 x 229 - mA ≈ 1,1 g - Les tables donnent 1,4 g pour 100 mL à 25 °C. - Comme la solubilité dépend de la température, ici la température de la mesure est inférieure à 25 °C. |
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Le bicarbonate de soude officinal utilisé en cas d’acidité excessive de l’estomac, est l’hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3. On se propose de vérifier par deux méthodes le degré de pureté d’un échantillon officinal, degré défini par :
- Les deux méthodes sont indépendantes. - On donne : masse molaire de hydrogénocarbonate de sodium : M = 84,0 g / mol. Première méthode : On introduit 0,8 g de bicarbonate de soude dans une fiole jaugée de 100 mL et on complète jusqu’au trait de jauge avec de l’eau distillée. On prélève ensuite 20 mL de cette solution et on suit avec un pH-mètre l’évolution du pH lors de l’addition progressive d’une solution diluée d’acide chlorhydrique de concentration CA = 0,10 mol / L. La réaction, ayant lieu lors du dosage, est donnée par l’équation :
On trace ensuite la courbe représentative de la fonction pH = f (v) ou v est le volume d’acide versé exprimé en mL.
1)- Faire le schéma annoté (nom du matériel, nature des solutions) du dispositif du dosage. - Schéma annoté du montage :
2)- En utilisant la courbe jointe déterminer : a)- Le pH de la solution initiale d’hydrogénocarbonate de sodium. - Valeur du pH de la solution initiale : pH ≈ 8,0 b)- Les coordonnées du point équivalent. 3)- Quel(s) indicateur(s) coloré(s) parmi ceux cités ci-après aurait-on pu employer en l’absence de pH-mètre, pour déterminer le volume équivalent ? - Justifier brièvement la réponse.
4)- Calculer la quantité de matière d’hydrogénocarbonate de sodium pur contenu dans l’échantillon de 0,8 g. 5)- En déduire le degré de pureté du bicarbonate de soude officinal. seconde méthode :
1ière
étape : On place 0,8 g de bicarbonate de soude officinal dans un erlenmeyer, on ajoute un volume v0 = 25 mL d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration C0 = 1,00 mol / L. La quantité d’acide est en excès par rapport aux ions hydrogénocarbonate. L’équation de la réaction qui se produit est toujours :: HCO3– (aq) + H3O+ (aq) → CO2 + 2 H2O (ℓ) Le dioxyde de carbone produit se dégage spontanément et on s’assure de son élimination complète par un chauffage léger.
2ième
étape : On dose alors l’excès d’acide chlorhydrique à l’aide d’une solution de soude de concentration C1 = 1,00 mol / L que l’on verse progressivement dans la solution contenue dans l’erlenmeyer en présence d’un indicateur coloré judicieusement choisi. Le virage de l’indicateur a lieu lorsque l’on verse VBE ≈ 15,5 mL de soude. 1)- Calculer la quantité de matière n0 d’ions oxonium apportés par l’acide chlorhydrique lors de la première étape. 2)- Écrire l’équation de la réaction ayant lieu dans la deuxième étape lors du dosage de l’excès d’acide chlorhydrique par la soude. 3)- Calculer la quantité de matière n2 d’ions oxonium en excès dosés par la solution de soude. 4)- Calculer la quantité de matière d’hydrogénocarbonate de sodium contenu dans l’échantillon de 0,8 g. 5)- En déduire le degré de pureté du bicarbonate de soude officinal et comparer avec le résultat obtenu lors de la première méthode. |
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Le bicarbonate de soude officinal utilisé en cas d’acidité excessive de l’estomac, est l’hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3. On se propose de vérifier par deux méthodes le degré de pureté d’un échantillon officinal, degré défini par :
- Les deux méthodes sont indépendantes. - On donne : masse molaire de hydrogénocarbonate de sodium : M = 84,0 g / mol. Première méthode : On introduit 0,8 g de bicarbonate de soude dans une fiole jaugée de 100 mL et on complète jusqu’au tarit de jauge avec de l’eau distillée. On prélève ensuite 20 mL de cette solution et on suit avec un pH-mètre l’évolution du pH lors de l’addition progressive d’une solution diluée d’acide chlorhydrique de concentration CA = 0,10 mol / L. La réaction, ayant lieu lors du dosage, est donnée par l’équation : HCO3 – (aq) On trace ensuite la courbe représentative de la fonction pH = f (v) ou v est le volume d’acide versé exprimé en mL.
1)- Faire le schéma annoté (nom du matériel, nature des solutions) du dispositif du dosage. - Schéma annoté du montage :
2)- En utilisant la courbe jointe déterminer : a)- Le pH de la solution initiale d’hydrogénocarbonate de sodium. - Valeur du pH de la solution initiale : pH ≈ 8,0 b)- Les coordonnées du point équivalent. - Coordonnées du point équivalent : on utilise la méthode des
tangentes.
- Coordonnées du point d’équivalence E : - pHE
≈ 4,0
et VAE
≈ 13 mL. 3)- Quel(s) indicateur(s) coloré(s) parmi ceux cités ci-après aurait-on pu employer en l’absence de pH-mètre, pour déterminer le volume équivalent ? - Justifier brièvement la réponse.
- L’indicateur qui convient est : - l’hélianthine car le pH du point équivalent appartient à la zone de virage de l’indicateur. 4)- Calculer la quantité de matière d’hydrogénocarbonate de sodium pur contenu dans l’échantillon de 0,8 g. - À l’équivalence, la quantité de matière d’ions oxonium versé est égale à la quantité de matière d’ions hydrogénocarbonate initialement présents. - n (H3O+) versé = n (HCO3–)initial - solution diluée d’acide chlorhydrique de concentration CA = 0,10 mol / L et le volume versé :
VAE
≈ 13 mL. - n (HCO3–)initial = CA . VAE
5)- En déduire le degré de pureté du bicarbonate de soude officinal. - Degré de pureté du bicarbonate de soude officinal :
- Masse dans 100 g de solution : - m = 5 n (HCO3–) initial . M (NaHCO3) - m = 5 x 1,3 x 10 – 3 x 84,0 - m ≈ 0,546 g - Dans 0,8 g de bicarbonate de soude officinal, il y a 0,546 g d’hydrogénocarbonate
pur. - Degré de pureté : -
seconde méthode :
1ière
étape : On place 0,8 g de bicarbonate de soude officinal dans un erlenmeyer, on ajoute un volume v0 = 25 mL d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration C0 = 1,00 mol / L. La quantité d’acide est en excès par rapport aux ions hydrogénocarbonate. L’équation de la réaction qui se produit est toujours : HCO3– (aq) + H3O+ (aq) → CO2 + 2 H2O (ℓ) Le dioxyde de carbone produit se dégage spontanément et on s’assure de son élimination complète par un chauffage léger.
2ième
étape : On dose alors l’excès d’acide chlorhydrique à l’aide d’une solution de soude de concentration C1 = 1,00 mol / L que l’on verse progressivement dans la solution contenue dans l’erlenmeyer en présence d’un indicateur coloré judicieusement choisi. Le virage de l’indicateur a lieu lorsque l’on verse VBE ≈ 15,5 mL de soude. 1)- Calculer la quantité de matière n0 d’ions oxonium apportés par l’acide chlorhydrique lors de la première étape. - Quantité de matière d’ions oxonium apporté lors de la première étape : - n (H3O +)app = n0 = C0 . V0 - n (H3O +)app = n0 = 1,00 x 25 x 10 – 3 - n (H3O +) app = n0 ≈ 2,5 x 10 – 2 mol 2)- Écrire l’équation de la réaction ayant lieu dans la deuxième étape lors du dosage de l’excès d’acide chlorhydrique par la soude. - Équation de la réaction entre l’acide chlorhydrique
et la soude :
H3O + (aq) + HO – (aq) → 2 H2 O (ℓ) - La réaction est rapide, unique et quasiment totale. 3)- Calculer la quantité de matière n2 d’ions oxonium en excès dosés par la solution de soude. - quantité
de matière n2
d’ions oxonium en excès dosés
par la solution de soude. - À l’équivalence, la quantité de matière n 2 d’ions oxonium en excès est égale à la quantité de matière de soude versé.- n (HO –)versé = n2 = C1 . VBE - n (HO –)versé = n2 = 1,00 x 15,5 x 10 – 3- n (HO –)versé = n2 ≈ 1,55 x 10 – 2 mol4)- Calculer la quantité de matière d’hydrogénocarbonate de sodium contenu dans l’échantillon de 0,8 g. - La quantité de matière d’hydrogénocarbonate de sodium contenu dans l’échantillon est égale à la quantité de matière d’ions oxonium ayant disparu. - n (HCO3 –)échant = n (H3O +) disp = n0 – n2 - n (HCO3 –)échant = 2,5 x 10 - 2 – 1,55 x 10 – 2
- n
(HCO3
–)échant
≈
9,5
x 10 –
3 mol 5)- En déduire le degré de pureté du bicarbonate de soude officinal et comparer avec le résultat obtenu lors de la première méthode. - Degré de pureté du bicarbonate de soude officinal :
- Masse dans 100 g de solution : - m = 5 n (HCO3 –)échant . M (NaHCO3) - m = 9,5 x 10 – 3 x 84,0 - m ≈ 0,798 g - Dans 0,8 g de bicarbonate de soude officinal, il y a 0,798 g d’hydrogénocarbonate
pur. - Degré de pureté : - - Il y a un écart important entre les deux méthodes. - La seconde méthode semble plus précise que la première méthode. - L’incertitude sur le volume est trop importante. -
Le graphe est trop petit. |
