Problèmes de titrage acido-basique : examen d’entraînement original de chimie

Ce sujet d’entraînement original de tutorgum évalue les problèmes de titrage acido-basique dans le cadre du programme de chimie de l’édition 2017 fourni. Il porte sur les concentrations inconnues, les courbes de titrage, les points d’équivalence, le choix des indicateurs, la conductivité et les erreurs expérimentales. Il s’agit d’une évaluation ciblée sur ce thème, et non d’un examen couvrant l’ensemble du cours ni d’un sujet NESA officiel, approuvé, issu d’une session antérieure ou prévisionnel.

01Consignes de l’examen

• Temps de travail : 60 minutes.
• Temps de lecture : 5 minutes.
• Total des points : 50.
• Matériel : calculatrice scientifique, règle et matériel d’écriture. Aucun document n’est nécessaire.
• Présentation des calculs : montrez vos calculs, indiquez les unités et donnez des réponses avec une précision justifiée par les données.

Pour les calculs, utilisez \(n=cV\), où \(n\) est la quantité de matière en moles, \(c\) est la concentration en \(\mathrm{mol\,L^{-1}}\) et \(V\) est le volume en litres. Convertissez les volumes exprimés en millilitres en litres avant d’utiliser cette équation.

Sauf indication contraire, supposez que les solutions aqueuses sont à \(25^\circ\mathrm{C}\), que les volumes des solutions sont additifs et que les acides et les bases forts sont entièrement ionisés. À cette température, utilisez \(pH+pOH=14.00\).

Thèmes évalués

• Détermination de concentrations inconnues d’acides ou de bases à partir de données de titrage et de la stœchiométrie.
• Courbes de titrage acide fort-base forte, acide faible-base forte et acide fort-base faible.
• Comportement au point d’équivalence et choix des indicateurs.
• Évolution de la conductivité et ions présents au cours du titrage.
• Erreurs liées au point final, au transfert et à la préparation des solutions.

Exclusions : les calculs quantitatifs d’équilibre faisant intervenir \(K_a\) et \(K_b\), les calculs approfondis sur les solutions tampons et les thèmes ne relevant pas du périmètre défini pour les titrages acido-basiques ne sont pas évalués.

02Questions

Question 1 (8 points)

Un élève cherche à déterminer la concentration d’un acide diprotique inconnu, \(\ce{H2A}\).

L’élève prélève \(25.00\ \mathrm{mL}\) de la solution acide initiale, les transfère dans une fiole jaugée de \(250.0\ \mathrm{mL}\), puis complète avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge.

Un aliquot de \(25.00\ \mathrm{mL}\) de la solution acide diluée est ensuite titré avec une solution d’hydroxyde de sodium à \(0.1200\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\). L’équation équilibrée de la neutralisation complète est :

\[ \ce{H2A + 2OH^- -> A^2- + 2H2O} \]

L’élève effectue un premier titrage approximatif avec un volume de \(19.10\ \mathrm{mL}\), suivi de trois titrages concordants donnant \(18.55\ \mathrm{mL}\), \(18.60\ \mathrm{mL}\) et \(18.65\ \mathrm{mL}\).

(a) Calculez la moyenne des trois volumes concordants. (1 point)

(b) Calculez la concentration de l’acide dilué. Présentez vos calculs. (4 points)

(c) Déterminez la concentration de la solution acide initiale. (2 points)

(d) Expliquez pourquoi il faut utiliser l’équation équilibrée pour convertir la quantité d’hydroxyde de sodium en quantité d’acide neutralisée. (1 point)

Question 2 (8 points)

Un échantillon de \(50.00\ \mathrm{mL}\) d’acide chlorhydrique à \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\) est titré avec de l’hydroxyde de sodium à \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

Les valeurs de pH suivantes sont relevées.

• HCl titré par NaOH

(a) Déterminez le volume d’hydroxyde de sodium au point d’équivalence. (1 point)

(b) Expliquez pourquoi le pH au point d’équivalence est approximativement égal à 7.00 à \(25^\circ\mathrm{C}\). (2 points)

(c) Trois indicateurs sont disponibles :

Choisissez l’indicateur dont la zone de virage est centrée le plus près du pH au point d’équivalence. Justifiez votre choix. (2 points)

(d) Calculez le pH après l’ajout de \(55.00\ \mathrm{mL}\) d’hydroxyde de sodium. (3 points)

Question 3 (9 points)

Un échantillon de \(25.00\ \mathrm{mL}\) d’un acide faible monoprotique inconnu, \(\ce{HA}\), est titré avec de l’hydroxyde de sodium à \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

Les valeurs de pH suivantes sont obtenues.

• Acide faible titré par NaOH

(a) Estimez le volume au point d’équivalence à partir des données. (1 point)

(b) Calculez la concentration initiale de l’acide faible. (3 points)

(c) Expliquez pourquoi le pH au point d’équivalence est supérieur à 7. Incluez une équation chimique représentant la réaction pertinente avec l’eau. (3 points)

(d) Choisissez l’indicateur le plus approprié parmi les trois indicateurs ci-dessous et justifiez votre choix à l’aide de sa zone de virage et des données de titrage. (2 points)

Question 4 (9 points)

Un échantillon de \(20.00\ \mathrm{mL}\) d’ammoniaque aqueuse, \(\ce{NH3}\), de concentration inconnue est titré avec de l’acide chlorhydrique à \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

Le pH est relevé au fur et à mesure de l’ajout d’acide.

• NH₃ titrée par HCl

(a) Déterminez le volume au point d’équivalence. (1 point)

(b) Calculez la concentration initiale de la solution d’ammoniaque. (3 points)

(c) Écrivez l’équation de la réaction des ions ammonium avec l’eau et expliquez pourquoi le pH au point d’équivalence est inférieur à 7. (3 points)

(d) Choisissez l’indicateur le plus approprié dans le tableau ci-dessous et justifiez votre choix. (2 points)

Question 5 (8 points)

Un échantillon de \(25.00\ \mathrm{mL}\) d’acide chlorhydrique à \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\) est titré avec de l’hydroxyde de sodium à \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

L’élève mesure la conductivité du mélange au fur et à mesure du titrage. Les valeurs ci-dessous sont des valeurs de conductivité relative exprimées en unités arbitraires ; une valeur plus élevée représente une conductivité plus importante.

• HCl titré par NaOH

(a) Estimez le volume au point d’équivalence à partir des données. (1 point)

(b) Nommez les principaux ions dissous présents juste avant l’équivalence, au point d’équivalence et juste après l’équivalence. (3 points)

(c) Expliquez pourquoi la conductivité diminue avant l’équivalence et augmente après l’équivalence. (2 points)

(d) Un élève affirme que la conductivité doit être nulle au point d’équivalence parce que l’acide et la base se sont neutralisés mutuellement. Évaluez cette affirmation en faisant référence aux ions présents. (2 points)

Question 6 (8 points)

Un élève détermine la concentration d’une solution d’hydroxyde de sodium en titrant des aliquots de \(25.00\ \mathrm{mL}\) avec de l’acide chlorhydrique à \(0.1000\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

La réaction est :

\[ \ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O} \]

L’élève calcule la concentration de l’hydroxyde de sodium à l’aide de l’équation suivante :

\[ c(\ce{NaOH})= \frac{c(\ce{HCl})V(\ce{HCl})} {V(\ce{NaOH})} \]

Pour chacune des erreurs indépendantes ci-dessous, indiquez si la concentration calculée de l’hydroxyde de sodium ou la concentration déclarée de l’acide initial serait trop élevée, trop faible ou inchangée. Expliquez votre raisonnement.

(a) Après avoir transféré l’aliquot de \(25.00\ \mathrm{mL}\) d’hydroxyde de sodium dans la fiole conique, l’élève rince la fiole à l’eau distillée avant de commencer le titrage. (2 points)

(b) La pipette est rincée à l’eau distillée, mais n’est pas conditionnée avec la solution d’hydroxyde de sodium avant le transfert de l’aliquot. (2 points)

(c) Lors d’une expérience distincte de dilution d’un acide, \(25.00\ \mathrm{mL}\) d’une solution mère d’acide sont dilués dans une fiole jaugée de \(250.0\ \mathrm{mL}\). L’élève laisse le ménisque au-dessus du trait de jauge, mais utilise tout de même un facteur de dilution de 10.00 pour calculer la concentration de l’acide initial. (2 points)

(d) Pendant le titrage de l’hydroxyde de sodium, l’élève dépasse le point final indiqué par l’indicateur en ajoutant un excès d’acide chlorhydrique. (2 points)

03Solutions détaillées et barème de correction

Attribuez les points correspondant aux étapes ou aux idées précisées. Toute méthode correcte équivalente est acceptable. Lorsqu’un calcul ultérieur est correctement effectué à partir d’une erreur numérique antérieure, attribuez les points de suivi appropriés si la méthode reste valide.

Solution 1

(a) Volume moyen (1 point)

Calculez la moyenne à partir des trois volumes concordants, en excluant le volume du titrage approximatif.

\[ \begin{aligned} V_{\text{moyen}} &=\frac{18.55+18.60+18.65}{3}\\ &=18.60\ \mathrm{mL} \end{aligned} \]

Barème : 1 point pour la moyenne correcte de \(18.60\ \mathrm{mL}\).

(b) Concentration de l’acide dilué (4 points)

Commencez par calculer la quantité d’ions hydroxyde introduite.

\[ \begin{aligned} n(\mathrm{OH}^{-}) &=cV\\ &=0.1200\times0.01860\\ &=2.232\times10^{-3}\ \mathrm{mol} \end{aligned} \]

L’équation équilibrée montre que 2 mol de \(\mathrm{OH}^{-}\) réagissent avec 1 mol de \(\ce{H2A}\).

\[ \begin{aligned} n(\ce{H2A}) &=\frac{2.232\times10^{-3}}{2}\\ &=1.116\times10^{-3}\ \mathrm{mol} \end{aligned} \]

Le volume de l’aliquot est \(25.00\ \mathrm{mL}=0.02500\ \mathrm{L}\).

\[ \begin{aligned} c_{\text{diluée}} &=\frac{n(\ce{H2A})}{V}\\ &=\frac{1.116\times10^{-3}}{0.02500}\\ &=0.04464\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \end{aligned} \]

La concentration de l’acide dilué est \(0.04464\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).

Barème :

• 1 point pour le calcul de la quantité de \(\mathrm{OH}^{-}\).
• 1 point pour l’application du rapport molaire de 2:1 entre les ions hydroxyde et l’acide.
• 1 point pour le calcul de la quantité de \(\ce{H2A}\).
• 1 point pour le calcul de la concentration de l’acide dilué, avec les unités.

(c) Concentration de l’acide initial (2 points)

Le facteur de dilution est :

\[ \frac{250.0}{25.00}=10.00 \]

La dilution modifie la concentration, mais ne change pas la quantité d’acide transférée dans la fiole jaugée.

Par conséquent,

\[ \begin{aligned} c_{\text{initiale}} &=10.00\times0.04464\\ &=0.4464\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \end{aligned} \]

Barème :

• 1 point pour l’identification du facteur de dilution de 10.00.
• 1 point pour la concentration initiale correcte, avec les unités.

(d) Importance de l’équation équilibrée (1 point)

L’équation équilibrée établit le rapport molaire. Chaque mole de \(\ce{H2A}\) nécessite 2 mol de \(\mathrm{OH}^{-}\) pour une neutralisation complète. La quantité d’acide ne peut donc pas être calculée en supposant simplement un rapport de 1:1.

Barème : 1 point pour l’identification du rapport molaire requis de 1:2 entre l’acide et les ions hydroxyde.

Solution 2

(a) Volume au point d’équivalence (1 point)

Le point d’équivalence est atteint après l’ajout de \(50.00\ \mathrm{mL}\) d’hydroxyde de sodium.

Barème : 1 point pour \(50.00\ \mathrm{mL}\).

(b) pH au point d’équivalence (2 points)

L’acide chlorhydrique et l’hydroxyde de sodium sont tous deux des espèces fortes et s’ionisent pratiquement complètement dans l’eau. À l’équivalence, les ions oxonium et hydroxyde ont réagi dans les proportions stœchiométriques requises.

L’équation ionique nette est :

\[ \ce{H3O+ + OH^- -> 2H2O} \]

Les ions dissous restants sont principalement \(\mathrm{Na}^{+}\) et \(\mathrm{Cl}^{-}\). Ces ions ne réagissent pas de manière significative avec l’eau pour modifier son pH ; la solution est donc approximativement neutre à \(25^\circ\mathrm{C}\).

Ainsi, \(pH\approx7.00\).

Barème :

• 1 point pour l’explication de la neutralisation des ions oxonium et hydroxyde.
• 1 point pour l’explication du fait que les ions du sel restants n’influencent pas significativement le pH.

(c) Choix de l’indicateur (2 points)

Le bleu de bromothymol est le meilleur choix parmi les trois possibilités. Sa zone de virage, comprise entre pH 6.0 et 7.6, est centrée le plus près du pH de 7.00 au point d’équivalence.

La courbe présente également une variation rapide du pH autour de l’équivalence : une faible quantité de titrant ajoutée entraîne donc un changement de couleur net de l’indicateur.

Barème :

• 1 point pour le choix du bleu de bromothymol.
• 1 point pour la mise en relation de sa zone de virage avec le pH au point d’équivalence.

(d) pH après l’ajout de \(55.00\ \mathrm{mL}\) d’hydroxyde de sodium (3 points)

Calculez d’abord les quantités d’acide et de base.

\[ \begin{aligned} n(\ce{HCl}) &=0.1000\times0.05000\\ &=0.005000\ \mathrm{mol}\\[4pt] n(\ce{NaOH}) &=0.1000\times0.05500\\ &=0.005500\ \mathrm{mol} \end{aligned} \]

L’hydroxyde de sodium est en excès.

\[ n_{\text{excès }\mathrm{OH}^{-}} =0.005500-0.005000 =0.000500\ \mathrm{mol} \]

Le volume total est :

\[ V_{\text{total}}=0.05000+0.05500 =0.10500\ \mathrm{L} \]

Par conséquent,

\[ \begin{aligned} [\mathrm{OH}^{-}] &=\frac{0.000500}{0.10500}\\ &=0.004762\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \end{aligned} \]

Calculez le pOH, puis le pH.

\[ \begin{aligned} pOH&=-\log_{10}(0.004762)\\ &=2.322\\ pH&=14.00-2.322\\ &=11.68 \end{aligned} \]

Le pH est de \(11.68\).

Barème :

• 1 point pour le calcul de la quantité d’ions hydroxyde en excès.
• 1 point pour le calcul de la concentration en ions hydroxyde à partir du volume total.
• 1 point pour l’obtention des valeurs correctes du pOH et du pH.

Solution 3

(a) Volume au point d’équivalence (1 point)

La variation rapide du pH se produit autour de \(24.60\ \mathrm{mL}\).

Le volume au point d’équivalence est de \(24.60\ \mathrm{mL}\).

Barème : 1 point pour le volume correct.

(b) Concentration initiale de l’acide (3 points)

L’équation de neutralisation d’un acide monoprotique est :

\[ \ce{HA + OH^- -> A^- + H2O} \]

Le rapport molaire est de 1:1. À l’équivalence, la quantité initiale d’acide est égale à la quantité d’hydroxyde de sodium ajoutée.

\[ \begin{aligned} n(\ce{NaOH}) &=cV\\ &=0.1000\times0.02460\\ &=0.002460\ \mathrm{mol} \end{aligned} \]

La quantité initiale de \(\ce{HA}\) était donc également de \(0.002460\ \mathrm{mol}\).

\[ \begin{aligned} c(\ce{HA}) &=\frac{0.002460}{0.02500}\\ &=0.09840\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \end{aligned} \]

Barème :

• 1 point pour le calcul de la quantité d’hydroxyde de sodium à l’équivalence.
• 1 point pour l’application du rapport molaire de 1:1.
• 1 point pour la concentration correcte de l’acide, avec les unités.

(c) Pourquoi le pH au point d’équivalence est supérieur à 7 (3 points)

À l’équivalence, l’acide faible initial a été neutralisé et sa base conjuguée, \(\mathrm{A}^{-}\), reste en solution.

La base conjuguée réagit avec l’eau :

\[ \ce{A^- + H2O <=> HA + OH^-} \]

Cette réaction produit des ions hydroxyde. Leur présence rend la solution basique ; le pH au point d’équivalence est donc supérieur à 7.

Barème :

• 1 point pour l’identification de la base conjuguée comme principale espèce issue de l’acide à l’équivalence.
• 1 point pour l’équation d’équilibre correcte.
• 1 point pour la mise en relation de la production d’ions hydroxyde avec un pH supérieur à 7.

(d) Choix de l’indicateur (2 points)

La phénolphtaléine est le choix le plus approprié. Sa zone de virage se situe entre pH 8.2 et 10.0, dans la partie où le pH varie rapidement autour du point d’équivalence.

Le pH mesuré passe de 7.13 à \(24.50\ \mathrm{mL}\) à 10.30 à \(24.70\ \mathrm{mL}\). L’indicateur doit donc changer de couleur sur un faible intervalle de volume à proximité de l’équivalence.

Barème :

• 1 point pour le choix de la phénolphtaléine et l’indication de sa zone de virage.
• 1 point pour la mise en relation de cette zone avec la partie abrupte de la courbe.

Solution 4

(a) Volume au point d’équivalence (1 point)

Le point d’équivalence est atteint après l’ajout de \(15.00\ \mathrm{mL}\) d’acide chlorhydrique.

Barème : 1 point pour \(15.00\ \mathrm{mL}\).

(b) Concentration initiale de l’ammoniaque (3 points)

L’ammoniaque réagit avec l’acide chlorhydrique selon un rapport molaire de 1:1 :

\[ \ce{NH3 + HCl -> NH4Cl} \]

À l’équivalence, la quantité d’acide chlorhydrique ajoutée est égale à la quantité initiale d’ammoniaque.

\[ \begin{aligned} n(\ce{HCl}) &=0.1000\times0.01500\\ &=0.001500\ \mathrm{mol} \end{aligned} \]

Par conséquent,

\[ \begin{aligned} c(\ce{NH3}) &=\frac{0.001500}{0.02000}\\ &=0.07500\ \mathrm{mol\,L^{-1}} \end{aligned} \]

Barème :

• 1 point pour le calcul de la quantité d’acide chlorhydrique à l’équivalence.
• 1 point pour l’application du rapport molaire de 1:1.
• 1 point pour la concentration correcte de l’ammoniaque, avec les unités.

(c) Pourquoi le pH au point d’équivalence est inférieur à 7 (3 points)

L’ammoniaque est une base faible. À l’équivalence, elle a réagi avec l’acide chlorhydrique et des ions ammonium restent en solution.

Les ions ammonium réagissent avec l’eau selon l’équation suivante :

\[ \ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+} \]

Cette réaction produit des ions oxonium, ce qui rend la solution acide. Le pH au point d’équivalence est donc inférieur à 7.

Barème :

• 1 point pour l’identification de \(\ce{NH4+}\) comme espèce pertinente à l’équivalence.
• 1 point pour l’équation d’équilibre correcte.
• 1 point pour l’explication selon laquelle la production d’ions oxonium abaisse le pH en dessous de 7.

(d) Choix de l’indicateur (2 points)

Le rouge de méthyle est le choix le plus approprié. Sa zone de virage se situe entre pH 4.4 et 6.2, ce qui inclut le pH de 5.31 au point d’équivalence.

Cette zone de virage se situe également dans la partie où le pH varie rapidement autour de l’équivalence, ce qui rend cet indicateur adapté à la détection du point final.

Barème :

• 1 point pour le choix du rouge de méthyle et l’indication de sa zone de virage.
• 1 point pour la mise en relation de cette zone avec le pH au point d’équivalence et la partie abrupte de la courbe.

• Acide fort-base forte (pH ≈ 7)
• Acide faible-base forte (pH > 7)
• Acide fort-base faible (pH < 7)

La comparaison essentielle est que le pH au point d’équivalence dépend de l’acide et de la base impliqués. Une réaction de neutralisation ne produit pas automatiquement une solution de pH égal à 7.

Solution 5

(a) Volume au point d’équivalence (1 point)

La conductivité atteint son minimum à environ \(25.00\ \mathrm{mL}\).

Le volume au point d’équivalence est de \(25.00\ \mathrm{mL}\).

Barème : 1 point pour le volume correct.

(b) Principaux ions à chaque étape (3 points)

• Juste avant l’équivalence : \(\ce{H3O+}\), \(\mathrm{Na}^{+}\) et \(\mathrm{Cl}^{-}\). L’acide chlorhydrique est encore en excès.
• À l’équivalence : \(\mathrm{Na}^{+}\) et \(\mathrm{Cl}^{-}\). La solution contient du chlorure de sodium dissous.
• Juste après l’équivalence : \(\mathrm{Na}^{+}\), \(\mathrm{Cl}^{-}\) et un excès de \(\mathrm{OH}^{-}\). L’hydroxyde de sodium est désormais en excès.

Barème :

• 1 point pour les principaux ions présents avant l’équivalence.
• 1 point pour les principaux ions présents à l’équivalence.
• 1 point pour les principaux ions présents après l’équivalence.

(c) Pourquoi la conductivité diminue puis augmente (2 points)

Avant l’équivalence, les ions hydroxyde ajoutés neutralisent les ions oxonium, qui sont très mobiles. Ceux-ci sont progressivement remplacés par des ions sodium, dont la mobilité ionique est plus faible. La conductivité diminue donc.

Après l’équivalence, l’ajout supplémentaire d’hydroxyde de sodium introduit des ions hydroxyde en excès ainsi que davantage d’ions sodium. Ces ions mobiles augmentent la conductivité.

Barème :

• 1 point pour la mise en relation de la diminution avec l’élimination des ions oxonium très mobiles.
• 1 point pour la mise en relation de l’augmentation avec la présence d’ions hydroxyde en excès et d’ions sodium supplémentaires.

(d) Conductivité à l’équivalence (2 points)

Cette affirmation est incorrecte. La neutralisation élimine les ions oxonium et hydroxyde en excès, mais elle ne fait pas disparaître de la solution les ions sodium et chlorure.

Ces ions restent mobiles et peuvent transporter une charge électrique. La conductivité atteint donc un minimum, et non zéro.

Barème :

• 1 point pour indiquer que la conductivité n’est pas nulle à l’équivalence.
• 1 point pour identifier les ions mobiles \(\mathrm{Na}^{+}\) et \(\mathrm{Cl}^{-}\) qui restent en solution.

Solution 6

(a) Ajout d’eau distillée dans la fiole conique (2 points)

La concentration calculée de l’hydroxyde de sodium reste inchangée.

L’aliquot prélevé contient déjà la même quantité d’hydroxyde de sodium. L’ajout d’eau distillée augmente le volume total et diminue la concentration dans la fiole, mais il ne modifie pas le nombre de moles d’hydroxyde de sodium qui doivent réagir.

Le volume de titrage à l’équivalence reste donc inchangé.

Barème :

• 1 point pour indiquer que la concentration calculée reste inchangée.
• 1 point pour expliquer que la quantité d’hydroxyde de sodium contenue dans l’aliquot reste constante.

(b) Pipette non conditionnée avec l’hydroxyde de sodium (2 points)

La concentration calculée de l’hydroxyde de sodium est trop faible.

L’eau résiduelle dilue l’hydroxyde de sodium transféré par la pipette. L’aliquot prélevé contient donc moins de moles d’hydroxyde de sodium que prévu et nécessite moins d’acide chlorhydrique pour atteindre l’équivalence.

L’utilisation de ce volume de titrage plus faible dans le calcul conduit à sous-estimer la concentration de l’hydroxyde de sodium.

Barème :

• 1 point pour indiquer que la concentration calculée est trop faible.
• 1 point pour relier la présence d’eau résiduelle à une quantité transférée plus faible et à un volume de titrage plus petit.

(c) Fiole jaugée remplie au-dessus du trait de jauge (2 points)

La concentration déclarée de l’acide initial est trop faible.

Le volume final réel dépasse \(250.0\ \mathrm{mL}\), de sorte que l’acide préparé est plus dilué que prévu. Sa concentration est inférieure à celle attendue pour une dilution au dixième.

Multiplier la concentration mesurée de l’acide dilué par le facteur de dilution nominal de 10.00 conduit donc à sous-estimer la concentration initiale.

Barème :

• 1 point pour indiquer que la concentration initiale déclarée est trop faible.
• 1 point pour expliquer l’augmentation du volume final et l’utilisation incorrecte du facteur de dilution nominal.

(d) Dépassement du point final (2 points)

La concentration calculée de l’hydroxyde de sodium est trop élevée.

Le dépassement du point final signifie qu’une quantité d’acide chlorhydrique supérieure à celle nécessaire pour atteindre l’équivalence stœchiométrique est enregistrée. Le calcul traite cet excès d’acide comme s’il avait réagi avec l’hydroxyde de sodium, ce qui conduit à surestimer la quantité de base présente dans l’aliquot.

Comme le volume de l’aliquot est fixe, la concentration calculée est trop élevée.

Barème :

• 1 point pour indiquer que la concentration calculée est trop élevée.
• 1 point pour expliquer que le volume de titrage excessif conduit à surestimer la quantité d’hydroxyde de sodium.

Fin du sujet

Récapitulatif des points : Question 1 : 8 points ; Question 2 : 8 points ; Question 3 : 9 points ; Question 4 : 9 points ; Question 5 : 8 points ; Question 6 : 8 points. Total : 50 points.