On réalise le titrage d'une solution de chlorure de sodium (\text{Na}^+ + \text{Cl}^-) par une solution de nitrate d'argent (\text{Ag}^+ + \text{NO}_3^-).
La réaction ayant lieu lors du titrage est :
\text{Ag}^+_{\left(aq\right)} + \text{Cl}^- _{\left(aq\right)} \ce{- \gt } \text{AgCl}_{\left(s\right)}
On obtient la courbe ci-dessous :
Quelle proposition explique correctement le changement de pente de la courbe après l'équivalence ?
On donne les valeurs des conductivités ioniques molaires pour les ions concernés :
- \lambda \left(\text{Na}^+\right) = 5{,}0\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{Ag}^+\right) = 6{,}2\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{Cl}^-\right) = 7{,}6\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{NO}^-_3\right) = 7{,}1\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
En début de titrage, les ions présents en solution sont les ions \text{Na}^+ et \text{Cl}^-. La conductivité de la solution est donc non nulle.
La conductivité de la solution obéit à la loi de Kohlrausch :
\sigma = \sum_{i}^{}\lambda_i·c_i
Ici, on a donc :
\sigma = \lambda\left(Ag^+\right)·\left[Ag^+\right] + \lambda\left(Na^+\right)·\left[Na^+\right] + \lambda\left(Cl^-\right)·\left[Cl^-\right] + \lambda\left(NO_3^-\right)·\left[NO_3^-\right]
\sigma = \sigma\left(Ag^+\right) + \sigma\left(Na^+\right) + \sigma\left(Cl^-\right) + \sigma\left(NO_3^-\right)
Tout au long du dosage, les ions sodium \text{Na}^+ sont des ions spectateurs. Si on néglige la dilution due à l'ajout du réactif titrant, la conductivité \sigma \left(\text{Na}^+\right) reste donc constante.
Avant l'équivalence
Les ions nitrate \text{NO}_3^- et argent \text{Ag}^+ sont apportés par la solution de nitrate d'argent. Les ions nitrate ne réagissant pas, leur conductivité \sigma\left(\text{NO}_3^-\right) augmente.
Les ions argent \text{Ag}^+ sont tous consommés par les ions chlorure \text{Cl}^- présents : la conductivité \sigma\left(\text{Ag}^+\right) est donc nulle et la conductivité \sigma\left(\text{Cl}^-\right) diminue.
Les ions \text{Cl}^- sont progressivement remplacés par les ions nitrate \text{NO}_3^- moins conducteurs car \lambda \left(\text{NO}_3^-\right)\lt \lambda \left(\text{Cl}^-\right) : \sigma\left(\text{Cl}^-\right) diminue plus fortement que \sigma\left(\text{NO}_3^-\right) n'augmente.
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution diminue et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est négative.
Après l'équivalence
Les ions chlorure ont tous réagi, leur conductivité \sigma\left(\text{Cl}^-\right) est nulle. L'apport continu des ions nitrate NO_3^- et argent Ag^+ conduit à l'augmentation des conductivités \sigma\left(\text{Ag}^+\right) et \sigma\left(\text{NO}_3^-\right).
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution augmente et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est positive.
On réalise le titrage d'une solution d'acide éthanoïque (\text{CH_3COOH}) par une solution d'hydroxyde de sodium (\text{Na}^+ + \text{HO}^-).
La réaction ayant lieu lors du titrage est :
CH_3COOH_{\left(aq\right)} + HO^- _{\left(aq\right)} \ce{->} CH_3COO^-_{\left(aq\right)} + H_2O_{\left(l\right)}
On obtient la courbe ci-dessous :
Quelle proposition explique correctement le changement de pente de la courbe après l'équivalence ?
On donne les valeurs des conductivités ioniques molaires pour les ions concernés :
- \lambda \left(\text{Na}^+\right) = 5{,}0\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{HO}^-\right) = 19{,}8\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{CH}_3\text{COO}^-\right) = 4{,}1\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
En début de titrage, il n'y a pas d'ion présent en solution. La conductivité de la solution est donc voisine de zéro.
La conductivité de la solution obéit à la loi de Kohlrausch :
\sigma = \sum_{i}^{}\lambda_i·c_i
Ici, on a donc :
\sigma = \lambda\left(Na^+\right)·\left[Na^+\right] + \lambda\left(CH_3COO^-\right)·\left[CH_3COO^-\right] + \lambda\left(HO^-\right)·\left[HO^-\right]
\sigma = \sigma\left(Na^+\right) + \sigma\left(HO^-\right) + \sigma\left(CH_3COO^-\right)
Tout au long du dosage, les ions sodium \text{Na}^+ sont des ions spectateurs. Si on néglige la dilution due à l'ajout du réactif titrant, la conductivité \sigma \left(\text{Na}^+\right) va donc augmenter.
Avant l'équivalence
Les ions hydroxyde \text{HO}^- et sodium \text{Na}^+ sont apportés par la solution d'hydroxyde de sodium. Les ions sodium ne réagissant pas, leur conductivité \sigma\left(\text{Na}^+\right) augmente.
Les ions hydroxyde \text{HO}^- sont tous consommés par l'acide éthanoïque \text{CH_3COOH} présents : la conductivité \sigma\left(\text{HO}^-\right) est donc nulle.
L'acide éthanoïque est progressivement remplacé par les ions éthanoate \text{CH_3COO}^- : \sigma\left(\text{CH}_3\text{COO}^-\right) augmente.
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution augmente et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est positive.
Après l'équivalence
L'acide éthanoïque a entièrement réagi. L'apport continu des ions hydroxyde \text{HO}^- et sodium \text{Na}^+ conduit à l'augmentation des conductivités \sigma\left(\text{Na}^+\right) et \sigma\left(\text{HO}^-\right). Ces ions hydroxyde sont bien plus conducteurs que les ions éthanoate car \lambda \left(\text{CH}_3\text{COO}^-\right)\lt \lambda \left(\text{HO}^-\right).
La concentration des ions éthanoate reste constante si on néglige la dilution : \sigma \left(CH_3COO^-\right) reste constante également.
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution augmente encore davantage et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est toujours positive et que sa pente est plus grande qu'avant l'équivalence.
On réalise le titrage d'une solution d'acide acétylsalicylique (C_9H_8O_4) par une solution d'hydroxyde de sodium (\text{Na}^+ + \text{HO}^-).
La réaction ayant lieu lors du titrage est :
C_9H_8O_4 + HO^- _{\left(aq\right)} \ce{->} C_9H_7O_4^-+ H_2O_{\left(l\right)}
On obtient la courbe ci-dessous :
Quelle proposition explique correctement le changement de pente de la courbe après l'équivalence ?
On donne les valeurs des conductivités ioniques molaires pour les ions concernés :
- \lambda \left(\text{Na}^+\right) = 5{,}0\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{HO}^-\right) = 19{,}8\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(C_9H_7O_4^-\right) \lt \lambda \left(HO^-\right)
La conductivité de la solution obéit à la loi de Kohlrausch :
\sigma = \sum_{i}^{}\lambda_i·c_i
Ici, on a donc :
\sigma = \lambda\left(Na^+\right)·\left[Na^+\right] + \lambda\left(C_9H_7O_4^-\right)·\left[C_9H_7O_4^-\right] + \lambda\left(HO^-\right)·\left[HO^-\right]
\sigma = \sigma\left(Na^+\right) + \sigma\left(HO^-\right) + \sigma\left(C_9H_7O_4^-\right)
Tout au long du dosage, les ions sodium \text{Na}^+ sont des ions spectateurs. Si on néglige la dilution due à l'ajout du réactif titrant, la conductivité \sigma \left(\text{Na}^+\right) va donc augmenter.
Avant l'équivalence
Les ions hydroxyde \text{HO}^- et sodium \text{Na}^+ sont apportés par la solution d'hydroxyde de sodium. Les ions sodium ne réagissant pas, leur conductivité \sigma\left(\text{Na}^+\right) augmente.
Les ions hydroxyde \text{HO}^- sont tous consommés par l'acide acétylsalicylique C_9H_8O_4 présents : la conductivité \sigma\left(\text{HO}^-\right) est donc nulle.
L'acide acétylisalicylique est progressivement remplacé par les ions acétylsalicylate C_9H_7O_4^- : \sigma\left(C_9H_7O_4^-\right) augmente.
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution augmente et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est positive.
Après l'équivalence
L'acide acétylsalicylique a entièrement réagi. L'apport continu des ions hydroxyde \text{HO}^- et sodium Na^+ conduit à l'augmentation des conductivités \sigma\left(\text{Na}^+\right) et \sigma\left(\text{HO}^-\right). Ces ions hydroxyde sont bien plus conducteurs que les ions acétylsalicylate car \lambda \left(C_9H_7O_4^-\right)\lt \lambda \left(HO^-\right).
La concentration des ions acétylsalicylate reste constante si on néglige la dilution : \sigma \left(C_9H_7O_4^-\right) reste constante également.
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution augmente encore davantage et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est toujours positive et que sa pente est plus grande qu'avant l'équivalence.
On réalise le titrage d'une solution d'ammoniac (\text{NH}_3) par une solution d'acide chlorhydrique (\text{H}_3\text{O}^+ + \text{Cl}^-).
La réaction ayant lieu lors du titrage est :
NH_3{\left(aq\right)} + H_3O^+ _{\left(aq\right)} \ce{->} H_2O_{\left(l\right)} + NH_4^+
On obtient la courbe ci-dessous :
Quelle proposition explique correctement le changement de pente de la courbe après l'équivalence ?
On donne les valeurs des conductivités ioniques molaires pour les ions concernés :
- \lambda \left(\text{H}_3\text{O}^+\right) = 35{,}0\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(Cl^-\right) = 7{,}6\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(NH_4^+\right) = 7{,}4\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
En début de titrage, il n'y a pas d'ions présents en solution. La conductivité de la solution est donc voisine de zéro.
La conductivité de la solution obéit à la loi de Kohlrausch :
\sigma = \sum_{i}^{}\lambda_i·c_i
Ici, on a donc :
\sigma = \lambda\left(H_3O^+\right)·\left[H_3O^+\right] + \lambda\left(NH_4^+\right)·\left[NH_4^+\right] + \lambda\left(Cl^-\right)·\left[Cl^-\right]
\sigma = \sigma\left(H_3O^+\right) + \sigma\left(Cl^-\right) + \sigma\left(NH_4^+\right)
Tout au long du dosage, les ions chlorure \text{Cl}^- sont des ions spectateurs. Si on néglige la dilution due à l'ajout du réactif titrant, la conductivité \sigma \left(\text{Cl}^-\right) va donc augmenter.
Avant l'équivalence
Les ions chlorure \text{Cl}^- et oxonium \text{H}_3\text{O}^+ sont apportés par la solution d'acide chlorhydrique. Les ions chlorure ne réagissant pas, leur conductivité \sigma\left(\text{Cl}^-\right) augmente.
Les ions oxonium \text{H}_3\text{O}^+ sont tous consommés par l'ammoniac \text{NH}_3 présents : la conductivité \sigma\left(\text{H}_3\text{O}^+\right) est donc nulle.
L'ammoniac est progressivement remplacé par les ions ammonium \text{NH}_4^+ : \sigma\left(NH_4^+\right) augmente.
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution augmente et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est positive.
Après l'équivalence
L'ammoniac a entièrement réagi. L'apport continu des ions chlorure \text{Cl}^- et oxonium H_3O^+ conduit à l'augmentation des conductivités \sigma\left(\text{Cl}^-\right) et \sigma\left(\text{H}_3\text{O}^+\right). Ces ions oxonium sont bien plus conducteurs que les ions ammonium car \lambda \left(NH_4^+\right)\lt \lambda \left(H_3O^+\right).
La concentration des ions ammonium reste constante si on néglige la dilution : \sigma \left(\text{NH}_4^+\right) reste constante également.
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution augmente encore davantage et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est toujours positive et que sa pente est plus grande qu'avant l'équivalence.
On réalise le titrage d'une solution d'acide nitrique (\text{H}_3\text{O}^+ + \text{NO}_3^-) par une solution d'hydroxyde de sodium (\text{Na}^+ + \text{HO}^-).
La réaction de titrage est :
H_3O^+_{\left(aq\right)} + HO^- _{\left(aq\right)} \ce{->} 2 H_2O_{\left(l\right)}.
On obtient la courbe ci-dessous :
Quelle proposition explique correctement le changement de pente de la courbe après l'équivalence ?
On donne les valeurs des conductivités ioniques molaires pour les ions concernés :
- \lambda \left(\text{Na}^+\right) = 5{,}0\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{H}_3\text{O}^+\right) = 35{,}0\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{NO}_3^-\right) = 7{,}1\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{HO}^-\right) = 19{,}8\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
En début de titrage, les ions présents en solution sont les ions \text{H}_3\text{O}^+ et \text{NO}_3^-. La conductivité de la solution est donc non nulle.
La conductivité de la solution obéit à la loi de Kohlrausch :
\sigma = \sum_{i}^{}\lambda_i·c_i
Ici, on a donc :
\sigma = \lambda\left(H_3O^+\right)·\left[H_3O^+\right] + \lambda\left(Na^+\right)·\left[Na^+\right] + \lambda\left(HO^-\right)·\left[HO^-\right] + \lambda\left(NO_3^-\right)·\left[NO_3^-\right]
\sigma = \sigma\left(H_3O^+\right) + \sigma\left(Na^+\right) + \sigma\left(HO^-\right) + \sigma\left(NO_3^-\right)
Tout au long du dosage, les ions nitrate \text{NO}_3^- sont des ions spectateurs. Si on néglige la dilution due à l'ajout du réactif titrant, la conductivité \sigma \left(\text{NO}_3^-\right) reste donc constante.
Avant l'équivalence
Les ions hydroxyde \text{HO}^- et sodium \text{Na}^+ sont apportés par la solution d'hydroxyde de sodium. Les ions sodium ne réagissant pas, leur conductivité \sigma\left(\text{Na}^+\right) augmente.
Les ions hydroxyde \text{HO}^- sont tous consommés par les ions oxonium H_3O^+ présents : la conductivité \sigma\left(\text{HO}^-\right) est donc nulle et la conductivité \sigma\left(\text{H}_3\text{O}^+\right) diminue.
Les ions \text{H}_3\text{O}^+ sont progressivement remplacés par les ions sodium Na^+ moins conducteurs car \lambda \left(Na^+\right)\lt \lambda \left(H_3O^+\right) : \sigma\left(\text{H}_3\text{O}^+\right) diminue plus fortement que \sigma\left(\text{Na}^+\right) n'augmente.
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution diminue et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est négative.
Après l'équivalence
Les ions oxonium ont tous réagi, leur conductivité \sigma\left(\text{H}_3\text{O}^+\right) est nulle. L'apport continu des ions hydroxyde \text{HO}^- et sodium \text{Na}^+ conduit à l'augmentation des conductivités \sigma\left(\text{Na}^+\right) et \sigma\left(\text{HO}^-\right).
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution augmente et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est positive.
On réalise le titrage d'une solution d'acide chlorhydrique (\text{H}_3\text{O}^+ + \text{Cl}^-) par une solution d'hydroxyde de potassium (\text{K}^+ + \text{HO}^-).
La réaction de titrage est :
H_3O^+_{\left(aq\right)} + HO^- _{\left(aq\right)} \ce{->} 2 H_2O_{\left(l\right)}.
On obtient la courbe ci-dessous :
Quelle proposition explique correctement le changement de pente de la courbe après l'équivalence ?
On donne les valeurs des conductivités ioniques molaires pour les ions concernés :
- \lambda \left(\text{K}^+\right) = 7{,}4\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{H}_3\text{O}^+\right) = 35{,}0\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{Cl}^-\right) = 7{,}6\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{HO}^-\right) = 19{,}8\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
En début de titrage, les ions présents en solution sont les ions \text{H}_3\text{O}^+ et \text{Cl}^-. La conductivité de la solution est donc non nulle.
La conductivité de la solution obéit à la loi de Kohlrausch :
\sigma = \sum_{i}^{}\lambda_i·c_i
Ici, on a donc :
\sigma = \lambda\left(H_3O^+\right)·\left[H_3O^+\right] + \lambda\left(K^+\right)·\left[K^+\right] + \lambda\left(HO^-\right)·\left[HO^-\right] + \lambda\left(Cl^-\right)·\left[Cl^-\right]
\sigma = \sigma\left(H_3O^+\right) + \sigma\left(K^+\right) + \sigma\left(HO^-\right) + \sigma\left(Cl^-\right)
Tout au long du dosage, les ions chlorure \text{Cl}^- sont des ions spectateurs. Si on néglige la dilution due à l'ajout du réactif titrant, la conductivité \sigma \left(\text{Cl}^-\right) reste donc constante.
Avant l'équivalence
Les ions hydroxyde \text{HO}^- et potassium \text{K}^+ sont apportés par la solution d'hydroxyde de potassium. Les ions potassium ne réagissant pas, leur conductivité \sigma\left(\text{K}^+\right) augmente.
Les ions hydroxyde \text{HO}^- sont tous consommés par les ions oxonium \text{H}_3\text{O}^+ présents : la conductivité \sigma\left(\text{HO}^-\right) est donc nulle et la conductivité \sigma\left(\text{H}_3\text{O}^+\right) diminue.
Les ions \text{H}_3\text{O}^+ sont progressivement remplacés par les ions sodium \text{K}^+ moins conducteurs car \lambda \left(K^+\right)\lt \lambda \left(H_3O^+\right) : \sigma\left(H_3O^+\right) diminue plus fortement que \sigma\left(\text{K}^+\right) n'augmente.
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution diminue et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est négative.
Après l'équivalence
Les ions oxonium ont tous réagi, leur conductivité \sigma\left(\text{H}_3\text{O}^+\right) est nulle. L'apport continu des ions hydroxyde \text{HO}^- et potassium \text{K}^+ conduit à l'augmentation des conductivités \sigma\left(\text{K}^+\right) et \sigma\left(\text{HO}^-\right).
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution augmente et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est positive.
On réalise le titrage d'une solution de sulfate de sodium (2 Na^+ + SO_4^{2-}) par une solution de chlorure de baryum (Ba^{2+} + 2 Cl^-).
La réaction ayant lieu lors du titrage est :
Ba^{2+} + SO_4^{2-} \ce{->} BaSO_4
On obtient la courbe ci-dessous :
Quelle proposition explique correctement le changement de pente de la courbe après l'équivalence ?
On donne les valeurs des conductivités ioniques molaires pour les ions concernés :
- \lambda \left(\text{Ba}^{2+}\right) = 12{,}7\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{Na}^+\right) = 5{,}0\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{Cl}^-\right) = 7{,}6\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
- \lambda \left(\text{SO}_4^{2-}\right) = 16{,}0\times 10^{-3}\text{ S$\cdot$m}^2·\text{mol}^{-1}
En début de titrage, les ions présents en solution sont les ions \text{Na}^+ et \text{SO}_4^{2-}. La conductivité de la solution est donc non nulle.
La conductivité de la solution obéit à la loi de Kohlrausch :
\sigma = \sum_{i}^{}\lambda_i·c_i
Ici, on a donc :
\sigma = \lambda\left(Ba^{2+}\right)·\left[Ba^{2+}\right] + \lambda\left(Na^+\right)·\left[Na^+\right] + \lambda\left(Cl^-\right)·\left[Cl^-\right] + \lambda\left(SO_4^{2-}\right)·\left[SO_4^{2-}\right]
\sigma = \sigma\left(Ba^{2+}\right) + \sigma\left(Na^+\right) + \sigma\left(Cl^-\right) + \sigma\left(SO_4^{2-}\right)
Tout au long du dosage, les ions sodium \text{Na}^+ sont des ions spectateurs. Si on néglige la dilution due à l'ajout du réactif titrant, la conductivité \sigma \left(\text{Na}^+\right) reste donc constante.
Avant l'équivalence
Les ions chlorure \text{Cl}^- et baryum \text{Ba}^{2+} sont apportés par la solution de chlorure de baryum. Les ions chlorure ne réagissant pas, leur conductivité \sigma\left(Cl^-\right) augmente.
Les ions baryum \text{Ba}^{2+} sont tous consommés par les ions sulfate \text{SO}_4^{2-} présents : la conductivité \sigma\left(\text{Ba}^{2+}\right) est donc nulle et la conductivité \sigma\left(\text{SO}_4^{2-}\right) diminue.
Les ions sulfate \text{SO}_4^{2-} sont progressivement remplacés par les ions chlorure \text{Cl}^- moins conducteurs car \lambda \left(SO_4^{2-}\right)\gt \lambda \left(Cl^-\right) : \sigma\left(\text{SO}_4^{2-}\right) diminue plus fortement que \sigma\left(\text{Cl}^-\right) n'augmente.
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution diminue et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est négative.
Après l'équivalence
Les ions sulfate ont tous réagi, leur conductivité \sigma\left(\text{SO}_4^{2-}\right) est nulle. L'apport continu des ions chlorure \text{Cl}^- et baryum \text{Ba}^{2+} conduit à l'augmentation des conductivités \sigma\left(\text{Ba}^{2+}\right) et \sigma\left(Cl^-\right).
C'est pourquoi la conductivité \sigma de la solution augmente et que la pente du graphe \sigma = f\left(V\right) est positive.