Burette

raisons suivantes : e – Mauvais calibrage initial de la burette ou du pH-m`tre. e – Erreurs dues ` la subjectivit´ de l’observateur : mauvais pipetages des volumes d’acide a e chlorhydrique, de vinaigre ou d’eau de dilution ; mauvaises lectures des graduations. – Pr´cision des appareils et de la verrerie : pH-m`tre, burette, ... e e – Nettoyage et s´chage imparfait de la verrerie. e – Ph´nom`ne de la ”derni`re goutte” au niveau de la burette, important surtout autour du e e e point d’´quivalence,

préalablement mis 5mL d’acide borique pour ne pas perdre l’azote ammoniacale qui est très volatile. On récupère 50mL dans la fiole jaugée. On récupère 50mL de distillat (ou éluât) avec la fiole jaugée, que l’on va ensuite doser à l’aide d’une burette : on place de l’indicateur coloré dans notre solution qu’on à transvasé dans un bécher, et on dose avec de l’acide sulfurique (H2SO4). Lorsqu’on aura le volume au changement de couleur (= virage colorimétrique de vert à violet), on pourra exprimer

permanganate MnO4 - (aq) a une intense coloration violette et l’ion manganèse 2 (aq)Mn est incolore .  Faire le schéma annoté du montage nécessaire au dosage. Préciser les réactifs titrant et titré. Réactif titrant= MnO4 - ; Réactif titré = Fe2+ (schéma : burette graduée, bécher ou erlenmeyer, agitateur magnétique  Établir les demi-équations d’oxydoréductionpuis l’équation de la réaction de dosage. Fe2+  Fe3+ + e- (x5) 8H+ + MnO4 - + 5 e-  Mn2+ + 4H2O 8H+ + 5 Fe2+ + MnO4 - +  5 Fe3++ Mn2+ + 4H2O  Pourquoi

baisser le pH du filtrat. Relever le pH indiqué par le pHmètre et remplir la case correspondante dans le tableau. Prélever à la pipette jaugée 5 mL de filtrat et les introduire dans un tube à essais puis le placer dans le porte tube. Monter une burette sur son support, la rincer à l’eau distillée, la rincer avec la solution aqueuse d’hydroxyde de sodium NaOH, la remplir, chasser les bulles d’air dans le robinet et faire le zéro. Introduire progressivement la solution aqueuse de NaOH dans le filtrat

raisons suivantes : – Mauvais calibrage initial de la burette ou du pH-m`etre. – Erreurs dues `a la subjectivit´e de l’observateur : mauvais pipetages des volumes d’acide chlorhydrique, de vinaigre ou d’eau de dilution ; mauvaises lectures des graduations. – Pr´ecision des appareils et de la verrerie : pH-m`etre, burette, ... – Nettoyage et s´echage imparfait de la verrerie. – Ph´enom`ene de la ”derni`ere goutte” au niveau de la burette, important surtout autour du point d’´equivalence, o`

volume de la solution acide 𝐕𝐚 = 𝟐𝟎𝐜𝐦𝟑 et la molarité de la solution basique 𝐂𝐛 = 𝟎, 𝟓𝐦𝐨𝐥. 𝐋−𝟏 . A l’équivalence, la burette graduée indique qu’on a versé 𝟓𝟎𝐜𝐦𝟑. Corrigé : A l’équivalence Ca × Va = Cb × Vb D’où 𝐂𝐚 = 𝐂𝐛 × 𝐕𝐛 𝐕𝐚 AN : Ca = 0,5 × 50 20

précision incertitude-typeII. Ecriture d’un mesurage et incertitude. 3. Incertitude de type B. Il existe bien d’autres équations … Elles vous seront données au cas par cas. Pour une burette graduée par exemple et ne sont pas à apprendre : 𝑢 = 𝑡 3 2 + 2 × 𝑑 2 3 2 t = tolérance burette d = plus petite graduationII. Ecriture d’un mesurage et incertitude. 4. Incertitude composée. Le calcul d’une incertitude-type découlant de plusieurs incertitudes-types sera toujours

effectuer des mesures précisesÉtape 1. Étape 2. Étape 3. Mesure du pHinitial de la solution d’acide CH3COOH (avant d’y ajouter de l’eau) Étape 4. Préparation de la pipette et de la burette Étape 5. Préparation de la solution à titrer Étape 6. Titrage pH-métrique Étape 7. Nettoyage D. Mode opératoire Étape 1. Ouverture

) 7,1 7,7 6,2  Masse molaire atomique du chlore : 𝑀(Cℓ) = 35,5 g ⋅ mol −1 On prélève un volume 1 = 100,0 mL d’eau de source que l’on introduit dans un grand bécher dans lequel on plonge une cellule conductimétrique. À l’aide d’une burette graduée, on ajoute progressivement une solution aqueuse de nitrate d’argent (Ag + (aq) , N (aq)) de concentration 2 = 1,00 × 10 −2 mol ⋅ L−1 . La réaction support du titrage est : Ag + (aq) + Cℓ − (aq) → AgCℓ(s) La conductivité 𝜎

Etude de la stoechiométrie d’une réaction chimique La réaction étudiée est la précipitation de l'hydroxyde de cuivre (II) dont l'équation bilan s'écrit : Cu2+(aq) + 2 HO-(aq) Cu(OH)2(s) Mettre la solution d'hydroxyde de sodium dans la burette un peu au-dessus du zéro. Ajuster le bas du ménisque de liquide au niveau du zéro. Mesurer à l’éprouvette un volume V2 = 50,0 mL de sulfate de cuivre (II) et le verser dans le bécher. S'attribuer un numéro de groupe correspondant au tableau ci-dessous