Exal n°1 CH10 titrages

Comprendre Exercice expérimental Ch10 : Dosage par titrage p 1
CE : Pratiquer une démarche expérimentale pour déterminer la concentration d’une espèce à l’aide de courbes d’étalonnage en
utilisant la spectrophotométrie et la conductimétrie, dans le domaine de la santé, de l’environnement ou du contrôle de la qualité.
I. Contexte du sujet et but de l'exercice expérimental
Document 1 : Caractéristiques d’une solution d’acide chlorhydrique à 23% acheté en magasin de bricolage.
L’acide chlorhydrique étant un acide fort, une solution aqueuse de cet acide ne contient que les ions oxonium
H3O+ (aq) et chlorure Cl– (aq).
23 % d’acide chlorhydrique signifie que dans 100 g de solution on a 23 g d’acide chlorhydrique dissout.
Ainsi, après calcul, on déduit qu’une solution d’acide chlorhydrique à 23% correspond à une concentration en soluté
[H3O+ ; Cl–] égale à 7,0 mol/L.
Document 2 : Données utiles
 Densité d’une solution d’acide chlorhydrique à 23% : d= 1,11.
 Masses molaires : M(H) = 1,0 g.mol–1 ; M(Cl) = 35,5 g.mol–1
 Zone de virage de quelques indicateurs colorés : Hélianthine (3,1 - 4,4) ; BBT (6 - 7,6) ; Rouge de crésol (7,2 - 8,8)
 Conductivité molaire ionique en mS.m².mol-1 : λ(Na+) = 5,01 ; λ(Cl–) = 7,631 ; λ(HO–) = 19,86 ; λ(H3O+) = 34,98
NB : plus la conductivité molaire ionique λ d’un ion est importante et plus il augmente la conductivité d’une solution.
Donc à concentration égale, HO– assure une meilleure conduction que Cl– par exemple.
Document 3 : Dilution de la solution commerciale à 23% par le professeur
Soit C0 la concentration en acide chlorhydrique de la solution commerciale supposée inconnue.
Le professeur prépare 200,0 mL de solution fille en diluant 1 mL de solution commerciale dans une fiole jaugée.
On note C1 la concentration en acide chlorhydrique de la solution fille obtenue.
Le but de cet exercice expérimental est de vérifier à l’aide d’un dosage que la solution achetée est bel et bien au
moins à 23 % soit à 7,0 mol/L d’acide chlorhydrique.

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II. Travail à effectuer
A. Dosage colorimétrique, pH-métrique et conductimétrique
1. Protocole :
 Prélever 10,0 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration C1 à l’aide d’une pipette jaugée.
 Diluer avec de l’eau distillée dans une fiole jaugée de 100 mL
 Verser ces 100,0 mL de solution S2 dans un grand bécher.
 Ajouter dans le bécher une dizaine de gouttes de BBT.
 Rincer la burette avec un peu de solution d’hydroxyde de sodium à CB = 2,6 x 10‒2 mol.L‒1
 Faire le zéro de la burette.
 Ajouter le turbulent dans la solution S2 et placer celle-ci sur l’agitateur magnétique.
 Plonger les électrodes du pH-mètre et du conductimètre dans la solution S2.
Veillez à ce que le turbulent ne touche pas les électrodes.
 Agiter modérément.
2. Manipulation :
1. Relever le pH et la conductivité σ en versant les volumes d’hydroxyde de sodium ajoutés VB ci-dessous.
2. Entourer la valeur de VB où s’effectue le changement de couleur.
VB (mL)
0
1,0
2,0
3,0
4,0
5,0
6,0
7,0
8,0
9,0
10,0
10,5
11,0
σ (ppm)
pH
VB (mL)
11,5
12,0
12,5
12,7
12,9
13,1
13,3
13,5
13,7
13,9
14,1
14,3
14,5
σ (ppm)
pH
VB (mL)
14,7
15,0
16,0
17,0
19,0
21,0
23,0
25,0
σ (ppm)
pH
B. Représentation graphique des résultats
1. Tracer les courbes pH = f(VB) et σ = f(VB) dans Regressi. NB : on mettra l’ordonnée pH à gauche σ à droite.
2. Représenter ci-dessous l’allure des graphiques et repérer le volume où s’effectue le changement de couleur.
Appel professeur n°1 « Manipulation » coefficient 2
A
B
C
D

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C. Exploitation des résultats
1. Le volume où s’effectue le changement de couleur est le volume équivalent expérimental VE,Exp.
Comment repère-t-on ce volume d’après l’allure des courbes pH = f(VB) et σ = f(VB) ?
________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
2. Quelle est la valeur de VE,Exp d’après l’étude conductimétrique : _____________________________________
3. On peut déduire la valeur de VE,Exp de la courbe pH = f(VB) par :
a. La méthode des tangentes
 Dans Regressi cliquer sur Outils puis tangente et OK.
 Cliquer sur un point de la droite proche mais avant le saut de pH. Relever pHE,Exp = ____ et VE,Exp = _____
b. le calcul de la dérivée : 
.
 Créer la variable « Der » afin de calculer dans Regressi 
 Tracer 
  en choisissant l’axe des ordonnées à droite. Relever pHE,Exp = ____ et VE,Exp = ____
4. Justifier pourquoi parmi la liste des indicateurs colorés du document 2 nous avons utilisé le BBT pour repérer
le volume équivalent.
________________________________________________________________________________________________
5. Déduire de vos expérience la valeur moyenne de VE,Exp : ___________________________________________
6. Ecrire l’équation bilan de la réaction de dosage de l’acide chlorhydrique de votre solution S2 par la solution
d’hydroxyde de sodium (Na+(aq) ; HO – (aq)).
________________________________________________________________________________________________
7. Le volume équivalent correspond au volume de solution titrante qui renferme la quantité de matière juste
nécessaire d’espèces qui consomment totalement les espèces à titrer.
En d’autre terme, à l’équivalence les réactifs sont totalement consommés car leurs quantités de matières
respectent les proportions stœchiométriques.
Déduire de la valeur de VE,Exp et de l’équation de la réaction de titrage, la concentration molaire expérimentale d’acide
chlorhydrique CaExp de la solution S2.

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8. En déduire la concentration molaire expérimentale C0Exp d’acide chlorhydrique dans a bouteille.
D. Contrôle de la qualité de bouteille d’acide chlorhydrique à 23%
En considérant qu’on accepte une incertitude de ± 0,4% d’acidité, la solution est-elle conforme selon votre
expérience.
E. Exploitation de la courbe σ = f(VB)
1. Rappeler quels sont les ions présents dans la solution S2 et préciser pour chacun comment évolue leurs quantités
de matière à partir de la réaction de titrage.
________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
2. En déduire l’explication des variations de pentes de cette courbe à partir de la réaction de titrage et des valeurs
des conductivités molaires ioniques données.
________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
F. Pour les plus rapides
A l’aide des données du document 2, montrer qu’une solution d’acide chlorhydrique à 23% correspond bien à une
concentration en soluté [H3O+ ; Cl–] égale à 7,0 mol/L.

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Matériel (par groupe) :
 pH-mètre étalonné.
 Conductimètre non étalonné
 Fiole jaugée de 100 mL + pipette jaugée de 10 mL + poire
 1 petit bécher et 1 bécher de 250 mL
 Agitateur magnétique + turbulent + barreau aimanté + burette
 Eau distillée
 BBT
Produits (au bureau) :
 Bouteille acide chlo commercial à 23%
 1L de solution de soude Na +(aq) + OH –(aq) à 2,6 x 10‒2 mol.L‒1 = 1,04 g/L
 pipette jaugée de 1 mL + poire
Correction : théoriquement VE = 13,5 mL.
D. Contrôle de la qualité de bouteille d’acide chlorhydrique à 23%
Si on trouve 6,96 mol/L on a : 23 % 7,0 mol/L donc x % 6,96 mol/L : x = 23 x 6,96 / 7,0 = 22,9%
Sinon 6,96 mol/L = 6,96 x 36,5 = 254 g/L. 1L de solution pesant 1110 g on a 254 / 1110 = 22,9%
F. Pour les plus rapides
23 %  23 g dans 100g de solution. 1 mL pèse 1,110 g d’où 100g 90,09 mL d’où Cm = 23 / (90,09.10-3) = 255 g/L
D’où C = 255/36,5 = 6,99 mol/L.
NB : Savoir qu’à la demi-équivalence on a pH = pKa n’est plus au programme.
Rappel de la démonstration : l’équation support du dosage d’un acide faible AH est : AH + HO- A‒ + H2O
A l’équivalence tous les AH se sont dissocié en A‒ donc [AH]i =[ A‒]f et [AH]f = 0
A la demi équivalence la moitié des AH se sont dissocié en A‒ donc [AH]E/2 restant =[ A‒]E/2 formé d’où pH = pKa
Par les calculs d’après le tableau d’avancement : A l’équivalence CaVa=CbVe=xE
Avant l’équivalence : n(HO-)=CbVb-x=0 : réactif limitant, n(AH)=CaVa-x= CaVa-CbVb>0 et n(A‒)= x = CbVb
On veut que [AH] =[ A‒]n(AH) =n(A‒)CaVa-CbVb = CbVb CaVa = 2 CbVb
Or d’après l’équivalence on a : CaVa = 2 CbVb = CbVe donc Ve = 2Vb 
Donc à la demi équivalence on a versé la quantité de soude afin que AH restant et A‒ formé soit présente en quantité
égale en solution. D’où pH = pKa à la demi équivalence !
NB : ceci n’est vrai que si l’acide faible n’est pas trop fort : pour ceux qui ont des pKa > 4 environ ….