Exercices

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Concentration et titre massique

✔ APP : Maîtriser le vocabulaire du cours
✔ RAI/ANA : Utiliser et interpréter des documents

L’acide chlorhydrique est une solution aqueuse obtenue par dissolution du chlorure d’hydrogène gazeux $\text{HCl(g)}$ dans l’eau. Le tableau ci‑dessous donne les densités de quelques solutions d’acide chlorhydrique en fonction de leur titre massique exprimé en pourcentage (%).


1. Donner l’expression de la concentration en masse de la solution d’acide chlorhydrique en fonction du titre massique et de la densité de la solution.


Au laboratoire, le technicien retrouve un flacon contenant de l’acide chlorhydrique, mais l’étiquette est effacée. Il mesure la densité de la solution et trouve $d=1,103$.

2. Estimer le titre massique et la concentration en masse de cette solution.

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Solution de potasse en QCM

✔ RAI/ANA : Utiliser et interpréter des documents
✔ RAI/ANA : Choisir un protocole

La potasse est une solution aqueuse d’hydroxyde de potassium de formule ${\text{(K}}^{+}{\text{(aq) ; HO}}^{-}\text{(aq))}$. On souhaite déterminer la concentration d’une potasse par titrage avec suivi pH‑métrique.

1. Pour réaliser ce dosage, on peut utiliser :
a. la soude
b. l’acide chlorhydrique.
c. le nitrate d’argent.


2. La potasse est utilisée comme solution à titrer. Préciser où doit‑on placer la potasse.
a. Dans un bécher.
b. Dans la burette.
c. Dans une éprouvette graduée.


3. On doit verser un volume $V=8,3$ mL de solution titrante de concentration $c=1,0\times 10^{-2}$ mol⋅L^-1 pour atteindre l’équivalence. En déduire la quantité de matière d’ions hydroxyde dans le bécher.
a. $8,3$ mmol
b. $8,3$ μmol
c. $8,3\times 10^{-2}$ mmol


4. Le volume de la prise d’essai était de $5,0$ mL. Calculer la concentration en ion hydroxyde de la potasse dosée.
a. $1,0\times 10^{-2}$ mol⋅L^-1
b. $4,2\times 10^{-2}$ mol⋅L^-1
c. $1,7\times 10^{-2}$ mol⋅L^-1

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Dilution d’une solution commerciale

✔ RAI/ANA : Utiliser et interpréter des documents
✔ RAI/ANA : Choisir un protocole

L’acide sulfurique est utilisé dans l’industrie agroalimentaire pour tester la teneur en matière grasse dans les fromages. L’étiquette d’un flacon est reproduite ci‑dessous.

1. Exprimer, puis calculer la concentration en (mol·L^-1) en acide sulfurique apporté de cette solution.


2. Le technicien de laboratoire doit réaliser une solution dont la concentration est égale à $c=1,0\times 10^{-2}$ mol·L^-1. Écrire le protocole.

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Comparaison des résultats

✔ VAL : Évaluer les incertitudes

On souhaite déterminer la concentration de l’ammoniaque dans une solution contenant de l’ammoniac ${\text{NH}}_3\text{(aq)}$ dissous. Des élèves réalisent le dosage d’un volume $V_1=5,0$ mL d’ammoniaque de concentration $c_1$ inconnue par l’acide chlorhydrique ${\text{(H}}_3{\text{O}}^{+}{\text{(aq) ; Cl}}^{-}\text{(aq))}$ de concentration $c_2=1,0\times 10^{-3}$ mol⋅L^-1.

Les valeurs du volume à l'équivalence $V_{\text{E}}$ qu’ils trouvent sont regroupées dans les tableaux ci‑dessous :



1. Faire le schéma du montage.

2. Écrire l’équation de la réaction support du dosage.


3. Représenter l’histogramme associé à la série des mesures à l’aide d’un tableur.

4. Évaluer l’incertitude-type sur le volume à l'équivalence par une approche statistique.
➜ Voir fiche méthode 8, p. 590


5. Exprimer la valeur de la concentration $c_1$ en ammoniac de la solution avec son incertitude.

Données

• Couples acide‑base : ${\mathrm{N}\mathrm{H}}_4^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})/$ ${\text{NH}}_3\text{(aq)},$ ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\text{(aq)}/$ ${\text{H}}_2\text{O(l)}$ et ${\text{H}}_2\text{O(l)}/$${\text{HO}}^{-}\text{(aq)}$

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Lutte contre le varroa

✔ RAI/ANA : Utiliser et interpréter des documents
L’acide formique $\text{HCOOH}$, ou acide méthanoïque, est sécrété par des insectes, notamment les fourmis, et certaines plantes. Un traitement à l’acide formique à $60\%$ permet de protéger les abeilles contre le Varroa destructor, une espèce d’acarien qui détruit les colonies. Quatre traitements successifs de $40$ mL d’acide formique dans chaque colonie peuvent détruire le varroa et protéger les abeilles de ce parasite.

Un apiculteur achète un bidon de $20$ L d’acide formique à $80\%$ $(d=1,22)$. Il souhaite traiter $150$ colonies.

⬥ Proposer un protocole pour préparer le traitement.

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Correction de l’acidité d’une piscine

✔ APP : Maîtriser le vocabulaire du cours

Pour corriger le $\text{pH}$ d’une piscine, on peut utiliser une solution d’acide sulfurique concentré, de formule ${\text{H}}_2{\text{SO}}_4\text{(aq)}$, vendu sous le nom de pH‑minus par bidon de $5$ L. Sa teneur en acide sulfurique est de $50\%$ et sa densité de $1,40$. Un fabricant de pH‑minus indique qu’il faut $0,10$ L de produit pour $10$ m³ d’eau.

⬥ Déterminer la concentration en masse d'acide sulfurique d'une piscine de $6$ m³ après un traitement au pH‑minus.

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Simulation du titrage de l’ammoniaque

✔ REA/MATH : Utiliser un langage de programmation

De nombreux produits ménagers contiennent de l’ammoniac ${\text{NH}}_3\text{(g)}$ dissous. L’ammoniac est un gaz incolore, à l’odeur âcre et piquante, qui brûle les poumons et les yeux. Il faut donc utiliser ces solutions avec précaution.
La solubilité de l’ammoniac est d’environ $540$ g⋅L^-1 à $20$ °C. On souhaite représenter, en utilisant un langage de programmation, l’évolution des quantités de matière des espèces au cours du dosage d’une solution d’ammoniaque $\text{S}$ par de l’acide chlorhydrique.

1. Calculer la concentration en (mol⋅L^-1) de la solution d’ammoniaque $\text{S}$ réalisée en dissolvant un volume $V_0=1,30$ L d’ammoniac gazeux dans $500$ mL d’eau.


2. Étudier la géométrie de la molécule d’ammoniac.


3. Justifier la très grande solubilité de l’ammoniac.


On réalise le titrage de $V=10,0$ mL de solution avec suivi conductimétrique par une solution d’acide chlorhydrique de concentration $c^{\prime }=0,100$ mol⋅L^-1.
On ajoute $200$ mL d’eau distillée avant de commencer pour éviter les phénomènes de dilution.

4. Légender le schéma du montage ci‑dessous. Pour écrire sur ce schéma, veuillez cliquer sur l’image et utiliser notre outil de dessin.

5. Écrire l’équation de la réaction support du dosage.


6. En considérant trois états (avant, pendant et après l'équivalence) étudier l’évolution des quantités de matière au cours du dosage.


7. Définir l’équivalence du système.


8. Programmer dans le langage Python le calcul des quantités de matière et de la conductivité de la solution.

Données

• Volume molaire à 20 °C : $V_{\text{m}}=24,0$ L⋅mol^-1
• Électronégativités : $\chi (\text{N})=3,04,\chi (\text{H})=2,20$ et $\chi (\text{O})=3,44$
• Conductivités molaires ioniques : $\lambda {\text{(H}}_3{\text{O}}^{+})=35,0$ mS·m²·mol^-1, $\lambda {\text{(HO}}^{-})=19,8$ mS·m²·mol^-1, $\lambda {\text{(NH}}_4^{+})=7,35$ mS·m²·mol^-1 et $\lambda {\text{(Cl}}^{-})=7,64$ mS·m²·mol^-1.
• Couples acide‑base : ${\text{NH}}_4^{+}\text{(aq)}/$ ${\text{NH}}_3\text{(aq)}$ et ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\text{(aq)}/$ ${\text{H}}_2\text{O(l)}$

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Titrage d’un détartrant pour cafetière

✔ RAI/ANA : Utiliser et interpréter des documents

L’acide sulfamique ${\text{NH}}_2{\text{SO}}_3\text{H(s)}$ est un solide blanc à température ambiante, qui est utilisé pour détartrer les cafetières. On verse le contenu d’un sachet de masse $m=1,0$ g d’acide sulfamique dans une fiole jaugée de volume $V\text{’}=100,0$ mL et on complète avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge. On dose $20,0$ mL de la solution avec de la soude de concentration $c\text{’}=0,100$ mol⋅L^-1.

La courbe donnant l’évolution du $\text{pH}$ en fonction du volume $V$ de soude versé est donnée ci‑dessous.

⬥ Vérifier la pureté de la poudre contenue dans le sachet de détartrant.

Données

• Couple acide‑base : ${\text{NH}}_2{\text{SO}}_3\text{H(aq)}/$ ${\text{NH}}_2{\text{SO}}_3^{-}\text{(aq)},$ ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\text{(aq)}/$ ${\text{H}}_2\text{O(l)}$ et ${\text{H}}_2\text{O(l)}/$ ${\text{HO}}^{-}\text{(aq)}$
• Masse molaire de l'acide sulfamique : $M=97,1$ g⋅mol^-1

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Conservation du foin

✔ RAI/ANA : Construire un raisonnement

Pour éviter l’apparition de moisissures sur les foins après la pluie, un traitement consiste à y pulvériser de l’acide propanoïque (ou acide propionique).
Cet agent « séchant » évite ainsi la prolifération des microorganismes en bloquant le développement des bactéries, levures et moisissures et permet ainsi de conserver les foins bien au sec. Un agriculteur achète un bidon de 20 kg pour traiter ses bottes de foin.


⬥ Calculer la concentration en (mol⋅L^-1) d'acide propionique de la solution utilisée pour le séchage des foins.

Données

• Formule de l'acide proprionique : ${\text{C}}_2{\text{H}}_5\text{COOH}$
• Masse molaire de l’acide propionique : $M=74,1$ g⋅mol^-1