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Vérification de la concentration d’une solution
P.142-143

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SUJET BAC EXPÉRIMENTAL


8
Vérification de la concentration d’une solution




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Un technicien de laboratoire, voulant s’avancer dans son travail, a préparé 1,01{,}0 L de soude (solution aqueuse d’hydroxyde de sodium) de concentration en soluté apporté c=0,10c = 0{,}10 mol⋅L-1 plusieurs jours avant la date de la séance de travaux pratiques. Pour réaliser le dosage d’une solution d’acide formique, les élèves de terminale utilisent cette solution et trouvent des résultats aberrants. Le technicien, certain d’avoir préparé correctement la solution, cherche à comprendre pourquoi la concentration de la solution n’est pas celle attendue.

➜ Expliquer pourquoi la concentration de la soude préparée n’est plus égale à 0,10\bold{0{,}10} mol⋅L-1 et déterminer sa concentration réelle.

Doc. 1
Carbonatation de la soude

Hydroxyde de sodium

L’hydroxyde de sodium NaOH(s)\text{NaOH(s)} est un solide blanc déliquescent, c’est‑à‑dire qu’il absorbe facilement l’humidité de l’air. L’hydroxyde de sodium se présente sous forme de petites pastilles. Au laboratoire, on réalise la soude par dissolution de l’hydroxyde de sodium dans l’eau.

Le dioxyde de carbone CO2(g)\text{CO}_2\text{(g)} est très soluble dans la soude et réagit avec les ions hydroxyde HO(aq)\text{HO}^-\text{(aq)} selon l’équation :

CO2(aq)+2 HO(aq)H2O(l)+CO32(aq)\mathrm{CO}_{2}(\mathrm{aq})+2 \ \mathrm{HO}^{-}(\mathrm{aq}) \longrightarrow \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l})+\mathrm{CO}_{3}^{2-}(\mathrm{aq})

Ce phénomène, appelé carbonatation, modifie la concentration en ion hydroxyde dans la solution. Il est donc obligatoire de vérifier la concentration de la soude avant toute utilisation. Les ions carbonate ainsi formés précipitent avec les ions sodium présents dans la solution et deviennent du carbonate de sodium, un solide blanc. Il se retrouve sous forme de petits cristaux blancs au fond du flacon.

Doc. 2
Matériel nécessaire

  • pHpH-mètre étalonné et sa sonde
  • Potence, noix de serrage, pince et tige
  • Burette graduée
  • Béchers de 200200 mL et de 100100 mL
  • Agitateur magnétique et barreau aimanté
  • Solution d'hydroxyde de sodium
    (Na+(aq) ; OH(aq))\text{(Na}^+ \text{(aq)} ; \text{OH}^- \text{(aq))} de concentration c=0,10c = 0{,}10 mol⋅L-1
  • Pipette jaugée de 10,010{,}0 mL
  • Bécher à déchets
  • Solution d’acide oxalique de concentration c=0,050c' = 0{,}050 mol⋅L-1

Doc. 3
Soude carbonatée

Les flocons ou les cristaux blancs qui apparaissent au fond d’un flacon de soude sont dus à la carbonatation.

Doc. 4
Réaction support du titrage

L’acide oxalique est un diacide de formule brute H2C2O4\text{H}_2 \text{C}_2 \text{O}_4.
Il réagit avec les ions hydroxyde selon l’équation :

H2C2O4(aq)+2 HO(aq)C2O42(aq)+2 H2O(l)\mathrm{H}_{2} \mathrm{C}_{2} \mathrm{O}_{4}(\mathrm{aq})+2  \mathrm{HO}^{-}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{C}_{2} \mathrm{O}_{4}^{2-}(\mathrm{aq})+2  \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l})

Acide oxalique

Données

  • Couples acide-base : H3O+(aq)/H2O(l), H2O(l)/ HO(aq)\text{H}_3\text{O}^+ \text{(aq)/H}_2\text{O(l), H}_2 \text{O(l)/ HO}^- \text{(aq)} et H2C2O4(aq)/C2O42\text{H}_2 \text{C}_2 \text{O}_4 \text{(aq)/C}_2\text{O}_{4}^{2-}
  • Masse molaire de l’hydroxyde de sodium : M(NaOH)=40,0M\text{(NaOH)} = 40{,}0 g⋅mol-1
  • Masse molaire du dioxyde de carbone : M(CO2)=44,0M(\text{CO}_2) = 44{,}0 g⋅mol-1


1
Protocole du titrage
(10 minutes conseillées)

1. En utilisant les informations de l’énoncé, donner deux raisons pour lesquelles la concentration de la soude pourrait être différente de la concentration théorique.


2. Préciser en le justifiant si la concentration de la solution est inférieure ou supérieure à 0,100{,}10 mol⋅L-1.


Appel n°1  Appeler le professeur pour lui présenter le raisonnement ou en cas de difficulté.


2
Proposition de protocole
(10 minutes conseillées)

On souhaite déterminer la concentration réelle en ion hydroxyde HO(aq)\text{HO}^-\text{(aq)} dans la soude.

3. Proposer un protocole permettant de réaliser, avec le matériel à votre disposition, le titrage d’un volume V0=10,0V_0 = 10{,}0 mL de soude par l’acide oxalique.


Appel n°2  Appeler le professeur pour lui présenter le protocole ou en cas de difficulté.


3
Réalisation du titrage
(20 minutes conseillées)

4. Réaliser le titrage et tracer la courbe pH=f(V)\text{pH} = f (V) sur un tableur‑grapheur avec VV le volume d’acide oxalique versé.
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Appel n°3  Appeler le professeur pour lui présenter vos résultats ou en cas de difficulté.


4
Concentration de la soude
(20 minutes conseillées)

5. Déterminer le volume à l'équivalence VEV_\text{E} par la méthode de votre choix. Donner une estimation de l’incertitude sur VEV_\text{E}.


6. Préciser la relation entre la quantité de matière d'acide oxalique versée et la quantité de matière d'ions hydroxyde présente dans la solution.


7. En déduire la concentration en ion hydroxyde dans la soude.


8. Estimer la masse de dioxyde de carbone qui s’est dissoute dans le flacon préparé par le technicien. Calculer l’incertitude‑type composée sur la masse de dioxyde de carbone u(m(CO2))u (m(\text{CO}_2)) en utilisant la formule suivante :

u(m(CO2))=cV0VflaconM(CO2)u(VE)u\left(m\left(\mathrm{CO}_{2}\right)\right)=\dfrac{c^{\prime}}{V_{0}} \cdot V_{\mathrm{flacon}} \cdot M\left(\mathrm{CO}_{2}\right) \cdot u\left(V_{\mathrm{E}}\right)



Défaire le montage et ranger la paillasse

Se Préparer aux ECE
 
Rédiger une fiche de révision reprenant les étapes d'un titrage avec suivi pH‑métrique.
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