Titrage : exercices de sciences physiques en première – PDF gratuit à télécharger et imprimer

1. Quelle différence y a-t-il entre un dosage par étalonnage et un dosage par titrage ?
2. Cite les trois qualités que doit avoir la réaction support d’un titrage.
3. Définis l’équivalence d’un titrage.
4. Quel instrument sert à verser le titrant, et quel instrument sert à prélever avec précision la solution titrée ?

Dis si chaque affirmation est vraie ou fausse et justifie.

a. Un titrage est un dosage non destructif : on peut réutiliser l’échantillon titré.
b. À l’équivalence, le titrant et l’espèce titrée sont tous deux entièrement consommés.
c. Après l’équivalence, l’espèce titrée est en excès dans le bécher.
d. Le volume équivalent est indépendant du volume de solution titrée prélevé.
e. Il faut rincer la burette avec la solution titrante avant de la remplir.
f. Ajouter un peu d’eau distillée dans le bécher avant le titrage fausse le résultat.

Le schéma représente la zone de la graduation d’une burette de 25 mL autour de la fin d’un titrage. Chaque petite graduation vaut 0,1 mL.

1. Quelle est la valeur du volume versé que l’on peut lire ? Écris-la avec son incertitude de lecture (0,05 mL).
2. Pourquoi lit-on le bas du ménisque et l’œil à la hauteur de la surface ?
3. Combien de gouttes de 0,05 mL faut-il pour passer de la graduation 12,4 à la graduation 12,5 ?

On titre V_A = 10,0 mL d’une solution contenant des ions Fe²⁺ par une solution de permanganate de potassium de concentration C_T = 1,00 × 10⁻² mol/L. L’équation de la réaction support est : 5 Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8 H⁺ → 5 Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4 H₂O. Le volume équivalent est V_E = 15,2 mL.

1. Calcule la quantité de matière d’ions permanganate versés à l’équivalence.
2. En déduire la quantité d’ions Fe²⁺ dans le prélèvement.
3. Calcule la concentration en quantité de matière C_A puis la concentration en masse de Fe²⁺.

Une solution de diiode I₂ de volume V_A = 20,0 mL est titrée par une solution de thiosulfate de sodium (2 Na⁺ + S₂O₃²⁻) de concentration C_T = 0,100 mol/L. Équation : I₂ + 2 S₂O₃²⁻ → 2 I⁻ + S₄O₆²⁻. On ajoute près de l’équivalence quelques gouttes d’empois d’amidon, qui donne une couleur bleu-noir avec le diiode. Le volume équivalent est V_E = 8,4 mL.

1. Pourquoi la solution paraît-elle bleu-noir avant l’équivalence et incolore à l’équivalence ?
2. Écris la relation entre n(I₂) et n(S₂O₃²⁻) à l’équivalence.
3. Calcule la concentration de la solution de diiode.

Les couples mis en jeu dans le titrage des ions fer (II) par le permanganate sont MnO₄⁻/Mn²⁺ et Fe³⁺/Fe²⁺.

1. Écris les deux demi-équations électroniques en milieu acide.
2. Combine-les pour obtenir l’équation de la réaction support.
3. Quel est l’oxydant, quel est le réducteur ? Quelle espèce est titrée ?
4. Pourquoi n’a-t-on pas besoin d’indicateur coloré dans ce titrage ?

Un élève veut doser une espèce A par titrage. Il hésite entre quatre réactions possibles.

R1 : réaction très lente, il faut attendre plusieurs minutes après chaque ajout.
R2 : réaction rapide mais limitée : il reste toujours une quantité notable de réactifs.
R3 : réaction rapide, totale, qui ne consomme que A et le titrant.
R4 : réaction rapide et totale, mais A donne aussi un second produit par une autre réaction en parallèle.

1. Quelle réaction choisir ? Justifie en précisant le défaut des trois autres.
2. Pourquoi une réaction limitée ne permet-elle pas de repérer nettement l’équivalence ?

Une eau oxygénée commerciale est trop concentrée pour être titrée directement : on la dilue 10 fois. On titre V_A = 10,0 mL de la solution diluée (peroxyde d’hydrogène H₂O₂) par du permanganate de concentration C_T = 2,00 × 10⁻² mol/L. Équation : 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 8 H₂O. Volume équivalent : V_E = 14,8 mL. M(H₂O₂) = 34,0 g/mol.

1. Calcule n(MnO₄⁻) versé puis n(H₂O₂) dans le prélèvement.
2. Calcule la concentration de la solution diluée, puis celle de l’eau oxygénée commerciale.
3. En déduire sa concentration en masse.
4. Quelle aurait été la valeur de V_E sans dilution ? Pourquoi dilue-t-on ?

On titre V_A = 10,0 mL d’une solution d’ions Fe²⁺ par du permanganate de potassium (équation de l’exercice 4). Le graphique donne l’évolution des quantités de matière de Fe²⁺ et de Fe³⁺ dans le bécher en fonction du volume V de titrant versé.

1. Associe chaque courbe à l’espèce Fe²⁺ ou Fe³⁺. Justifie.
2. Détermine graphiquement le volume équivalent V_E.
3. Quelle est la concentration C_A de la solution titrée ?
4. Calcule la concentration C_T du permanganate utilisé.
5. Que se passe-t-il pour les quantités de Fe²⁺ et de Fe³⁺ après V_E ?

Cinq titrages identiques de V_A = 20,0 mL d’une solution d’ions Fe²⁺ par du permanganate de concentration C_T = 2,00 × 10⁻² mol/L ont donné les volumes équivalents représentés ci-dessous (un point par titrage).

1. Relève les cinq valeurs de V_E et vérifie qu’elles sont concordantes.
2. Calcule la valeur moyenne de V_E.
3. L’écart-type des cinq valeurs est s ≈ 0,11 mL. Calcule l’incertitude-type u(V_E) = s ÷ √5.
4. Calcule la concentration C_A de la solution d’ions Fe²⁺ avec la valeur moyenne.
5. Calcule l’incertitude relative sur C_A en ne tenant compte que de u(V_E), puis donne C_A ± u(C_A).

Un comprimé de vitamine C (acide ascorbique C₆H₈O₆, M = 176,0 g/mol) est annoncé à « 500 mg ». Il est dissous dans une fiole jaugée de 100,0 mL, complétée à l’eau distillée. On titre V_A = 10,0 mL de cette solution par une solution de diiode de concentration C_T = 5,00 × 10⁻² mol/L, en présence d’empois d’amidon. Équation : C₆H₈O₆ + I₂ → C₆H₆O₆ + 2 H⁺ + 2 I⁻. La couleur bleu-noir persistante apparaît pour V_E = 5,52 mL.

1. Pourquoi l’apparition de la couleur bleu-noir signale-t-elle l’équivalence ?
2. Calcule la quantité d’acide ascorbique dans les 10,0 mL titrés.
3. En déduire la masse de vitamine C dans le comprimé.
4. Calcule l’écart relatif avec l’indication « 500 mg ».

On considère le titrage d’un prélèvement contenant n_i(Fe²⁺) = 1,00 mmol par une solution de permanganate de potassium. À l’équivalence, il a été versé n(MnO₄⁻) = 0,200 mmol. L’acide est en large excès. Équation : 5 Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8 H⁺ → 5 Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4 H₂O.

1. Construis le tableau d’avancement (état initial, état à l’avancement x, état final à l’équivalence).
2. Détermine l’avancement maximal x_max et vérifie que les deux réactifs sont limitants.
3. Donne la composition du système à l’équivalence.
4. Quelle quantité de MnO₄⁻ reste-t-il dans le bécher si l’on ajoute 0,050 mmol de permanganate après l’équivalence ?

Un sérum physiologique indique « chlorure de sodium, 9,0 g/L ». On titre V_A = 10,0 mL de sérum par une solution de nitrate d’argent (Ag⁺ + NO₃⁻) de concentration C_T = 0,100 mol/L, en présence de quelques gouttes de chromate de potassium. Réaction support : Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl (solide blanc). Après l’équivalence, les ions argent en excès forment avec le chromate un précipité rouge brique. On observe ce précipité pour V_E = 15,4 mL. M(NaCl) = 58,5 g/mol.

1. Quelle est la signification de l’apparition de la couleur rouge brique ?
2. Calcule la concentration en ions chlorure dans le sérum.
3. En déduire la concentration en masse de chlorure de sodium et compare à l’indication.

Pour chacune des situations suivantes, dis si la concentration C_A calculée sera trop grande, trop petite, ou inchangée, en justifiant par l’effet sur V_E.

a. Une bulle d’air située sous le robinet de la burette disparaît pendant le titrage.
b. La burette a été rincée à l’eau distillée puis remplie sans rinçage à la solution titrante.
c. On dépasse l’équivalence de deux gouttes avant d’arrêter.
d. La pipette jaugée a été rincée à l’eau distillée, mais pas à la solution à titrer.
e. On ajoute 30 mL d’eau distillée dans le bécher avant de commencer le titrage.

Quatre groupes ont déterminé la concentration en acide d’une même solution de référence, de concentration C_réf = 0,83 mol/L, avec une incertitude-type u(C) = 0,02 mol/L sur chaque résultat. Les résultats sont donnés sur le diagramme (l’axe vertical commence à 0,70).

1. Lis les quatre valeurs et calcule leur moyenne.
2. Calcule l’écart normalisé z de chaque groupe.
3. Quels groupes ont un résultat compatible avec la référence (z < 2) ?
4. Propose une cause possible d’écart pour le groupe non compatible.

On souhaite titrer une solution d’ions Fe²⁺ dont la concentration est estimée à 0,050 mol/L par du permanganate de concentration 0,0200 mol/L, avec une burette de 25,0 mL. Le laboratoire dispose de pipettes jaugées de 5,0 mL, 10,0 mL, 20,0 mL et 25,0 mL.

1. Exprime le volume équivalent V_E en fonction de V_A, C_A et C_T.
2. Calcule V_E pour chacune des pipettes.
3. Quelle pipette est la plus judicieuse ? Justifie en tenant compte de l’incertitude de lecture de 0,05 mL et de la capacité de la burette.

Un élève titre V_A = 20,0 mL d’une solution d’acide monoacide par de la soude de concentration C_T = 0,100 mol/L, avec un indicateur coloré qui vire de l’incolore au rose. Titrage rapide (ajouts de 1 mL) : la solution est incolore après 9 mL et rose persistante après 10 mL. Titrage précis : ajout de 8 mL, puis goutte à goutte (une goutte ≈ 0,05 mL) ; la couleur rose persistante apparaît pour V_E = 9,30 mL.

1. Quel est l’intérêt du titrage rapide ?
2. Quel encadrement de V_E donne-t-il ? Le résultat précis est-il cohérent ?
3. L’acide réagit mole à mole avec la soude. Calcule la concentration de l’acide.
4. Quelle incertitude relative correspond à l’ajout d’une goutte de trop ?

On veut vérifier la teneur en vitamine C d’un jus d’orange pressé, titrée par une solution de diiode de concentration C_T connue (réaction de l’exercice 11), avec de l’empois d’amidon.

Rédige un protocole complet : matériel, prélèvements, réaction support, repérage de l’équivalence. Précise deux difficultés liées à la couleur et à la pulpe du jus et propose une solution pour chacune.

On dissout m = 1,00 g de poudre détartrante dans une fiole jaugée de 100,0 mL. On titre V_A = 10,0 mL de cette solution par de la soude de concentration C_T = 0,100 mol/L, avec un indicateur coloré. L’acide citrique C₆H₈O₇ (M = 192 g/mol) est un triacide : C₆H₈O₇ + 3 HO⁻ → C₆H₅O₇³⁻ + 3 H₂O. Le volume équivalent est V_E = 14,0 mL. On suppose que seul l’acide citrique réagit.

1. Établis la relation entre n(C₆H₈O₇) et n(HO⁻) à l’équivalence.
2. Calcule la quantité d’acide citrique dans les 10,0 mL titrés, puis dans la fiole.
3. En déduire la masse d’acide citrique et le pourcentage en masse de la poudre.

Un élève rédige : « J’ai prélevé 20 mL de solution de Fe²⁺ avec une éprouvette graduée. J’ai versé du permanganate à 0,0200 mol/L jusqu’à V_E = 8,4 mL. Comme n(Fe²⁺) = n(MnO₄⁻), j’obtiens C_A = 0,0200 × 8,4 ÷ 20 = 0,008400 mol/L. » L’équation est 5 Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8 H⁺ → 5 Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4 H₂O.

1. Relève toutes les erreurs de matériel, de raisonnement et de présentation du résultat.
2. Donne la valeur correcte de C_A avec le bon nombre de chiffres significatifs (V_A = 20,0 mL pipette jaugée).
3. Rédige une phrase de conclusion correcte.