Exercices: Neutralisation et titrages

Au laboratoire, on réalise la neutralisation de $40{,}0\,\text{mL}$ d'une solution aqueuse d'hydroxyde de baryum, $\mathrm{Ba(OH)_2}$, de concentration $0{,}050\,\text{M}$, en utilisant comme réactif titrant une solution aqueuse d'acide chlorhydrique, $\mathrm{HCl}$, de concentration $0{,}125\,\text{M}$ à la température de $25\,^\circ\text{C}$.

1. a) Écrire l'équation chimique équilibrée de la réaction de neutralisation qui a lieu.
2. b) Calculer le volume de solution de $\mathrm{HCl}$, exprimé en millilitres, qu'il faut ajouter pour atteindre exactement l'équivalence.

Lors du titrage de $25{,}0\,\text{mL}$ d'acide acétique, $\mathrm{CH_3COOH}$ (acide faible), par une solution d'hydroxyde de sodium, $\mathrm{NaOH}$ (base forte), l'équivalence est atteinte théoriquement à $\mathrm{pH} \approx 8{,}8$. Au laboratoire, on dispose de deux indicateurs colorés acido-basiques : le rouge de méthyle (zone de virage de $\mathrm{pH}$ entre $4{,}4$ et $6{,}2$, du rouge au jaune) et la phénolphtaléine (zone de virage de $\mathrm{pH}$ entre $8{,}2$ et $10{,}0$, d'incolore à rose).

1. a) Définir et différencier de façon concise l'équivalence et le point final d'un titrage.
2. b) Justifier lequel des deux indicateurs est le plus adapté pour minimiser l'erreur expérimentale dans ce titrage.

Dans un laboratoire d'enseignement, il reste de l'acide sulfurique concentré, $\mathrm{H_2SO_4}$, et une solution concentrée d'hydroxyde de sodium, $\mathrm{NaOH}$, tous deux étiquetés comme corrosifs. Un élève propose de les mélanger directement dans un bécher et de verser le résultat à l'évier. a) Identifier deux risques de cette proposition et expliquer quelle protection des yeux, de la peau et des vêtements exige un travail encadré avec des réactifs corrosifs. b) Proposer comment identifier, séparer et signaler ces déchets au responsable du laboratoire pour leur gestion conformément à la procédure de l'établissement. Justifier pourquoi l'éventuelle neutralisation doit être une opération contrôlée et non un mélange improvisé de produits concentrés.

Pour déterminer la concentration inconnue d'une solution aqueuse d'acide chlorhydrique, $\mathrm{HCl}$, on prélève une prise d'essai de $25{,}0\,\text{mL}$ avec une pipette jaugée et on la verse dans un erlenmeyer, puis on ajoute deux gouttes de phénolphtaléine. On remplit une burette graduée de $50{,}0\,\text{mL}$ (incertitude de lecture de $\pm 0{,}05\,\text{mL}$ par affleurement) avec une solution étalon d'hydroxyde de sodium, $\mathrm{NaOH}$, $0{,}100\,\text{M}$. La figure détaille le montage expérimental ainsi que la lecture initiale de la burette et la lecture finale à l'instant du virage.

La lecture initiale du ménisque est de $1{,}20\,\text{mL}$ et la lecture finale au virage persistant est de $24{,}60\,\text{mL}$.

1. a) Déterminer le volume net de solution de $\mathrm{NaOH}$ versé lors du titrage et calculer l'incertitude absolue associée à cette mesure de volume.
2. b) Calculer la concentration en quantité de matière de la solution de $\mathrm{HCl}$ analysée, en exprimant le résultat avec le nombre de chiffres significatifs approprié. Estimer de façon prudente l'incertitude du volume versé en additionnant les deux incertitudes maximales de lecture.

On analyse la teneur en acide acétique, $\mathrm{CH_3COOH}$, d'un vinaigre commercial de masse volumique $1{,}01\,\text{g/mL}$. Pour cela, on prélève $10{,}0\,\text{mL}$ de vinaigre avec une pipette jaugée, on les introduit dans une fiole jaugée de $100{,}0\,\text{mL}$, on complète avec de l'eau déionisée jusqu'au trait de jauge et on homogénéise. On prélève ensuite une prise d'essai de $20{,}0\,\text{mL}$ de la solution diluée et on la titre avec une solution aqueuse de $\mathrm{NaOH}$ de concentration $0{,}120\,\text{M}$ en présence de phénolphtaléine. Pour atteindre le point final, on verse exactement $16{,}5\,\text{mL}$ de solution titrante.

Données : masses atomiques relatives : $\mathrm{C}=12{,}0$ ; $\mathrm{H}=1{,}0$ ; $\mathrm{O}=16{,}0$.

1. a) Écrire l'équation équilibrée de la réaction de neutralisation.
2. b) Calculer la concentration en quantité de matière de l'acide acétique dans le vinaigre d'origine et déterminer son pourcentage en masse ($\%\,\text{m/m}$).

On souhaite quantifier la teneur en carbonate de calcium, $\mathrm{CaCO_3}$, d'un comprimé antiacide commercial de masse totale $1{,}20\,\text{g}$. L'échantillon pulvérisé est mis à réagir avec $50{,}0\,\text{mL}$ de solution aqueuse de $\mathrm{HCl}$ $0{,}600\,\text{M}$, ce qui produit du dioxyde de carbone selon la transformation :

$\mathrm{CaCO_3\,(s) + 2\,HCl\,(aq) \rightarrow CaCl_2\,(aq) + CO_2\,(g) + H_2O\,(l)}$.

Une fois tout le gaz formé expulsé, l'excès d'acide chlorhydrique restant est dosé en retour par une solution de $\mathrm{NaOH}$ $0{,}250\,\text{M}$, un volume de $44{,}0\,\text{mL}$ de la base étant nécessaire pour atteindre le virage.

Données : masses atomiques : $\mathrm{Ca}=40{,}1$ ; $\mathrm{C}=12{,}0$ ; $\mathrm{O}=16{,}0$.

1. a) Calculer la quantité de matière de $\mathrm{HCl}$, en moles, qui a réagi avec le $\mathrm{CaCO_3}$.
2. b) Déterminer la masse de $\mathrm{CaCO_3}$ présente dans le comprimé et son pourcentage en masse dans le médicament. On suppose que les autres composants du comprimé ne réagissent pas avec l'acide et qu'aucune quantité de HCl n'est perdue lors de l'expulsion du gaz.

On titre $25{,}0\,\text{mL}$ d'une solution aqueuse d'acide benzoïque, $\mathrm{C_6H_5COOH}$ (acide faible monoprotique), de concentration $0{,}0100\,\text{M}$ par une solution étalon d'hydroxyde de potassium, $\mathrm{KOH}$, $0{,}0100\,\text{M}$ à $25\,^\circ\text{C}$.

Données à $25\,^\circ\text{C}$ : $K_\mathrm{a}(\mathrm{C_6H_5COOH}) = 6{,}30 \cdot 10^{-5}$ ; $K_\mathrm{w} = 1{,}00 \cdot 10^{-14}$.

1. a) Calculer le $\mathrm{pH}$ initial de la solution acide avant le début de l'ajout de base et calculer le $\mathrm{pH}$ après avoir ajouté exactement $12{,}5\,\text{mL}$ de la solution de $\mathrm{KOH}$.
2. b) Déterminer le volume de solution de $\mathrm{KOH}$ nécessaire pour atteindre l'équivalence et calculer en justifiant la valeur du $\mathrm{pH}$ en ce point, en écrivant les réactions correspondantes. On considère les solutions comme idéales et les volumes comme additifs.

Dans un laboratoire de contrôle chimique, on titre $50{,}0\,\text{mL}$ d'une solution aqueuse d'acide nitrique, $\mathrm{HNO_3}$, $0{,}0400\,\text{M}$ par ajout contrôlé d'une solution étalon d'hydroxyde de sodium, $\mathrm{NaOH}$, de concentration $0{,}0500\,\text{M}$ à $25\,^\circ\text{C}$.

Donnée : $K_\mathrm{w} = 1{,}00 \cdot 10^{-14}$ à $25\,^\circ\text{C}$. On suppose les volumes strictement additifs.

1. a) Déterminer le $\mathrm{pH}$ du mélange obtenu après avoir ajouté $30{,}0\,\text{mL}$ de la solution de $\mathrm{NaOH}$. Calculer également le volume de réactif titrant nécessaire pour atteindre l'équivalence et justifier la valeur du $\mathrm{pH}$ en ce point.
2. b) Calculer la nouvelle valeur du $\mathrm{pH}$ de la solution après ajout d'un volume cumulé de $45{,}0\,\text{mL}$ de $\mathrm{NaOH}$ (en excès par rapport à l'équivalence). On considère les solutions comme idéales et les volumes comme additifs.

On titre $30{,}0\,\text{mL}$ d'une solution aqueuse d'ammoniac, $\mathrm{NH_3}$, de concentration $0{,}150\,\text{M}$ par une solution d'acide chlorhydrique, $\mathrm{HCl}$, $0{,}100\,\text{M}$ à $25\,^\circ\text{C}$.

Données à $25\,^\circ\text{C}$ : $K_\mathrm{b}(\mathrm{NH_3}) = 1{,}80 \cdot 10^{-5}$ ; $K_\mathrm{w} = 1{,}00 \cdot 10^{-14}$.

Indicateurs disponibles (nom, zone de virage, couleur de la forme acide/couleur de la forme basique) : vert de bromocrésol ($3{,}8 - 5{,}4$, jaune/bleu) ; rouge de méthyle ($4{,}4 - 6{,}2$, rouge/jaune) ; thymolphtaléine ($9{,}3 - 10{,}5$, incolore/bleu).

1. a) Calculer le volume de solution de $\mathrm{HCl}$ versé à l'équivalence et le $\mathrm{pH}$ de la solution en ce point, en justifiant chimiquement son acidité.
2. b) Choisir en justifiant un indicateur adapté parmi les trois proposés et expliquer en détail la conséquence analytique d'une utilisation erronée de la thymolphtaléine dans ce titrage. On considère les solutions comme idéales et les volumes comme additifs.