Le titrage pH-métrique - TS - Exercice type bac Physique-Chimie - Kartable

Un vin blanc pétillant, en fin d'élaboration, est étudié dans un laboratoire afin de subir des contrôles de qualité. On se propose dans cet exercice de contrôler la teneur en fer dans ce vin, ainsi que l'acidité totale qui en sont deux critères de qualité : l'un pour la prévention de la formation d'un précipité rendant le vin trouble (casse ferrique) et l'autre pour prévoir les traitements à faire pendant la vinification.

Données :

Les ions \ce{Fe^{2+}_{(aq)} } en solution aqueuse ont une couleur vert pâle.
Les ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)} } en solution aqueuse ont une couleur orangée pâle.
Les ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)} } peuvent réagir avec les ions thiocyanate \ce{SCN^{-}_{(aq)} } (incolore en solution aqueuse) selon une réaction rapide et totale conduisant à la formation d'un complexe coloré de couleur rouge sang :

\ce{Fe^{3+}_{(aq)} + SCN^{-}_{(aq)} \rightarrow [Fe(SCN)] }^{2+}_{\left(aq\right)}

Masse molaire de l'acide tartrique \ce{AH2} : M = 150 g.mol^-1
Au-delà d'une concentration massique de 10 mg.L^-1 en élément fer, la casse ferrique est probable et rend le vin trouble et donc peu attrayant.
Un vin de table est propre à la consommation si son acidité totale ne dépasse pas 9,0 g.L^-1d'acide tartrique équivalent.
pKa des couples : \ce{CO2 ,H2O} / \ce{HCO3^{-}_{(aq)} } pKa_1 = 6{,}4 et \ce{HCO3^{-}_{(aq)} } / \ce{CO3^{2-}_{(aq)} } pKa_2 = 10{,}3
Courbe d'étalonnage :

Incertitude sur la mesure d'un volume :

Lors de la mesure d'un volume à l'aide de la verrerie du laboratoire, il est possible d'évaluer l'incertitude U_V sur cette mesure avec un intervalle de confiance de 95%. Pour cela, on utilise la relation : U_V = 2 u_V où la valeur de u_V dépend du matériel utilisé.

Utilisation d'une pipette jaugée ou d'une fiole jaugée	u_V = 0{,}75 a où a est la valeur de l'incertitude d'étalonnage donnée par le constructeur
Utilisation d'une burette graduée ou d'une pipette graduée	u_V = 0{,}5 g où g est la valeur de la graduation de l'instrument utilisé

Afin de déterminer la concentration totale en ions \ce{Fe^{2+}_{(aq)} } et \ce{Fe^{3+}_{(aq)} } dans ce vin blanc, on oxyde les ions \ce{Fe^{2+}_{(aq)} } en ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)} } à l'aide d'eau oxygénée \ce{H2O2}, puis on dose la totalité des ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)} } par spectrophotométrie après les avoir fait réagir totalement avec une solution aqueuse de thiocyanate de potassium. La mesure de l'absorbance de la solution obtenue pour une longueur d'onde \lambda = 465 nm vaut A = 0{,}760.

Quelle opération est-il nécessaire de réaliser avant de mesurer l'absorbance de l'échantillon ?

Il faut prendre soin de boucher la cuve utilisée à l'aide d'un bouchon en caoutchouc et de remuer pour homogénéiser la solution. La cuve ne doit surtout pas être débouchée.

Il est nécessaire de mesurer l'absorbance d'un échantillon de la même cuve utilisée pour la solution, dans laquelle il y a uniquement le solvant. On appelle cela "faire le blanc".

Il est nécessaire de mesurer l'absorbance lorsqu'on ne place rien dans le porte-cuve, ainsi, on mesure uniquement l'absorbance de l'air. On appelle cela "faire le blanc".

Il est nécessaire de mesurer l'absorbance au travers d'une feuille de papier blanc. On appelle cela "faire le blanc".

Pourquoi est-il nécessaire de faire réagir les ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)} } avec les ions thiocyanate avant de réaliser le dosage spectrophotométrique ?

Les ions fer III sont incolores en solution aqueuse, ils n'absorbent donc pas la lumière. Il faut donc les faire réagir avec les ions thiocyanate pour pouvoir effectuer un dosage spectrophotométrique.

D'après l'énoncé, les ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)}} ont une couleur orangée pâle. Lorsqu'ils forment un complexe avec les ions thiocyanate, ce complexe a une couleur rouge sang intense. Ainsi l'absorbance du complexe sera plus faible que celle des ions fer III seuls. Pour réaliser un dosage spectrophotométrique, il est plus intéressant que l'absorbance soit faible.

D'après l'énoncé, les ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)}} ont une couleur orangée pâle. Lorsqu'ils forment un complexe avec les ions thiocyanate, ce complexe a une couleur rouge sang intense. Ainsi l'absorbance du complexe sera plus grande que celle des ions fer III seuls. Pour réaliser un dosage spectrophotométrique, c'est plus intéressant.

Les ions fer III ne réagissent pas avec la soude contrairement au complexe formé entre les ions fer III et les ions thiocyanate. On peut alors faire un titrage du complexe et déterminer la concentration de la solution en ions fer III.

Quelle est la construction permettant de déterminer la concentration en ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)} } de la solution utilisée ?

Le phénomène de casse ferrique peut-il se produire pour ce vin blanc ?

D'après la réponse précédente, la valeur de la concentration massique en ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)}} dans le vin blanc testé est de 7,2 mg.L⁻¹. Cependant, la solution testée a été diluée 10 fois, donc la concentration massique réelle du vin en ions fer III est de 72 mg.L⁻¹.

D'après l'énoncé, à partir de 10 mg.L⁻¹, la casse ferrique est probable. Ici, la concentration massique mesurée est au-delà de cette valeur, donc le phénomène de casse ferrique risque de se produire.

D'après la réponse précédente, la valeur de la concentration massique en ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)}} dans le vin blanc testé est de 7,2 mg.L⁻¹.

D'après l'énoncé, à partir de 10 mg.L⁻¹, la casse ferrique est probable. Ici, la concentration massique mesurée est en deçà de cette valeur, donc le phénomène de casse ferrique ne peut pas se produire.

D'après la réponse précédente, la valeur de la concentration massique en ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)}} dans le vin blanc testé est de 7,2 g.L⁻¹.

D'après la réponse précédente, la valeur de la concentration massique en ions \ce{Fe^{3+}_{(aq)}} dans le vin blanc testé est de 7,2 mg.L⁻¹. Cependant, la mesure a été faite pour \lambda=465 nm, ce qui n'est pas la longueur d'onde du maximum d'absorption du complexe considéré qui absorbe dans le rouge sang donc plutôt vers 750 nm. On ne peut donc pas conclure.

Dans la réglementation européenne, l'acidité totale correspond à la masse équivalente d'acide tartrique par litre ; c'est-à-dire la masse d'acide tartrique qui nécessiterait la même quantité de base pour ramener son pH à 7. Pour déterminer l'acidité totale, on mesure le volume de solution aqueuse d'hydroxyde de sodium \ce{(Na+_{(aq)} + HO^{–}_{(aq)}}}\right) qu'il faut ajouter à un volume V de vin, préalablement décarboniqué, pour ramener son pH à 7. Après avoir décarboniqué le vin (élimination du dioxyde de de carbone), on titre un volume V = 10{,}00 ± 0{,}04 mL de vin par une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium de concentration molaire C_B = \left(4{,}2 ± 0{,}2\right) \times 10^{–2} mol.L^-1 en présence de quelques gouttes de bleu de bromothymol.

L'équivalence est repérée pour un volume versé V_E = 15{,}5 mL.

Quelle verrerie doit-on utiliser pour prélever le volume V de vin ?

Pour prélever un volume V=10{,}00 mL il faut utiliser une pipette jaugée d'un volume de 10,00 mL.

Pour prélever un volume V=10{,}00 mL il faut utiliser une fiole jaugée d'un volume de 10 mL.

Pour prélever un volume V=10{,}00 mL il faut utiliser une pipette graduée d'un volume de 10,00 mL.

Pour prélever un volume V=10{,}00 mL il faut utiliser une pipette graduée d'un volume quelconque.

Quel est le schéma correct du montage à réaliser pour effectuer le titrage ?

Quelle est l'incertitude sur la mesure de U_{V_E} sachant que la verrerie contenant la solution aqueuse d'hydroxyde de sodium est graduée tous les 0,1 mL ?

U_{V_{E}}=2 \times u_v=2\times 0{,}1 = 0{,}2 mL

U_{V_{E}}= 0{,}5 \times g = 0{,}5 \times 0{,}1 = 0{,}05 mL

U_{V_{E}}=2 \times u_v=2\times 0{,}5 \times g =2\times 0{,}5 \times 15{,}5= 15{,}5 mL

U_{V_{E}}=2 \times u_v=2\times 0{,}5 \times g =2\times 0{,}5 \times 0{,}1 = 0{,}1 mL

Pourquoi est-il nécessaire de décarboniquer le vin pour déterminer son acidité totale ?

D'après l'énoncé, le \ce{CO2} dissous dans l'eau fait partie d'un couple acido/basique dont il est la base. Il rend donc le vin plus basique.

Pour déterminer l'acidité totale qui n'est due qu'à l'acide tartrique, il faut décarboniquer le vin.

D'après l'énoncé, le \ce{CO2} dissous dans l'eau fait partie d'un couple acido/basique dont il est l'acide. Il rend donc le vin plus acide.

Pour déterminer l'acidité totale qui n'est due qu'à l'acide tartrique, il faut décarboniquer le vin.

Le \ce{CO2} dissous dans le vin permet d'assurer la neutralité du pH du vin. Le pH étant alors neutre, il est impossible de savoir comment effectuer le dosage.

Pour déterminer l'acidité totale qui n'est due qu'à l'acide tartrique, il faut décarboniquer le vin.

D'après l'énoncé, le \ce{CO2} dissous dans l'eau fait partie du couple acido/basique \ce{HCO^{-}_{3(aq)}/CO^{2-}_{3(aq)}}. Ce couple a un pKa trop basique pour effectuer le titrage.

Pour déterminer l'acidité totale qui n'est due qu'à l'acide tartrique, il faut décarboniquer le vin.

Dans l'hypothèse où l'acidité du vin est due au seul acide tartrique noté \ce{H2A_{(aq)}}, l'équation de la réaction support de titrage s'écrit :

\ce{H2A_{(aq)} + 2 HO^{–}(aq) - \gt A^{2–}_{(aq)} +2H2O_{(l)}}

Quelle est, alors, la relation donnant la concentration massique C_m en acide tartrique (de masse molaire M) équivalent dans le vin ?

C_m=\dfrac{C_b\times V_E \times M}{2\times V}

C_m=\dfrac{C_b\times V_E \times M}{V}

C_m=\dfrac{C_b\times V_E}{ V}

C_m=\dfrac{C_b\times V_E \times V}{2\times M}

On considère que l'incertitude relative pour la concentration massique est donnée par la relation :

U_{C_m} = 2 C_m \sqrt{\left(\dfrac{U\left(C_B\right)}{C_B} \right)^2+\left(\dfrac{U\left(V_E\right)}{V_E} \right)^2+\left(\dfrac{U\left(V\right)}{V} \right)^2}

Quel est l'encadrement correct de la valeur de la concentration massique ?

C_m=\left( 9{,}8 \pm 0{,}5 \right) g.L⁻¹

C_m=\left( 49 \pm 5 \right) g.L⁻¹

C_m=\left( 4{,}9 \pm 0{,}5 \right) g.L⁻¹

C_m=\left( 4{,}9 \pm 0{,}8 \right) g.L⁻¹

Ce vin est-il propre à la consommation ?

Un vin est propre à la consommation si son acidité totale dépasse 9,0 g.L⁻¹. Ici, elle vaut 49 g.L⁻¹ donc elle est supérieure à la limite.

Ce vin est impropre à la consommation.

Un vin est propre à la consommation si son acidité totale dépasse 9,0 g.L⁻¹. Ici, elle vaut 4,9 g.L⁻¹ donc elle est inférieure à la limite.

Ce vin est propre à la consommation.

Un vin est propre à la consommation si son acidité totale dépasse 9,0 g.L⁻¹. Ici, elle vaut 49 g.L⁻¹ donc elle est inférieure à la limite mais les incertitudes sur cette valeur font que la limite est dépassée.

Ce vin est impropre à la consommation.

Un vin est propre à la consommation si son acidité totale dépasse 9,0 g.L⁻¹. Ici, elle vaut 9,8 g.L⁻¹ donc elle est supérieure à la limite mais les incertitudes peuvent permettre de passer en dessous de la limite.

On ne peut pas conclure pour savoir si ce vin est propre à la consommation.