TD D APPLICATION DES TP : TITRAGES PHMETRIQUES ET CONDUCTIMETRIQUES

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1 TD D APPLICATION DES TP : TITRAGES PHMETRIQUES ET CONDUCTIMETRIQUES Ce qu il faut savoir faire : Repérer l équivalence d un titrage suivi par conductimétrie ou ph-métrie Ecrire l équation bilan d une réaction de titrage Ecrire la relation à l équivalence et l exploiter pour déterminer une concentration Commenter l allure d une courbe Choisir un indicateur coloré Déterminer un pka à l aide d une courbe de titrage ph-métrique. Pour les titrages multiples : repérer toutes les équivalences, identifier les réactions se produisant dans chaque plage de volume, exploiter toutes les équivalences. Conseils et erreurs à éviter Comment écrire la relation à l équivalence d un titrage? L équivalence d un titrage est le moment où les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques. Les deux réactifs sont complètement consommés. Considérons la réaction de titrage d équation bilan : αa aq + βb(aq) produits La relation à l équivalence est une relation entre quantités de matière introduites. Il faut l écrire clairement, avec des indices explicites, tout en tenant compte des coefficients stœchiométriques de la réaction. Ici : n 4,6768é α = n =A β Cela s écrit donc : B C E C F = B G E HI J où V eq représente le volume de réactif titrant versé de 0 à l équivalence. Comment choisir un indicateur coloré acido-basique? Pour choisir un indicateur coloré, il faut connaître le ph à l équivalence du titrage considéré. On choisit l indicateur de manière à ce que le ph à l équivalence soit inclus dans la zone de virage de l indicateur. Exemple : On réalise le titrage de 10 ml d une solution d ammoniaque NH 3 par une solution d acide chlorhydrique. A l aide d un logiciel, on réalise une simulation du titrage et on trace la courbe ph = f(v HCl ). Au moment de l équivalence, ph=5. On choisit donc un indicateur coloré dont la zone de virage contient cette valeur, par exemple le rouge de méthyle. Au moment de l équivalence, la solution à laquelle on a ajouté le rouge de méthyle passera du jaune au rouge. 1

2 Quelle est l allure des courbes de titrage ph-métrique, et quelles informations peut-on y trouver? Equation de la réaction : Titrage ph-métrique d un acide fort par une base forte (ou d une base forte par un acide fort) H 3 O + + HO - = 2H 2 O K =1/K e =10 14 On observe un saut de ph à l équivalence. La courbe présente un point d inflexion à l équivalence. La méthode de tangente n est pas très précise, mais elle permet de donner une estimation du volume versé à l équivalence. La dérivée première passe par un maximum à l équivalence. La dérivée seconde s annule à l équivalence. Point(s) remarquable(s) sur la courbe : A l équivalence les ions H 3 O + ont entièrement été consommés par la réaction de titrage. La solution ne contient que de l eau : ph equiv = 7 Relation à l équivalence : À l équivalence, les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques : n H3O+, titré =n HO-, versé 0à eq Titrage d une base forte par un acide fort : On retrouve la même allure de courbe, avec le même ph (7) à l équivalence. Remarque : Plus la solution titrée est diluée, plus le saut est réduit. On a toujours ph = 7 à l équivalence. 2

3 Titrage ph-métrique d un acide faible par une base forte (ou d une base faible par un acide fort) Equation de la réaction : (exemple du titrage d un acide faible par la soude) HA + HO - = H 2 O + A - K =K A /K e =10 14-pKA Courbe de titrage et courbes de distribution Exemple du titrage d une solution d acide éthanoïque (V A =100 ml ; C A =10 mmol.l -1 ) par de la soude (C B =1 mol.l -1 ). Courbe 1 : ph=f(v B ) ; Courbe 2 : %CH 3 COOH= f(v B ) ; Courbe 3 : %CH 3 COO - = f(v B ) On observe un saut de ph à l équivalence. La courbe présente un point d inflexion à l équivalence. [CH 3 COOH]= [CH 3 COO - ] Autour de la ½ équivalence, le ph varie peu : domaine d Henderson. Le volume versé à l équivalence peut être déterminé par la méthode des tangentes, ou bien en utilisant la dérivée, ou la dérivée seconde de la courbe ph=f(v b ). ph=pk A ½ équivalence V=V e/2 Relation à l équivalence : À l équivalence, les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques : n HA, titré = n HO-, versé 0à eq La courbe présente un point d inflexion à la ½ équivalence (départ incurvé) Point(s) remarquable(s) sur la courbe : A l équivalence, l acide faible a été entièrement consommée. Il ne reste plus que sa base conjuguée. Le ph à l équivalence est donc celui d une solution de base faible : il est donc basique. A la ½ équivalence : La demi-équivalence est le point du titrage pour lequel la moitié du réactif à titrer a été consommé. La moitié du réactif titré AH a été consommé, et transformé en A -. On a alors n AH = n A- (égalité confirmée par les courbes de distribution). La relation d Henderson donne : ph L M éan7<op=qr= = pk 4 AH A T + log [4X ] [4Z] = pk 4 AH A T Remarque : on a ph = pk A à la demi-équivalence que si la courbe présente un point d inflexion à la demi-équivalence, c est à dire si le départ de la courbe est incurvé. Si la courbe a un départ «droit», c est que l acide titré se comporte comme un acide fort (par exemple si son pk A est très faible ou s il est très dilué). On n a alors pas ph = pk A à la demi-équivalence. 3

4 Comment exploiter un titrage conductimétrique et commenter l allure de la courbe de titrage? Exploitation : Si le volume versé au cours du titrage est négligeable devant le volume de solution dans le bécher, c est à dire s il n y a pas d effet de dilution au cours du titrage, la courbe conductimétrique est constituée de portions de droites. Les équivalences sont marquées par une rupture de pente. Commentaire de l allure de la courbe : Lister les ions présents dans le bécher au cours du titrage. Tracer les courbes représentant l évolution de leurs quantités de matière en fonction du volume de titrant versé (ou recenser les évolutions dans un tableau. En déduire l évolution prévue de la conductivité. Exemple : On réalise le suivi conductimétrique du titrage d une solution de nitrate d argent (Ag +, NO 3 - ) par une solution de chlorure de sodium (Na +, Cl - ). Un grand volume d eau V eau = 100 ml est ajouté au préalable dans le bécher afin d obtenir des portions de droites lors du tracé de la conductivité au cours du titrage. Réactif titrant (Na +, Cl - ) Solution à titrer (Ag +, NO 3 - ) Equation de la réaction de titrage : Ag + (aq) + Cl - (aq) à AgCl(s) Données : conductivités molaires ioniques (ms.m 2.mol -1 ) : Ag + : 6,19 ; Na + : 5,00 On obtient la courbe ci-contre : Commentaire : Liste des ions présents dans le bécher au cours du titrage : Ag +, NO 3 -, Na +, Cl - Evolution de leurs quantités de matière en fonction du volume de titrant versé et prévision de l évolution de la conductivité σ : Sous forme de tableau : Sous forme de graphe : NO 3 Ag + Na + Cl σ Quantités de matière Na + V < V eq Ø Ò Ö ε V > V eq ε Ò Ö Ö Ø (légèrement) car la conductivité molaire ionique des ions Ag + est un peu plus élevée que celle des ions Na + Ö car la concentration en ions augmente. Ag + Cl - NO 3 - V titrant V eq σ décroit car λ (Na+)<λ (Ag+) σ croit car la concentration en ions augmente 4

5 A rendre : Exercice 1 : autour de solutions aqueuses d ammoniac. Données : - pk a (NH 4 + /NH 3 ) = 9,2 - Masses molaires atomiques : M(N) = 14,0 g.mol -1 ; M(H) = 1,0 g.mol -1 - Les conductivités molaires ioniques λ des ions H 3 O + et HO sont bien plus élevées que celles de tous les autres ions. - On donne la zone de virage de quelques indicateurs colorés : Partie 1 : titrage ph-métrique d une solution d ammoniaque On se propose de déterminer la concentration d une solution d ammoniaque NH 3 par ph-métrie. Pour cela, on titre un volume V 0 = 20,0 ml de solution d ammoniaque à la concentration C par une solution d acide chlorhydrique (H 3 O + + Cl - ) de concentration C a = 4, mol.l -1. On suit l évolution du ph en fonction du volume d acide chlorhydrique versé V et on obtient la courbe ph = f(v) ci-dessous : 14 Indicateur coloré Zone de virage rouge de méthyle 4,2-6,2 bleu de bromophénol 3,0-4,6 rouge de crésol 7,2-8, ph ,0 2,5 5,0 7,5 10,0 12,5 15,0 17,5 20,0 V (ml) 1) Ecrire l équation de la réaction de titrage et calculer sa constante K. 2) En exploitant la courbe et en justifiant rigoureusement : a. Déterminer la concentration C de la solution aqueuse d ammoniaque. b. Expliquer comment retrouver la valeur du pk a du couple acido-basique NH 4 + /NH 3 3) Que vaut le ph de la solution au moment de l équivalence? Commenter. 4) Quel est l indicateur coloré le plus approprié pour repérer le point équivalent de ce titrage? Justifier. 5) Un autre expérimentateur décide de réaliser ce titrage et opte pour l ajout de 100 ml d eau distillée dans le bécher de manière à ce que les électrodes soient correctement immergées. Quel sera l influence de cet ajout : a. sur le volume équivalent? Justifier. b. sur la valeur du ph à l équivalence? Justifier. 5

6 Partie 2 : titrage de l ammoniac dans un détergent. Sur l étiquette d une solution aqueuse commerciale d ammoniac on peut lire les indications suivantes : densité : 0,910 et % massique en ammoniaque : 30%. L ammoniac est très volatil. En ouvrant la bouteille, on sent une forte odeur d ammoniac. 1) Calculer la concentration en ammoniac (en mol.l -1 ) dans cette solution commerciale? Que penser de la valeur trouvée? On souhaite déterminer la concentration de cette solution commerciale grâce à un titrage conductimétrique. On procède au préalable à une dilution : l expérimentateur prélève précisément 5,00 ml de la solution à l aide d une pipette jaugée et la place dans une fiole jaugée de 1,00 L. On ajoute progressivement de l eau distillée et on complète au trait de jauge. On obtient une solution (S ). ( ) de On prélève V dosé = 20,0 ml de la solution (S ) que l on titre par une solution aqueuse d acide chlorhydrique H 3 O + +Cl concentration C a = 0,102 mol.l -1. Les valeurs de la conductivité sont relevées au cours du titrage et on trace la conductivité corrigée σ*=σ V+V dosé volume équivalent V eq = 14,3 ml. ( ) en fonction de V (ci-dessous), où V représente le volume de solution titrante versé. On lit un 3,5 σ* (S.m -1.L) 3,0 2,5 2,0 1,5 1,0 0, V (ml) ) Pourquoi l expérimentateur a-t-il pris soin de tracer la conductivité corrigée σ* en fonction de V plutôt que la conductivité σ en fonction de V? Qu aurait-il dû faire s il avait voulu tracer directement σ = f(v) et obtenir une courbe exploitable? 3) Ecrire l équation de la réaction de titrage et déterminer sa constante. Conclure. 4) Exploiter le titrage de manière à déterminer la concentration de la solution commerciale. Les étapes du calcul seront clairement détaillées. Conclure. 5) Justifier qualitativement l évolution de la conductivité au cours de ce titrage. 6

7 Comment exploiter une courbe de titrage s il y a plusieurs équivalences? Exemple : On réalise un mélange d une solution de soude et d ammoniaque NH 3. Soient C 1 et C 2 les concentrations respectives de la soude et de l ammoniaque dans le mélange. L expérimentateur titre un volume V 0 = 30 ml de ce mélange par une solution d acide chlorhydrique à la concentration C a =4, mol.l -1. Un grand volume d eau est rajouté avant de procéder aux suivis ph-métrique et conductimétrique. On obtient les courbes suivantes : Exploiter ce titrage pour déterminer C 1 et C 2. Méthode : 1) Lister les espèces présentes au départ (sur un schéma représentant le dispositif du titrage) 2) Lister les réactions pouvant avoir lieu 3) Calculer leurs constantes d équilibres. 4) Sont-elles totales? Toutes les réactions totales (K >10 3 ) se produisent. Si certaines réactions ne sont pas totales, on n observera pas d équivalence pour ces réactions. 5) Dans quel ordre ont-elles lieu? Les réactions se déroulent dans l ordre décroissant des constantes d équilibres (par exemple pour un mélange d acide, l acide le plus fort est titré en premier, et ainsi de suite par ordre de pk A croissant) 6) Sont-elles successives ou simultanées? Successives si [ ] [ ^ > 10 b ; simultanées sinon (a priori) 7) Faire apparaître sur la courbe les domaines correspondants à chaque réaction. 8) Exploiter la ou les équivalence(s) pour déterminer le titre de la solution. Donner le résultat. On peut ensuite exploiter la ou les équivalence(s) et éventuellement les ½ équivalences. 1) 2) et 3) H 3 O +, Cl - Na +, HO - NH 3 Réactions pouvant avoir lieu : (1) HO - + H 3 O + = 2H 2 O K 1 = (2) NH 3 + H 3 O + = NH H 2 O K 2 = 10 9,2 4) Les deux réactions sont totales : elles se produiront toutes les deux et atteindront l équivalence. 5) On a K 1 >K 2 (HO - est une base plus forte que NH 3 ) donc la réaction (1) commence avant la réaction (2). 6) ΔpK A = 4,8 > 4 : elles seront a priori successives : on observera deux équivalences. C est bien le cas ici, puisque l on observe : deux sauts de ph en ph-métrie et deux ruptures de pentes en conductimétrie. 7) (2) (1) HO - pk A 14 H 2 O 9,2 NH 3 NH + 4 H 2 O 0 H 3 O + V eq (1) V eq (2) On écrit ensuite les relations à l équivalence : Réaction (1), se déroulant de 0 à V eq (1) : n HO- titré = n H3O+ versé 0 à V eq (1) óc 1.V 0 = C A.V eq (1) donc C 1 = 0,04.5,5/30 = 0,0073 mol.l -1 Réaction (2), se déroulant de V eq (1) à V eq (2) : n NH3 titré = n H3O+ versé V eq (1) à V eq (2) ó C 2.V 0 = C A.(V eq (2) V eq (1)) donc C 2 = 0,04.(11-5,5)/30 = 0,0073 mol.l -1 7

8 Exercice 2 : Titrage d un mélange d une solution d ion hypochlorite et de soude par une solution d acide chlorhydrique On réalise un mélange d une solution de soude (Na +,OH - ) et d hypochlorite de sodium (ClO -, Na + ). Soient C 1 et C 2 les concentrations respectives de la soude et des ions hypochlorites dans le mélange. On titre un volume V 0 = 30 ml de ce mélange par une solution d acide chlorhydrique HCl à la concentration C a = 4, mol.l 1. Donnée : pk A (HClO/ClO - ) = 7,4 1. Ecrire les équations des réactions mises en jeu. Justifier que l on trouve deux points équivalents. Dans quel ordre ces réactions se déroulent elles? Indiquer sur la courbe les plages de volume sur lesquelles se déroule chacune de ces réactions. 2. Déterminer, en justifiant, la valeur des concentrations C 1 et C Attribuer les courbes de distribution superposées à la courbe ph = f(v) et retrouver la valeur du pk A du couple HClO/ClO Prévoir l évolution de la conductivité au cours de ce titrage. Comment exploiter le titrage d un polyacide ou d une polybase? Lorsque l on titre un polyacide ou une polybase, plusieurs réactions sont susceptibles de se produire. Par exemple : Voici une simulation du titrage de 10,00 ml d une solution de carbonate de sodium (Na + + CO 3 2- ) par une solution d acide chlorhydrique à 0,10 mol.l -1. On donne pk a1 (CO 2,H 2 O/HCO 3 - ) = 6,3 et pk a2 (HCO 3 - /CO 3 2- ) = 10,4. On observe deux sauts successifs : d abord, le réactif titrant H 3 O + réagit avec les ions carbonate : (1) H 3 O + (aq) + CO 3 2- (aq) = H 2 O(l) + HCO 3 - (aq) On forme HCO 3 - (aq), qui est également une base : on peut donc observer ensuite la réaction : (2) H 3 O + (aq) + HCO 3 - (aq) = 2H 2 O(l) + CO 2 (aq) Utiliser la méthodologie présentée à la page précédente pour exploiter. Exercice 3 : Titrage d une dibase Sur la simulation du titrage de 10,00 ml d une solution de carbonate de sodium (Na + + CO 3 2- ) par une solution d acide chlorhydrique à 0,10 mol.l -1 ci dessus : 1. Ecrire les équations des réactions de titrage et justifier qu elles se succèdent. 2. Ecrire les relations aux équivalences et déterminer la concentration de la solution de carbonate de sodium. 3. Attribuer les courbes de distribution superposées à la courbe ph = f(v). Comment retrouver les valeurs de pk a1 et pk a2? 8

9 Exercice 4 : Titrage de l acide oxalique (d après Centrale) H O O Données : à 25 C produit ionique pk e = 14 pk a de l acide oxalique : pk a1 = 1,2 et pk a2 = 4,2. O O H Acide oxalique L acide oxalique (du grec «oxalis», oseille ; l oseille est une plante riche en ions oxalate C 2 O 2-4 ) a pour structure HOOC-COOH. L'acide oxalique est un diacide. 1) Tracer le diagramme de prédominance des différentes formes de l acide oxalique en solution en fonction du ph. Dans un bécher de 250 ml, on introduit V A = 10,0 ml d une solution aqueuse (A) d acide oxalique (de concentration molaire C A inconnue), puis 90 ml d eau distillée afin d immerger les électrodes. On procède au titrage par une solution aqueuse de soude à C S = 2, mol.l -1. Soit V le volume de soude versée. L allure de la courbe ph = f(v) obtenue est donnée ci-après. 2) Exploiter complètement le titrage. 3) Déterminer la concentration en acide oxalique dans le bécher au début du titrage (après l ajout des 90 ml d eau distillée). Ecrire la réaction qui se produit dans le bécher entre l acide oxalique et l eau avant le titrage. En déduire la composition de la solution initiale ainsi que la valeur du ph initial. 4) Comment peut-on expliquer l'absence de point d'inflexion en début de titrage? CAS DES TITRAGES FAISANT APPARAITRE UN PRECIPITE : POINT ANGULEUX Lorsqu un solide apparaît lors d un titrage, la courbe de suivi peut présenter un point anguleux : ce point marque le début de précipitation du solide. Apparition d un solide Application : Soit un cation M Z+ pouvant former un hydroxyde métallique : M z+ (aq) + zho - (aq) = M(OH) Z (s). Lorsque l on titre par l ion hydroxyde un cation susceptible d être engagé dans une hydroxyde, la courbe de ph contient un point anguleux qui marque le début de précipitation de l hydroxyde. Ce point donne accès à plusieurs informations : - Le ph du point anguleux correspond au ph de début de la précipitation de l hydroxyde, ce qui permet de retrouver le produit de solubilité de M(OH) Z(s). - Le volume versé au point anguleux correspond au début du titrage du cation. - L équivalence est marquée par un saut de ph. Connaissant le volume de début (point anguleux) et le volume de fin (saut de ph) du titrage de M Z+, on accède à la concentration initiale de la solution de M Z+. 9

10 Exercice modèle : Titrage ph-métrique d un mélange d une solution d un acide fort et d ions Cu 2+ par la soude. Données : Produit de solubilité Cu(OH) 2(s) : pk s = 20 ; Produit ionique de l eau K e = On réalise le titrage ph-métrique de V = 10,0 ml d une solution contenant de l acide nitrique HNO 3 (acide fort) et du nitrate de cuivre (II) (Cu 2+, 2NO 3 - ) par une solution de soude (Na +, HO - ) à C b = 0,10 mol.l -1. La courbe du titrage est donnée cidessous. 1) Ecrire les équations des deux réactions qui ont lieu au cours de ce titrage et calculer leur constante d équilibre. 2) Repérer sur la courbe le point anguleux marquant le début de la précipitation de Cu(OH) 2 (s). Quelle réaction s est produite avant? Justifier l ordre de réalisation des deux réactions de la question 1. Attention : pour comparer deux constantes d équilibre afin de déterminer l ordre de deux titrages, il faut que le coefficient stœchiométrique du réactif titrant soit le même pour les deux réactions. 3) Donner par lecture graphique, les valeurs des deux volumes équivalents. Préciser sur la courbe la réaction qui a lieu sur chacune des plages de volume. 4) Calculer la concentration C 1 en acide nitrique et la concentration C 2 en ions cuivre (II) Cu 2+ de la solution initiale. 5) Retrouver par le choix d un point judicieux sur la courbe, la valeur du produit de solubilité de Cu(OH) 2(s). Le calcul sera détaillé. Courbe ph-métrique du dosage de 10,00 ml d un mélange d acide nitrique HNO 3 (H 3 O + + NO 3 ) et de nitrate de cuivre (II) (Cu 2+, 2 NO 3 ) par la soude (Na +, OH ) à 0,10 mol.l 1. Correction détaillée : 1) Les réactions mises en jeu sont : (1) H 3 O + + HO = 2H 2 O K 1 0 =10 14 (2) Cu HO = Cu(OH) 2 K 2 0 = ) Lecture de la courbe : Le point anguleux marque l apparition du 1 er grain de précipité. On remarque qu une réaction a eu lieu avant, accompagnée d un saut de ph. On peut donc penser que la réaction (1) a lieu en premier et que lui succède la réaction 2. Remarque : on peut aussi comparer les constantes d équilibre des deux réactions, mais la stœchiométrie doit être la même pour le réactif titrant HO -. On va donc comparer les constantes de : (1) H 3 O + + HO = 2H 2 O K 1 0 =10 14 (2') 1 2 Cu2+ + 2HO = 1 2 Cu(OH) 0' 2 K 2 =10 10 Le rapport : K 0 1 =10 4 est suffisamment grand pour considérer (1) et (2) comme étant successives : (1) puis (2) car K 0 0' 1 > K 0 2 '. K 2 3) Les volumes équivalents sont repérés sur la courbe ci-dessous : Point anguleux = apparition du précipité Cu(OH) 2, donc début de la réaction (2) Une réaction a déjà eu lieu, avec un saut de ph 10

11 Point anguleux A : Apparition du 1 er grain de précipité : début de la réaction (2) Saut de ph : fin de la réaction (2) Saut de ph : fin de la réaction (1) (1) (2) V e1 = 10 ml V e2 = 20 ml 4) Pour V = V e1, tout l acide fort à été consommé : n(ho-, introduit de 0àV e1 ) = n(h 3 O +, titré). Donc : C V = C V b e1 1 ó C = C bv e1 1 V ó C 1 = 0,1 mol.l 1 Entre V e1 et V e2, on a titré les ions Cu 2+ : ( ) introduit(de(ve1 àv e2 2 n HO ( ) ó C b V e2 V e1 = n 0 Cu 2+ ( ) 2 = C 2 V C 2 = C b( V e2 V e1 ) ó 2V ó C = 2 5, mol.l 1 5) Dès que Cu(OH) 2 (s) existe, la réaction Cu(OH) 2 (s) = Cu 2+ (aq) + 2HO - (aq), constante d équilibre Ks, est à l équilibre. On a donc, d après la relation de Guldberg et Waage : K =! s " # Cu2+ $! HO bécher " # $ bécher pour tout point de la courbe à partir du point A. 2 Plaçons nous au point A (car d un point de vue pratique, il sera plus facile d évaluer [Cu 2+ ] bécher au point A). En A : Donc : Evaluons la concentration en ions Cu2+ dans le bécher : on va chercher la quantité d ions Cu 2+ présents dans le bécher au point A, et diviser par le volume total contenu dans le bécher au point A : ( ) n 0 ( Cu 2+ ) = C 2 V car seul un grain de Cu(OH)2 a précipité donc n Cu 2+!Cu " 2+ # $ n(cu 2+ ) A A Volume(bécher(en(A = n 0 (Cu 2+ ) Volume(bécher(en(A = C V 2 = 2, (mol.l 1 V+V e1 ph A = 4,9 donc "HO # $ % = Ke A = =10 14+pH A [H 3 O + ] A 10 ph =10 9,1 mol.l 1 A K s = 2, ,1 ( ) 2 K s =1,

12 A rendre Exercice 5 : Dosage d un mélange de cation en milieu acide Le graphe ci-dessous représente le dosage d un volume V 0 = 10,0mL d une solution d acide nitrique de concentration c 1, de nitrate de cuivre (II) de concentration c 2 et de nitrate d argent de concentration c 3 par de la soude à c S =0,100 mol.l -1. Un test préliminaire, effectué en tube à essais sur la solution, montre que, lors de l ajout de soude, le premier précipité qui se forme à une couleur bleue, le second étant brun. 1) A quoi correspond le premier saut de ph? Ecrire la réaction qui a lieu dans la première partie du titrage. 2) A quoi correspond le point A 1? A 2? Indiquer les réactions de titrages qui ont lieu dans chaque partie du graphe. 3) En déduire les concentrations c 1, c 2 et c 3. 4) A l aide de points bien choisis sur le graphe, déterminer le produit de solubilité des hydroxydes de cuivre et d argent. Données : - L hydroxyde de cuivre (II) est bleu, l hydroxyde d argent est brun. - L acide nitrique est un acide fort. Exercice 6 : Détermination expérimentale de constantes d équilibre (d après CCP PSI 2013) 1. On réalise le dosage, suivi par phmétrie, de 100 ml d une solution contenant de l acide chlorhydrique et du chlorure d aluminium (Al 3+, 3Cl - ) par de la soude à 0,20 mol.l -1. On trace la courbe ph = f(v) et on superpose les courbes de répartition des espèces de l aluminium et le diagramme d existence de l hydroxyde d aluminium (voir page suivante). 2. Faire un schéma du dispositif de titrage. 3. Quelle grandeur physique est mesurée par le phmètre? On considère les trois plages de volume suivantes : 0 à 4,8 ml 4,8 à 20 ml 20 à 25,8 ml 4. Ecrire les équations bilans des réactions se déroulant au cours du titrage et indiquer pour chacune la plage de volume dans laquelle elle se déroule. 5. Déterminer la concentration de la solution titrée en chlorure d aluminium et en acide chlorhydrique. 6. Déterminer à l aide de la courbe la valeur des deux constantes d équilibre Ks et β. 12