Dosage acide-base : exercices de sciences physiques en terminale – PDF gratuit à télécharger et imprimer

1. Quelle différence y a-t-il entre un dosage par étalonnage et un dosage par titrage ?
2. Quelles qualités doit avoir la réaction support d’un titrage ?
3. Définis l’équivalence d’un titrage.
4. Écris la relation entre les quantités de matière à l’équivalence pour la réaction a A + b B → produits.

Le schéma représente le montage d’un titrage avec suivi pH-métrique.

1. Nomme les éléments repérés de ① à ⑤ et donne le rôle de chacun.
2. Quelle solution contient la burette ? Quelle solution est dans le bécher ?
3. On ajoute 50 mL d’eau distillée dans le bécher avant le titrage. Le volume équivalent change-t-il ? Justifie.
4. Pourquoi faut-il agiter pendant le titrage et attendre la stabilisation du pH ?

Dis si chaque affirmation est vraie ou fausse et justifie.

a. À l’équivalence, les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques.
b. Lors du titrage d’un acide fort par une base forte, le pH à l’équivalence vaut 7 à 25 °C.
c. Lors du titrage d’un acide faible par une base forte, le pH à l’équivalence vaut 7.
d. La réaction support d’un titrage doit être totale et rapide.
e. Le volume équivalent augmente quand la concentration de la solution titrée augmente.
f. Ajouter de l’eau dans le bécher avant le titrage modifie la valeur de V_E.
g. À la demi-équivalence du titrage d’un acide faible, pH = pK_a.

On dose V_A = 20,0 mL d’une solution d’acide chlorhydrique par une solution d’hydroxyde de sodium de concentration c_B = 0,100 mol·L⁻¹. L’équivalence est obtenue pour V_E = 12,4 mL. Donnée : M(HCl) = 36,5 g·mol⁻¹.

1. Écris l’équation de la réaction support.
2. Calcule la quantité de matière d’ions hydroxyde versée à l’équivalence.
3. Déduis la concentration c_A de la solution.
4. Calcule sa concentration massique en chlorure d’hydrogène.

On titre V_A = 10,0 mL d’acide chlorhydrique par de la soude à 0,100 mol·L⁻¹. On relève le pH en fonction du volume V de soude versé.

1. Détermine graphiquement le volume équivalent V_E et le pH à l’équivalence.
2. Calcule la concentration c_A de l’acide chlorhydrique.
3. Vérifie la valeur du pH initial lue sur la courbe.
4. Parmi le bleu de bromothymol (zone de virage 6,0-7,6) et la phénolphtaléine (8,2-10,0), lequel est le mieux adapté ? Justifie.

On dose V_A = 10,0 mL d’une solution d’acide sulfurique H₂SO₄, diacide dont les deux protons sont titrés, par de la soude à c_B = 0,200 mol·L⁻¹. Le volume équivalent est V_E = 15,0 mL. Donnée : M(H₂SO₄) = 98,1 g·mol⁻¹.

1. Écris l’équation de la réaction support.
2. Établis la relation entre c_A V_A et c_B V_E.
3. Calcule c_A puis la concentration massique de la solution.

Un nettoyant ménager contient de l’ammoniac NH₃ (base faible). On le dilue 20 fois pour obtenir la solution S₁, puis on dose V_B = 10,0 mL de S₁ par de l’acide chlorhydrique à c_A = 0,100 mol·L⁻¹ ; l’équivalence est atteinte pour V_E = 12,5 mL. Donnée : M(NH₃) = 17,0 g·mol⁻¹.

1. Écris la réaction support et justifie qu’elle est quasi totale (pK_a(NH₄⁺/NH₃) = 9,2).
2. Calcule la concentration c₁ de S₁.
3. Déduis la concentration du nettoyant puis sa concentration massique en ammoniac.
4. Décris la verrerie nécessaire à la dilution par 20 d’un volume de 10,0 mL de nettoyant.

On titre V_A = 20,0 mL d’une solution d’un acide faible HA par de la soude à 0,100 mol·L⁻¹. La courbe pH = f(V) est donnée.

1. Détermine le volume équivalent et le pH à l’équivalence (à 0,1 près).
2. Calcule la concentration c_A de l’acide.
3. Lis le pH pour V = V_E ÷ 2 et déduis le pK_a du couple. L’acide est-il l’acide fluorhydrique (3,2), méthanoïque (3,8) ou éthanoïque (4,8) ?
4. Choisis l’indicateur coloré adapté parmi l’hélianthine (3,1-4,4), le bleu de bromothymol (6,0-7,6) et la phénolphtaléine (8,2-10,0).

Zones de virage : hélianthine 3,1-4,4 ; rouge de méthyle 4,2-6,2 ; bleu de bromothymol 6,0-7,6 ; phénolphtaléine 8,2-10,0.

1. Pour chaque titrage, quel indicateur choisir ? Justifie.
2. Pourquoi un indicateur dont la zone de virage est éloignée de pH_E donne-t-il un résultat faux ?
3. Le saut de pH est-il plus ou moins étendu quand les solutions sont plus diluées ? Quelle conséquence pour le choix de l’indicateur ?

On dose V_A = 10,0 mL d’acide chlorhydrique, auquel on ajoute 190 mL d’eau, par de la soude à c_B = 0,200 mol·L⁻¹. On mesure la conductivité σ après chaque ajout.

Mesures : V = 0 mL, σ = 85,2 mS·m⁻¹ ; 0,5 mL, 70,1 ; 1,0 mL, 55,0 ; 1,5 mL, 40,0 ; 3,0 mL, 49,4 ; 3,5 mL, 61,5 ; 4,0 mL, 73,5 ; 5,0 mL, 97,5.

1. Écris l’équation de la réaction support.
2. Explique le sens de variation de σ avant puis après l’équivalence en citant les ions responsables.
3. Trace les deux droites et détermine V_E.
4. Calcule la concentration de l’acide chlorhydrique.

Un vinaigre commercial est étiqueté 7°, c’est-à-dire 7 g d’acide éthanoïque pour 100 g de vinaigre. On le dilue 10 fois (solution S₁), puis on dose V_A = 10,0 mL de S₁ par de la soude à 0,100 mol·L⁻¹ : V_E = 11,4 mL. Données : M(CH₃COOH) = 60,05 g·mol⁻¹ ; masse volumique du vinaigre ρ = 1,02 kg·L⁻¹.

1. Écris la réaction support.
2. Calcule la concentration de S₁ puis celle du vinaigre.
3. Calcule la masse d’acide par litre de vinaigre, puis le degré du vinaigre.
4. Compare à la valeur de l’étiquette par un écart relatif.

On titre V_B = 20,0 mL de solution d’ammoniac par de l’acide chlorhydrique à 0,100 mol·L⁻¹. La courbe est donnée.

1. Détermine V_E, le pH à l’équivalence et la concentration de l’ammoniac.
2. Quelle est la valeur du pH pour V = V_E ÷ 2 ? Que représente-t-elle ?
3. Parmi la phénolphtaléine (8,2-10,0), le bleu de bromothymol (6,0-7,6) et le rouge de méthyle (4,2-6,2), quel indicateur est adapté ? Justifie.
4. À partir du pH initial, calcule le taux d’avancement de la réaction de l’ammoniac avec l’eau.

On titre 20,0 mL d’acide éthanoïque à 0,100 mol·L⁻¹ par de la soude à 0,100 mol·L⁻¹. Donnée : pK_a = 4,8. Avant l’équivalence, la réaction support peut être considérée comme totale.

1. Calcule la quantité initiale d’acide et le volume équivalent.
2. Pour V = 5,0 mL, dresse le bilan de matière en HA et A⁻, puis calcule le pH avec pH = pK_a + log([A⁻] ÷ [HA]).
3. Fais de même pour V = 15,0 mL et V = 19,0 mL.
4. Quelle est la valeur du pH pour V = 10,0 mL ? Pourquoi ?

Même titrage que l’exercice 13 : 20,0 mL d’acide éthanoïque à 0,100 mol·L⁻¹ par de la soude à 0,100 mol·L⁻¹. Donnée : K_e = 1,0 × 10⁻¹⁴.

1. Quelle espèce est présente à l’équivalence ? Calcule sa concentration (volume total 40,0 mL).
2. Écris la réaction de cette espèce avec l’eau et exprime sa constante K_b = K_e ÷ K_a.
3. En admettant [HA] = [HO⁻] et [A⁻] ≈ c, calcule [HO⁻] puis le pH à l’équivalence.
4. Pourquoi ce pH est-il supérieur à 7 ?

On dose V_A = 10,00 mL d’une solution d’acide par de la soude à c_B = 0,100 mol·L⁻¹ : V_E = 14,2 mL. Incertitudes-types : u(V_A) = 0,02 mL ; u(V_E) = 0,1 mL ; u(c_B) = 0,001 mol·L⁻¹. La réaction est de stœchiométrie 1 pour 1.

1. Calcule c_A.
2. Calcule l’incertitude relative puis l’incertitude-type u(c_A).
3. Exprime le résultat sous la forme c_A = valeur ± incertitude.
4. La valeur attendue est 0,145 mol·L⁻¹ : le résultat est-il compatible avec celle-ci ? (compatible si |écart| ÷ u < 2)

Un comprimé annoncé à 500 mg d’acide ascorbique C₆H₈O₆ (monoacide) est dissous dans une fiole de 100,0 mL (solution S). On dose V_A = 10,0 mL de S par de la soude à c_B = 0,0200 mol·L⁻¹ : V_E = 14,0 mL. Donnée : M = 176,1 g·mol⁻¹.

1. Écris la réaction support en notant l’acide AH.
2. Calcule la quantité d’acide dans la prise de 10,0 mL puis dans le comprimé.
3. Calcule la masse d’acide ascorbique du comprimé.
4. Compare à l’indication du fabricant par un écart relatif.

Lors du titrage de 20,0 mL d’acide éthanoïque par de la soude, on relève :

1. Calcule la dérivée ΔpH ÷ ΔV sur chaque intervalle de 0,5 mL.
2. En déduis la valeur de V_E et justifie.
3. Quelle est la valeur de pH_E d’après ce tableau ?
4. Pourquoi faut-il prendre des mesures resserrées près de l’équivalence ?

Document. Un détartrant en poudre contient de l’acide citrique C₆H₈O₇, triacide noté H₃A, dont les trois acidités sont titrées par la soude. On dissout m = 5,00 g de poudre dans une fiole de 250,0 mL (solution S). On dose V_A = 20,0 mL de S par de la soude à 0,200 mol·L⁻¹ et on trouve V_E = 25,0 mL. Donnée : M(C₆H₈O₇) = 192,1 g·mol⁻¹.

1. Écris la réaction support : H₃A + 3 HO⁻ → A³⁻ + 3 H₂O. Établis la relation à l’équivalence.
2. Calcule la quantité d’acide citrique dans la prise de 20,0 mL.
3. Calcule la quantité puis la masse d’acide citrique dans les 5,00 g de poudre.
4. Déduis la pureté (pourcentage massique) du détartrant.

Un déboucheur est une solution d’hydroxyde de sodium annoncée à 20 % en masse, de masse volumique 1,22 kg·L⁻¹. On dispose d’acide chlorhydrique à 0,100 mol·L⁻¹, de fioles jaugées, de pipettes jaugées, d’une burette de 25 mL, de phénolphtaléine et de matériel de sécurité. M(NaOH) = 40,0 g·mol⁻¹.

1. Calcule la concentration en hydroxyde de sodium attendue.
2. Propose un facteur de dilution et une prise d’essai pour que V_E soit voisin de 15 mL.
3. Rédige le protocole complet (sécurité, dilution, titrage, repérage de l’équivalence) et le calcul final.

Une masse m = 1,22 g d’un acide organique solide, monoacide noté HA, est dissoute dans une fiole de 100,0 mL. On titre V_A = 10,0 mL de cette solution par de la soude à 0,100 mol·L⁻¹ : V_E = 10,0 mL. Le pH mesuré après l’ajout de 5,0 mL de soude vaut 4,2. Données : acide benzoïque (M = 122 g·mol⁻¹, pK_a = 4,2) ; acide éthanoïque (M = 60 g·mol⁻¹, pK_a = 4,8) ; acide salicylique (M = 138 g·mol⁻¹, pK_a = 3,0).

Identifie l’acide en utilisant deux critères indépendants (masse molaire et pK_a), en détaillant chaque calcul, puis discute la cohérence des deux résultats.