On réalise un dosage pH-métrique durant lequel on étudie le titrage des ions oxonium d'une solution d'acide chlorhydrique par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C=4{,}15.10^{-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}}=18{,}7\text{ mL}.
Quelle est la masse initiale d'ions oxonium ?
Donnée :
La masse molaire d'un ion oxonium est M_{\ce{H3O+}}=19{,}0\text{ g.mol}^{-1}.
Au moment de l'équivalence, on a une relation entre la quantité de matière initiale de l'espèce titrée et la quantité de matière à l'équivalence de l'espèce titrante.
Ici, on a :
\dfrac{n_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}}{1}=\dfrac{n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}}{1}
La quantité de matière d'ions hydroxyde à l'équivalence est obtenue à partir de la concentration de la solution d'hydroxyde de sodium et du volume équivalent :
n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}= C \times V_{\text{eq}}
D'où la relation :
n_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}= C \times V_{\text{eq}}
La masse est obtenue à partir de la relation avec la quantité de matière et la masse molaire :
m_{\ce{H3O+}}^{\text{i}} = n_{\ce{H3O+}}^{\text{i}} \times M_{\ce{H3O+}}
D'où la relation :
m_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}= C \times V_{\text{eq}} \times M_{\ce{H3O+}}
Ici, il faut convertir le volume en litres :
18{,}7\text{ mL} = 18{,}7.10^{-3}\text{ L}
D'où l'application numérique :
m_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}= 4{,}15.10^{-2} \times 18{,}7.10^{-3} \times 19{,}0
m_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}= 1{,}47.10^{-2} \text{ g}
La masse initiale d'ions oxonium est de 1{,}47.10^{-2} \text{ g}.
On réalise un dosage pH-métrique durant lequel on étudie le titrage d'une solution d'ions ammonium par une solution de carbonate de calcium de concentration C=2{,}16.10^{-1}\text{ mol.L}^{-1}.
L'équation de la réaction est :
\ce{NH4+} + \ce{CO_3^{2-}} \longrightarrow \ce{NH3} + \ce{HCO_3-}
Le volume équivalent est V_{\text{eq}}=12{,}3\text{ mL}.
Quelle est la masse initiale d'ions ammonium ?
Donnée :
La masse molaire d'un ion ammonium est M_{\ce{NH4+}}=18{,}0\text{ g.mol}^{-1}.
Au moment de l'équivalence, on a une relation entre la quantité de matière initiale de l'espèce titrée et la quantité de matière à l'équivalence de l'espèce titrante.
Ici, on a :
\dfrac{n_{\ce{NH4+}}^{\text{i}}}{1}=\dfrac{n_{\ce{CO3^{2-}}}^{\text{eq}}}{1}
La quantité de matière d'ions hydroxyde à l'équivalence est obtenue à partir de la concentration de la solution d'hydroxyde de sodium et du volume équivalent :
n_{\ce{CO3^{2-}}}^{\text{eq}}= C \times V_{\text{eq}}
D'où la relation :
n_{\ce{NH4+}}^{\text{i}}= C \times V_{\text{eq}}
La masse est obtenue à partir de la relation avec la quantité de matière et la masse molaire :
m_{\ce{NH4+}}^{\text{i}} = n_{\ce{NH4+}}^{\text{i}} \times M_{\ce{NH4+}}
D'où la relation :
m_{\ce{NH4+}}^{\text{i}}= C \times V_{\text{eq}} \times M_{\ce{NH4+}}
Ici, il faut convertir le volume en litres :
12{,}3\text{ mL} = 12{,}3.10^{-3}\text{ L}
D'où l'application numérique :
m_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}= 2{,}16.10^{-1} \times 12{,}3.10^{-3} \times 18{,}0
m_{\ce{NH4+}}^{\text{i}}= 4{,}78.10^{-2} \text{ g}
La masse initiale d'ions ammonium est de 4{,}78.10^{-2} \text{ g}.
On réalise un dosage pH-métrique durant lequel on étudie le titrage d'une solution d'ions ammonium par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C=8{,}36.10^{-2}\text{ mol.L}^{-1}.
L'équation de la réaction est :
\ce{NH4+} + \ce{OH-} \longrightarrow \ce{NH3} + \ce{H2O}
Le volume équivalent est V_{\ce{eq}}=22{,}7\text{ mL}.
Quelle est la masse initiale d'ions ammonium ?
Donnée :
La masse molaire d'un ion ammonium est M_{\ce{NH4+}}=18{,}0\text{ g.mol}^{-1}.
Au moment de l'équivalence, on a une relation entre la quantité de matière initiale de l'espèce titrée et la quantité de matière à l'équivalence de l'espèce titrante.
Ici, on a :
\dfrac{n_{\ce{NH4+}}^{\text{i}}}{1}=\dfrac{n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}}{1}
La quantité de matière d'ions hydroxyde à l'équivalence est obtenue à partir de la concentration de la solution d'hydroxyde de sodium et du volume équivalent :
n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}= C \times V_{\text{eq}}
D'où la relation :
n_{\ce{NH4+}}^{\text{i}}= C \times V_{\text{eq}}
La masse est obtenue à partir de la relation avec la quantité de matière et la masse molaire :
m_{\ce{NH4+}}^{\text{i}} = n_{\ce{NH4+}}^{\text{i}} \times M_{\ce{NH4+}}
D'où la relation :
m_{\ce{NH4+}}^{\text{i}}= C \times V_{\ce{eq}} \times M_{\ce{NH4+}}
Ici, il faut convertir le volume en litres :
22{,}7\text{ mL} = 22{,}7.10^{-3}\text{ L}
D'où l'application numérique :
m_{\ce{NH4+}}^{\text{i}}= 8{,}36.10^{-2} \times 22{,}7.10^{-3} \times 18{,}0
m_{\ce{NH4+}}^{\text{i}}= 3{,}42.10^{-2} \text{ g}
La masse initiale d'ions ammonium est de 3{,}42.10^{-2} \text{ g}.
On réalise un dosage pH-métrique durant lequel on étudie le titrage des ions oxonium d'une solution d'acide chlorhydrique par une solution de carbonate de calcium de concentration C=1{,}77.10^{-1}\text{ mol.L}^{-1}.
L'équation de la réaction est :
\ce{H3O+} + \ce{CO_3^{2-}} \longrightarrow \ce{H2O} + \ce{HCO3-}
Le volume équivalent est V_{\text{eq}}=18{,}6\text{ mL}.
Quelle est la masse initiale d'ions oxonium ?
Donnée :
La masse molaire d'un ion oxonium est M_{\ce{H3O+}}=19{,}0\text{ g.mol}^{-1}.
Au moment de l'équivalence, on a une relation entre la quantité de matière initiale de l'espèce titrée et la quantité de matière à l'équivalence de l'espèce titrante.
Ici, on a :
\dfrac{n_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}}{1}=\dfrac{n_{\ce{CO3^{2-}}}^{\text{eq}}}{1}
La quantité de matière d'ions carbonate à l'équivalence est obtenue à partir de la concentration de la solution de carbonate de calcium et du volume équivalent :
n_{\ce{CO3^{2-}}}^{\text{eq}}= C \times V_{\text{eq}}
D'où la relation :
n_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}= C \times V_{\text{eq}}
La masse est obtenue à partir de la relation avec la quantité de matière et la masse molaire :
m_{\ce{H3O+}}^{\text{i}} = n_{\ce{H3O+}}^{\text{i}} \times M_{\ce{H3O+}}
D'où la relation :
m_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}= C \times V_{\text{eq}} \times M_{\ce{H3O+}}
Ici, il faut convertir le volume en litres :
18{,}6\text{ mL} = 18{,}6.10^{-3}\text{ L}
D'où l'application numérique :
m_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}= 1{,}77.10^{-1} \times 18{,}6.10^{-3} \times 19{,}0
m_{\ce{H3O+}}^{\text{i}}= 6{,}26.10^{-2} \text{ g}
La masse initiale d'ions oxonium est de 6{,}26.10^{-2} \text{ g}.
On réalise un dosage pH-métrique durant lequel on étudie le titrage d'une solution d'acide tartrique par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration C=2{,}50.10^{-1}\text{ mol.L}^{-1}.
L'équation de la réaction est :
\ce{C4H6O6} + 2\ \ce{OH^{-}} \longrightarrow \ce{C4H4O6^{2-}} + 2\ \ce{H2O}
Le volume équivalent est V_{\text{eq}}=13{,}4\text{ mL}.
Quelle est la masse initiale d'acide tartrique ?
Donnée :
La masse molaire de l'acide tartrique est M=150\text{ g.mol}^{-1}.
Au moment de l'équivalence, on a une relation entre la quantité de matière initiale de l'espèce titrée et la quantité de matière à l'équivalence de l'espèce titrante.
Ici, on a :
\dfrac{n_{\ce{C4H6O6}}^{\text{i}}}{1}=\dfrac{n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}}{2}
La quantité de matière d'ions hydroxyde à l'équivalence est obtenue à partir de la concentration de la solution d'hydroxyde de sodium et du volume équivalent :
n_{\ce{OH-}}^{\text{eq}}= C \times V_{\text{eq}}
D'où la relation :
n_{\ce{C4H6O6}}^{\text{i}}= \dfrac{C \times V_{\text{eq}}}{2}
La masse est obtenue à partir de la relation avec la quantité de matière et la masse molaire :
m_{\ce{C4H6O6}}^{\text{i}} = n_{\ce{C4H6O6}}^{\text{i}} \times M
D'où la relation :
m_{\ce{C4H6O6}}^{\text{i}}= \dfrac{C \times V_{\text{eq}} \times M}{2}
Ici, il faut convertir le volume en litres :
13{,}4\text{ mL} = 13{,}4.10^{-3}\text{ L}
D'où l'application numérique :
m_{\ce{C4H6O6}}^{\text{i}}= \dfrac{2{,}50.10^{-1} \times 13{,}4.10^{-3} \times 150}{2}
m_{\ce{C4H6O6}}^{\text{i}}= 2{,}51.10^{-1} \text{ g}
La masse initiale d'acide tartrique est de 2{,}51.10^{-1} \text{ g}.