Dosages par titrage – Terminale S – Exercices

Exercices corrigés à imprimer pour la tleS – Dosages par titrage – Terminale S

Exercice 01 : Dosage d’un antiseptique 

Les solutions aqueuses de diiode I2 sont utilisées comme antiseptique à usage domestique. Avec une pipette jaugée (de précision 0,02 mL), on introduit V0 = 20 mL d’antiseptique dans un bécher et on y ajoute une goutte d’empois d’amidon. On dose ensuite à l’aide d’une burette (précision 0,1 mL), par une solution de thiosulfate de sodium  de concentration CT = 1,50.10-1 mol.L-1 connue très précisément. Les solutions de diiode sont jaunes à marron en fonction de la concentration : l’empois d’amidon est incolore, mais devient bleu foncé en présence de I2. Le volume équivalent est VE = 10,7 mL.

Expliquer comment on repère l’équivalence.

Les couples oxydant/réducteur mis en jeu sont :    Ecrire l’équation-bilan de la réaction support du titrage.

Calculer la concentration C0 de I2 dans l’antiseptique, et calculer l’incertitude associée.

Exercice 02 : Dosage conductimétrique

Les ions Pb2+ dissous dans l’eau sont très toxiques, ce qui rend l’eau ayant stagné dans des canalisations en plomb impropre à la consommation. On peut doser les ions Pb2+ par conductimétrie, le réactif titrant étant le sulfate de sodium  ; l’ion sulfate forme avec le plomb un précipité . On prélève V0 = 20 mL d’eau dans une canalisation en plomb, et on y ajoute environ V’ = 200 mL d’eau distillée. On dose avec une solution de sulfate de sodium de la concentration CT = 4,0 . 10-4 mol.L-1 ; la conductivité σ de la solution (figure ci-contre) est mesurée en fonction du volume v de réactif titrant ajouté.

Déterminer le volume équivalent et calculer la concentration C0 en ions Pb2+ dans l’eau prélevée dans la canalisation. Sachant que l’eau est potable si la concentration en plomb est inférieure à 10 µg.L-1, que conclure ? La masse molaire du plomb vaut 207,2 g.mol-1.

Expliquer qualitativement la variation de la conductivité avant et après l’équivalence.

Exercice 03 : Dosage du principe actif de l’aspirine    

On souhaite déterminer la quantité d’acide acétylsalicylique (un acide faible noté HA) qui est le principe actif de l’aspirine, dans un cachet. Pour cela, on dissout le cachet dans V0 = 250 mL d’eau. On prélève ensuite V1 = 10,0 mL de cette solution, et on la dose par une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (Na+ + HO) à la concentration CT = 1,0 .10-2 mol.L-1. Le pH du mélange est mesuré en fonction du volume v de réactif titrant ajouté ; la courbe pH(v) (bleu foncé) ainsi que celle de sa dérivée dpH/dv (bleu clair) sont représentées sur la figure ci-contre.

Sachant que l’acide acétylsalicylique est un acide, déterminer l’équation support du dosage.

Calculer la quantité de matière d’acide acétylsalicylique présente initialement dans le volume V1.

Calculer la masse d’acide acétylsalicylique contenue dans le cachet, sachant que sa masse molaire vaut MHA = 180 g.mol-1.

 



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