On réalise un dosage pH-métrique durant lequel on étudie le titrage des ions oxonium d'un volume V=15{,}0\text{ mL} d'une solution d'acide chlorhydrique par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C=2{,}50.10^{-2}\text{ mol.L}^{-1}.
L'équation de la réaction est :
\ce{H3O+} + \ce{OH-} \longrightarrow 2\ \ce{H2O}
Le volume équivalent est V_{\text{eq}}=24{,}1\text{ mL}.
Quelle est la concentration initiale C_i de la solution d'acide chlorhydrique ?
Au moment de l'équivalence, le réactif titré et le réactif titrant sont introduits dans les proportions stœchiométriques. La quantité de matière initiale du réactif titré et la quantité de matière à l'équivalence du réactif titrant sont donc liées par la relation suivante :
Ici, on a :
\dfrac{n_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}}{1}=\dfrac{n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}}{1}
Ces quantités de matière peuvent être exprimées en fonction des concentrations et des volumes.
n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}= C \times V_{\text{eq}}
n_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}= C_i \times V
D'où la relation :
C_i \times V = C \times V_{\text{eq}}
On en déduit la relation pour la concentration :
C_i=\dfrac{C \times V_{\text{eq}}}{V}
Les volumes étant exprimés avec la même unité (le mL), il est inutile de les convertir. La concentration du réactif titré sera alors exprimée avec la même unité que la concentration du réactif titrant :
C_{i\text{(mol/L)}}=\dfrac{C_{\text{(mol/L)}} \times V_{\text{eq} \ \text{(mL)}}}{V_{\text{(mL)}}}
D'où l'application numérique :
C_i=\dfrac{2{,}50.10^{-2} \times 24{,}1}{15{,}0}
C_i=4{,}02.10^{-2}\text{ mol.L}^{-1}
La concentration initiale de la solution d'acide chlorhydrique est de 4{,}02.10^{-2}\text{ mol.L}^{-1}.
On réalise un dosage pH-métrique durant lequel on étudie le titrage de l'acide éthanoïque d'un volume V=10{,}0\text{ mL} par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C=3{,}85.10^{-3}\text{ mol.L}^{-1}.
L'équation de la réaction est :
\ce{CH3COOH+} + \ce{OH-} \longrightarrow \ce{H2O} + \ce{CH3COO-}
Le volume équivalent est V_{\text{eq}}=18{,}3\text{ mL}.
Quelle est la concentration initiale C_i de la solution d'acide éthanoïque ?
Au moment de l'équivalence, le réactif titré et le réactif titrant sont introduits dans les proportions stoechiométriques. La quantité de matière initiale du réactif titré et la quantité de matière à l'équivalence du réactif titrant sont donc liées par la relation suivante :
\dfrac{n_{\ce{CH3COOH}}^{\text{i}}}{1}=\dfrac{n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}}{1}
Ces quantités de matière peuvent être exprimées en fonction des concentrations et des volumes.
n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}= C \times V_{\text{eq}}
n_{\ce{CH3COOH}}^{\text{i}}= C_i \times V
D'où la relation :
C_i \times V = C \times V_{\text{eq}}
On en déduit la relation pour la concentration :
C_i=\dfrac{C \times V_{\text{eq}}}{V}
Les volumes étant exprimés avec la même unité (le mL), il est inutile de les convertir. La concentration du réactif titré sera alors exprimée avec la même unité que la concentration du réactif titrant :
C_{i\text{(mol/L)}}=\dfrac{C_{\text{(mol/L)}} \times V_{\text{eq} \ \text{(mL)}}}{V_{\text{(mL)}}}
D'où l'application numérique :
C_i=\dfrac{3{,}85.10^{-3} \times 18{,}3}{10{,}0}
C_i=7{,}04.10^{-3}\text{ mol.L}^{-1}
La concentration initiale de la solution d'acide éthanoïque est de 7{,}04.10^{-3}\text{ mol.L}^{-1}.
On réalise un dosage pH-métrique durant lequel on étudie le titrage des ions ammonium d'un volume V=12{,}0\text{ mL} d'une solution de chlorure d'ammonium par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C=2{,}25.10^{-2}\text{ mol.L}^{-1}.
L'équation de la réaction est :
\ce{NH4+} + \ce{OH-} \longrightarrow \ce{H2O} + \ce{NH3}
Le volume équivalent est V_{\text{eq}}=21{,}0\text{ mL}.
Quelle est la concentration initiale C_i de la solution de chlorure d'ammonium ?
Au moment de l'équivalence, le réactif titré et le réactif titrant sont introduits dans les proportions stoechiométriques. La quantité de matière initiale du réactif titré et la quantité de matière à l'équivalence du réactif titrant sont donc liées par la relation suivante :
\dfrac{n_{\ce{NH4+}}^{\text{i}}}{1}=\dfrac{n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}}{1}
Ces quantités de matière peuvent être exprimées en fonction des concentrations et des volumes.
n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}= C \times V_{\text{eq}}
n_{\ce{NH4+}}^{\text{i}}= C_i \times V
D'où la relation :
C_i \times V = C \times V_{\text{eq}}
On en déduit la relation pour la concentration :
C_i=\dfrac{C \times V_{\text{eq}}}{V}
Les volumes étant exprimés avec la même unité (le mL), il est inutile de les convertir. La concentration du réactif titré sera alors exprimée avec la même unité que la concentration du réactif titrant :
C_{i\text{(mol/L)}}=\dfrac{C_{\text{(mol/L)}} \times V_{\text{eq} \ \text{(mL)}}}{V_{\text{(mL)}}}
D'où l'application numérique :
C_i=\dfrac{2{,}25.10^{-2} \times 21{,}0}{12{,}0}
C_i=3{,}94.10^{-2}\text{ mol.L}^{-1}
La concentration initiale de la solution de chlorure d'ammonium est de 3{,}94.10^{-2}\text{ mol.L}^{-1}.
On réalise un dosage pH-métrique durant lequel on étudie le titrage de l'EDTA d'un volume V=15{,}0\text{ mL} par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C=1{,}90.10^{-3}\text{ mol.L}^{-1}.
L'équation de la réaction est :
\ce{H2Y2-} + \ce{OH-} \longrightarrow \ce{H2O} + \ce{HY3-}
Le volume équivalent est V_{\text{eq}}=15{,}8\text{ mL}.
Quelle est la concentration initiale C_i de la solution d'EDTA ?
Au moment de l'équivalence, le réactif titré et le réactif titrant sont introduits dans les proportions stoechiométriques. La quantité de matière initiale du réactif titré et la quantité de matière à l'équivalence du réactif titrant sont donc liées par la relation suivante :
\dfrac{n_{\ce{H2Y2-}}^{\text{i}}}{1}=\dfrac{n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}}{1}
Ces quantités de matière peuvent être exprimées en fonction des concentrations et des volumes.
n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}= C \times V_{\text{eq}}
n_{\ce{H2Y2-}}^{\text{i}}= C_i \times V
D'où la relation :
C_i \times V = C \times V_{\text{eq}}
On en déduit la relation pour la concentration :
C_i=\dfrac{C \times V_{\text{eq}}}{V}
Les volumes étant exprimés avec la même unité (le mL), il est inutile de les convertir. La concentration du réactif titré sera alors exprimée avec la même unité que la concentration du réactif titrant :
C_{i\text{(mol/L)}}=\dfrac{C_{\text{(mol/L)}} \times V_{\text{eq} \ \text{(mL)}}}{V_{\text{(mL)}}}
D'où l'application numérique :
C_i=\dfrac{1{,}90.10^{-3} \times 15{,}8}{15{,}0}
C_i=2{,}00.10^{-3}\text{ mol.L}^{-1}
La concentration initiale de la solution d'EDTA est de 2{,}00.10^{-3}\text{ mol.L}^{-1}.
On réalise un dosage pH-métrique durant lequel on étudie le titrage de l'acide méthanoïque d'un volume V=5{,}0\text{ mL} par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C=3{,}50.10^{-3}\text{ mol.L}^{-1}.
L'équation de la réaction est :
\ce{HCOOH} + \ce{OH-} \longrightarrow \ce{H2O} + \ce{HCOO-}
Le volume équivalent est V_{\text{eq}}=12{,}3\text{ mL}.
Quelle est la concentration initiale C_i de la solution d'acide méthanoïque ?
Au moment de l'équivalence, le réactif titré et le réactif titrant sont introduits dans les proportions stoechiométriques. La quantité de matière initiale du réactif titré et la quantité de matière à l'équivalence du réactif titrant sont donc liées par la relation suivante :
\dfrac{n_{\ce{HCOOH}}^{\text{i}}}{1}=\dfrac{n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}}{1}
Ces quantités de matière peuvent être exprimées en fonction des concentrations et des volumes.
n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}= C \times V_{\text{eq}}
n_{\ce{HCOOH}}^{\text{i}}= C_i \times V
D'où la relation :
C_i \times V = C \times V_{\text{eq}}
On en déduit la relation pour la concentration :
C_i=\dfrac{C \times V_{\text{eq}}}{V}
Les volumes étant exprimés avec la même unité (le mL), il est inutile de les convertir. La concentration du réactif titré sera alors exprimée avec la même unité que la concentration du réactif titrant :
C_{i\text{(mol/L)}}=\dfrac{C_{\text{(mol/L)}} \times V_{\text{eq} \ \text{(mL)}}}{V_{\text{(mL)}}}
D'où l'application numérique :
C_i=\dfrac{3{,}50.10^{-3} \times 12{,}3}{5{,}0}
C_i=8{,}61.10^{-3}\text{ mol.L}^{-1}
La concentration initiale de la solution d'acide méthanoïque est de 8{,}61.10^{-3}\text{ mol.L}^{-1}.