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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 486 — #494
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CHAPITRE 8 – ÉQUILIBRES DE SOLUBILITÉ
Ce résultat est expliqué par le titrage successif des ions H 3 O
+ (réaction acido-basique) et
Mg 2+ (réaction de précipitation) selon :
H 3 O
+
+ HO
−
=
2 H 2 O
de constante d’équilibre K ◦
T,1 = 10 14 suivie de la réaction :
1
2
Mg
2+
+ HO
−
=
1
2
Mg(OH) 2 (s)
de constante d’équilibre :
K
◦
T,2 =
1
K s (Mg(OH) 2 )
= 3, 2.10
5 .
Remarquons l’existence d’un point anguleux témoignant de l’apparition du précipité d’hydroxyde de magnésium Mg(OH) 2 (s). En ce point, le produit de solubilité du précipité est
vérifié pour la première fois (remarque utile dans les exercices cherchant à déterminer un
produit de solubilité à partir d’une courbe expérimentale pH = f (v)).
6 Mise en œuvre expérimentale
Nous réalisons à l’occasion de cette mise en œuvre expérimentale le titrage d’une solution
contenant un mélange d’ions H 3 O
+ et d’ions aluminium Al
3+ par une solution de soude
Na + HO
– . Le titrage est suivi par pHmétrie et permet, outre une détermination de concentrations inconnues, de vérifier la valeur numériques de certaines grandeurs thermodynamiques
(constantes d’équilibre).
6.1 Protocole et résultats expérimentaux
Dans une fiole jaugée de 25,0 mL (verrerie de classe A) nous introduisons 0,94 g de nitrate
d’aluminium Al(NO 3 ) 3 ,9H 2 O (M = 375 g·mol −1 ), pesé par une balance dont la précision est
donnée par ∆m = 0,01 g. Le volume est complété par approximativement 20,0 mL d’eau et
quelques gouttes d’acide nitrique concentré. Le volume est ensuite ajusté à V 0 = 25,0 mL.
La concentration en ions Al
3+ est notée c 0 . Parallèlement la soude à la concentration c =
1,0 mol·L −1 est préparée puis placée dans la burette.
Les 25,0 mL de la solution de nitrate d’aluminium sont titrés en ajoutant progressivement
15 mL de la soude (utilisation d’une burette de classe A graduée en 0,1 mL). Un pHmètre
préalablement étalonné permet de suivre l’évolution du pH en fonction du volume V de titrant
ajouté. Le résultat présenté à la figure 8.10 est obtenu. Nous notons l’apparition d’un solide
pour un volume de titrant versé voisin de V = 2,5 mL. Ce solide disparaît de la solution, qui
redevient donc limpide, pour un volume de titrant voisin de V = 12,0 mL.
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Ce résultat est expliqué par le titrage successif des ions H 3 O
+ (réaction acido-basique) et
Mg 2+ (réaction de précipitation) selon :
H 3 O
+
+ HO
−
=
2 H 2 O
de constante d’équilibre K ◦
T,1 = 10 14 suivie de la réaction :
1
2
Mg
2+
+ HO
−
=
1
2
Mg(OH) 2 (s)
de constante d’équilibre :
K
◦
T,2 =
1
K s (Mg(OH) 2 )
= 3, 2.10
5 .
Remarquons l’existence d’un point anguleux témoignant de l’apparition du précipité d’hydroxyde de magnésium Mg(OH) 2 (s). En ce point, le produit de solubilité du précipité est
vérifié pour la première fois (remarque utile dans les exercices cherchant à déterminer un
produit de solubilité à partir d’une courbe expérimentale pH = f (v)).
6 Mise en œuvre expérimentale
Nous réalisons à l’occasion de cette mise en œuvre expérimentale le titrage d’une solution
contenant un mélange d’ions H 3 O
+ et d’ions aluminium Al
3+ par une solution de soude
Na + HO
– . Le titrage est suivi par pHmétrie et permet, outre une détermination de concentrations inconnues, de vérifier la valeur numériques de certaines grandeurs thermodynamiques
(constantes d’équilibre).
6.1 Protocole et résultats expérimentaux
Dans une fiole jaugée de 25,0 mL (verrerie de classe A) nous introduisons 0,94 g de nitrate
d’aluminium Al(NO 3 ) 3 ,9H 2 O (M = 375 g·mol −1 ), pesé par une balance dont la précision est
donnée par ∆m = 0,01 g. Le volume est complété par approximativement 20,0 mL d’eau et
quelques gouttes d’acide nitrique concentré. Le volume est ensuite ajusté à V 0 = 25,0 mL.
La concentration en ions Al
3+ est notée c 0 . Parallèlement la soude à la concentration c =
1,0 mol·L −1 est préparée puis placée dans la burette.
Les 25,0 mL de la solution de nitrate d’aluminium sont titrés en ajoutant progressivement
15 mL de la soude (utilisation d’une burette de classe A graduée en 0,1 mL). Un pHmètre
préalablement étalonné permet de suivre l’évolution du pH en fonction du volume V de titrant
ajouté. Le résultat présenté à la figure 8.10 est obtenu. Nous notons l’apparition d’un solide
pour un volume de titrant versé voisin de V = 2,5 mL. Ce solide disparaît de la solution, qui
redevient donc limpide, pour un volume de titrant voisin de V = 12,0 mL.
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