PARTIE 3 EFFECTUER DES CONTROLES DE QUALITE

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TPc3

PARTIE 3

EFFECTUER DES CONTROLES DE QUALITE ^TS

Les contrôles de qualité sont l’une des activités majeures des chimistes dans tous les domaines : de l’agriculture à la pharmacie, en passant par les cosmétiques, l’alimentation, le bâtiment, la métallurgie, l’environnement… Quelles sont les méthodes mises en œuvre pour réaliser ces contrôles ?

A. AVEC UNE REACTION D’OXYDOREDUCTION

TITRAGE DE LA VITAMINE C DANS UN JUS DE CITRON FRAICHEMENT PRESSE

I. PRESENTATION DE L’ACIDE ASCORBIQUE

La vitamine C, de formule C6H8O6, est le nom communément employé pour l’acide ascorbique. On donne sa formule topologique :

Elle intervient dans l’élaboration des tissus, dans la formation des vaisseaux, des cartilages et l’osséine des os. Elle stimule la maturation des globules rouges. En conséquence, elle est connue comme anti-infectieuse.

La vitamine C possède également des propriétés réductrices : elle peut réduire le dioxygène. C’est pourquoi elle est couramment utilisée comme antioxygène. En réagissant avec le dioxygène, l’acide ascorbique empêche la réaction de certains aliments avec le dioxygène et protège par exemple les corps gras du rancissement.

Les besoins journaliers, de l’ordre de 75 mg, sont augmentés durant les périodes de surmenage, de fatigue, de maladies infectieuses… Son emploi est limité à 300 mg. kg^-1, sa présence est indiquée par le code E 300.

1.1. Citer deux fonctions chimiques présentes dans la molécule d’acide ascorbique.

1.2. La vitamine C appartient au couple redox (C6H6O6 /C6H8O6), écrire la demi équation redox associée.

1.3. Le couple (C6H8O6 /C6H7O6-) a une constante d’acidité KA = 8,9.10^-5. Quelle est la deuxième propriété chimique sous-jacente à cette information ? Quel type de dosage est-il également possible de réaliser pour déterminer la concentration de la vitamine C dans le jus de citron ?

II. LE DOSAGE DIRECT

1. Le principe

L’acide ascorbique contenu dans le jus de citron est titré, en présence d’empois d’amidon, par une solution de diiode de concentration C = 5.10^-3 mol.L^-1. Le diiode en présence d’empois d’amidon est bleu.

2.1. Quel est le rôle de l’emploi d’amidon dans ce dosage ?

2.2. Le diiode est l’oxydant du couple (I2 / I^-). Ecrire l’équation de la réaction support de dosage. Rappeler les propriétés que doit vérifier cette réaction pour permettre le dosage.

2. Protocole expérimental

Faire la liste de la verrerie nécessaire pour doser V0 = 10,0 mL du jus de citron déjà filtré.

Ajouter quelques gouttes d’empois d’amidon dans le bécher contenant les 10,0 mL de jus prélevé.

Réaliser ce dosage et noter le volume équivalent V_E de diiode versé à l’équivalence.

3. Exploitation

2.3. Calculer la quantité de vitamine C contenue dans le volume de jus dosé.

2.4. En déduire la masse de vitamine C contenue dans un verre de 30 cL de jus de citronnade (eau + jus de citron) contenant 10% en volume de jus de citron.

2.5. Conclure à propos de l’apport journalier d’un verre de citronnade.

Objectifs : - Réaliser un dosage d’oxydoréduction direct

- Comprendre le principe et réaliser un dosage d’oxydoréduction indirect

III. LE DOSAGE INDIRECT

1. Le principe

L’acide ascorbique est mis en présence d’un excès de solution de diiode avec lequel il réagit totalement, et de quelques gouttes d’empois d’amidon. L’excès de diiode est ensuite dosé par une solution de thiosulfate de sodium de concentration C’ = 5.10^-3 mol.L^-1.

3.1. Ecrire l’équation de la réaction qui a lieu : - entre le diiode et la vitamine C ;

- entre le diiode et les ions thiosulfate (réducteur du couple S4 2−

O

O

3.2. Comment s’assurer de manière expérimentale que le diiode est initialement en excès ?

2. Protocole expérimental

Placer un volume V₀ = 10,0 mL du jus de citron déjà filtré dans un bécher de 100 mL.

Y ajouter un volume V = 15,0 mL de solution de I₂ de concentration C = 5,0.10^-3 mol.L^-1 et quelques gouttes d’empois d’amidon ; la solution devient bleue.

Mettre le bécher sous agitation magnétique. Y verser, à la burette (préalablement rincée avec la solution de thiosufate de sodium), la solution de thiosulfate de sodium de concentration C’ = 5,0.10^-3 mol.L^-1, jusqu’à la disparition de la teinte bleue. Noter le volume équivalent VE’ de thiosulfate.

3. Exploitation

3.3. Exprimer la quantité initiale de diiode introduit en fonction de C et V.

3.4. Exprimer la quantité de diiode en excès qui a été dosée par le thiosulfate en fonction de C’ et VE’.

3.5. Exprimer la quantité de diiode ayant réagi avec l’acide ascorbique en fonction de C, V, C’, et VE’.

3.6. En déduire la quantité de vitamine C présente dans V0 = 10,0 mL du jus de citron.

3.7. Comparer le résultat obtenu à celui du dosage direct.

3.8. A partir des deux dosages, proposer une définition pour : - un dosage direct

- un dosage indirect.

3.9. Le thiosulfate de sodium est un solide cristallisé blanc de formule Na₂S₂O₃,5H₂O. Combien faut-il peser de thiosulfate de sodium pour préparer 1,0 L de la solution de concentration 5,0.10^-3 mol.L^-1 ?

B. AVEC UNE REACTION ACIDOBASIQUE

TITRAGE PH-METRIQUE DES IONS HYDROGENOCARBONATE D’UNE EAU MINERALE

Les ions hydrogénocarbonate HCO3- également appelés ions bicarbonate sont principalement responsables de l’alcalinité des eaux d’alimentation.

1. Protocole expérimental

Déterminer la couleur de l’eau minérale en présence de quelques gouttes de phénolphtaléine.

Déterminer la couleur de l’eau minérale en présence de quelques gouttes de vert de bromocrésol.

Etalonner le pH-mètre en choisissant judicieusement les solutions tampons.

Introduire 50,0 mL d’eau minérale Contrex dans un bécher de 250 mL.

Faire tremper les électrodes et mettre sous agitation.

Remplir la burette de 25 mL avec une solution d’acide chlorhydrique à 0,020 mol.L^-1.

Verser progressivement, à la burette, la solution d’acide chlorhydrique. Noter simultanément pour chaque ajout la valeur du pH et le volume V_A d’acide versé sur un graphe pH = f(V_A) préalablement préparé avec V_A maximal égal à 30 mL. (Ajuster le volume d’acide à ajouter au cours du dosage en fonction de la variation de pH observée).

Objectifs : - Réaliser un dosage pH-métrique d’une base

- Déterminer le titre alcalimétrique d’une eau alimentaire

pH %

VA (mL)

.… % H2CO3

- - - % HCO3-

___ % CO32-

2. Exploitation Données :

Couples acido-basiques :

(

)

(

)

indicateur coloré hélianthine vert de bromocrésol bleu de bromothymol phénolphtaléïne zone de virage rouge 3,4 – 4,4 jaune jaune 3,8 – 5,4 bleu jaune 6,0 – 7,6 bleu incolore 8,2 – 9,9 rose

2.1. Sur un axe gradué en pH, placer les domaines de prédominance des espèces acides et basiques des deux couples auxquels appartiennent les ions hydrogénocarbonate.

2.2. Expliquer le caractère amphotère des ions hydrogénocarbonate.

2.3. D’après les couleurs prises par les deux indicateurs colorés, vérifier que l’espèce ionique à doser dans cette eau minérale correspond bien aux ions hydrogénocarbonate.

2.4. Ecrire la réaction support de dosage. Calculer sa constante d’équilibre. Conclure.

2.5. Déterminer le volume versé à l’équivalence en précisant la méthode utilisée.

2.6. Quel indicateur coloré aurait pu être utilisé pour déterminer le volume versé à l’équivalence ? 2.7.1. Déterminer la concentration molaire de l’espèce ionique dosée dans cette eau minérale.

2.7.2. Calculer sa concentration massique et calculer l’erreur relative par rapport à la valeur lue sur l’étiquette de la bouteille d’eau.

Dans les activités relatives aux traitements des eaux (analyses), il est fait appel à des échelles spécifiques pour exprimer les concentrations en ions carbonate et ions hydrogénocarbonate :

Le titre alcalimétrique (T.A.) est égal au volume d’acide (en mL) à 0,020 mol.L^-1d’ions H3O⁺ nécessaire pour doser 100,0 mL d’eau en présence de phénolphtaléine, c’est-à-dire pour que celle-ci vire du rose à l’incolore.

Le T.A. est donc une façon de mesurer la concentration d’une eau en ion carbonate Si l’eau n’en contient pas, son T.A. est nul..

Le titre alcalimétrique complet (T.A.C.) est égal au volume d’acide (en mL) à 0,020 mol.L^-1d’ions H3O⁺ nécessaire pour doser 100,0 mL d’eau en présence de vert de bromocrésol, c’est-à-dire pour que celui-ci vire du bleu au jaune.

Le T.A.C. est donc une façon de mesurer la concentration d’une eau en ion carbonate et en ion hydrogénocarbonate.

Remarque : le mot alcalin est un ancien terme de chimie signifiant basique, à l’origine issu de la substance nommée

« al-qily » en arabe qui correspondait à de la soude (Na⁺ , OH^—). Le titre alcalimétrique d’une eau mesure donc son caractère basique du aux ions carbonate et hydrogénocarbonate.

Une eau est jugée potable si son T.A.C. est inférieur à 50.

2.8. Justifier que le titre alcalimétrique à calculer ici est le T.A.C. et déterminer sa valeur. Conclure.

3. Simulation d’un dosage d’une solution carbonatée Un logiciel adapté permet de simuler

la courbe de dosage d’une solution de carbonate de sodium à 0,10 mol.l^-1 par de d’acide chlorhydrique à 0,10 mol.L^-1 et de tracer simultanément l’évolution des pourcentages des espèces acido-basiques en fonction du pH.

Ces courbes sont données ci-contre.

3.1. Découper ce graphe en bandes verticales pour faire apparaître les domaines de prédominance de chaque espèce acido-basique envisagée.

3.2. Quel ion dose-t-on à la première équivalence E₁ ? Ecrire la réaction support de dosage. Quel indicateur coloré peut-on utiliser pour ce dosage ? Justifier votre choix.

3.3. Même question pour la deuxième équivalence E₂.

3.4. Ces courbes permettent-elles de vérifier les résultats obtenus pour le dosage de l’eau minérale ?

C. DOSAGE PAR ETALONNAGE

A ce jour, on a identifié dans le vin environ 500 constituants d’importance variée, parmi lesquels les substances minérales représentent 1,5 à 3 g.L^-1.

Les principaux cations minéraux sont les ions K⁺ (1 g.L^-1) et les ions Mg²⁺, Ca²⁺, Na⁺, Fe²⁺ et Cu²⁺.

Les anions minéraux sont ceux du soufre, les ions PO₄^3- et Cl^-.

I. L’ELEMENT FER DANS LE VIN

Le fer provient essentiellement du contact avec des cuves ou des outils lors du procédé de fabrication. Afin d’éliminer la majeure partie des éléments fer, les vins sont d’abord traités par l’hexacyanoferrate de potassium Fe(CN)₆^4-. Les précipités obtenus sont alors éliminés par filtration.

1. La casse ferrique

Il reste malgré toutes les précautions prises des traces en éléments fer dans le vin.

Lors de différentes manipulations du vin (transvasement, débouchage des bouteilles, etc..) la dissolution du dioxygène de l'air dans le vin, entraîne une oxydation partielle des ions Fe²⁺ en ions Fe³⁺. Si la concentration en ions Fe³⁺ est trop élevée, les ions phosphate PO43- présents dans le vin, peuvent précipiter avec les ions Fe³⁺ (précipité de phosphate de fer III). Ce trouble blanc, appelé casse ferrique, rend impossible la commercialisation du vin.

Un vin présente un risque de casse ferrique lorsque sa teneur en élément fer dépasse 10 mg/L. Il est donc nécessaire de déterminer la concentration en élément fer pour évaluer le risque de casse ferrique.

2. Première étape avant dosage : libération des éléments fer complexés

Dans le vin, l’élément fer se trouve donc sous les deux formes libres Fe²⁺_(aq) et Fe³⁺_(aq) ainsi que sous des formes complexés.

Remarque : un complexe est un édifice polyatomique constitué d’un cation central entouré de plusieurs molécules (appelées ligands) formant des liaisons chimiques avec ce cation.

Pour rendre libres tous les éléments fer présents dans le vin, la première étape consiste à ajouter de l’acide chlorhydrique concentré.

3. Seconde étape avant dosage : oxydation des ions fer II en ions fer III

Le fer III (ions Fe³⁺_(aq) ) est révélé par la formation d’un complexe rouge avec les ions thiocyanate SCN^— : Dans un premier T.A.E., mélanger 2 mL de sulfate de fer III acidifié (par de l’acide sulfurique) et quelques gouttes de thiocyanate de potassium.

Noter vos observations.

Ecrire la réaction conduisant à la formation de l’ion complexe rouge [Fe(SCN)]²⁺. Le fer II (ions Fe²⁺_(aq) ) ne réagit pas avec les ions thiocyanate SCN^— :

Dans un second T.A.E., mélanger 1 mL de sulfate de fer II acidifié (par de l’acide sulfurique) et quelques gouttes de thiocyanate de potassium.

Noter vos observations.

Pour doser quand même le fer II présent dans le vin, on emploie de l’eau oxygénée afin d’oxyder les ions Fe²⁺_(aq) en Fe³⁺_(aq) :

Dans un troisième T.A.E., mélanger 1 mL de sulfate de fer II acidifié (par de l’acide sulfurique) et quelques gouttes d’eau oxygénée. Agiter et ajouter quelques gouttes de thiocyanate de potassium.

Noter vos observations.

Ecrire la réaction associée à cette transformation (l’eau oxygénée intervient dans le couple H2O2/H2O).

Objectifs : - Réaliser un dosage par étalonnage

- Déterminer le titre massique de l’élément fer dans un vin blanc

4. Principe du dosage

L’élément fer, qui, au final, se traduit par la présence des ions fer III est mis en évidence par la formation de l’ion complexe [Fe(SCN)]²⁺ de couleur rouge. On peut donc réaliser un titrage colorimétrique, d’abord de manière approximative à l’œil nu en réalisant une échelle de teinte puis de manière plus précise en mesurant l’absorbance.

1.1. Expliquer ce qu’est un dosage par étalonnage.

II. DOSAGE COLORIMETRIQUE EN UTILISANT UNE ECHELLE DE TEINTE

1. Préparation des solutions étalons en ions Fe³⁺

2.1. Déterminer les volumes d’eau distillée et de fer III à verser pour effectuer les dilutions nécessaires afin de préparer 10,0 mL de dix solutions étalons de fer III de concentrations massiques (notées t) respectives 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9 et 10 mg.L^-1 à partir d’une solution mère à 10 mg.L^-1. Justifier votre démarche.

Remplir la première burette d’eau distillée.

Remplir la deuxième burette avec la solution de sulfate de fer III à 10 mg.L^-1.

Préparer les dix solutions étalons (10,0 mL) dans dix tubes à essais de même calibre numérotés de 1 à 10.

2. Préparation des tubes d’analyse

Verser dans un onzième tube à essais 10,0 mL de vin à tester.

Ajouter dans chacun des onze tubes : - 1 mL d’acide chlorhydrique à 6 mol.L^-1 - 5 gouttes d’eau oxygénée

- 1 mL de thiocyanate de potassium à 200 g.L^-1 Boucher les tubes et agiter.

3. Dosage de l’élément fer

2.2. Situer l’échantillon de vin à l’intérieur de la gamme étalon par comparaison à l’œil nu des couleurs obtenues.

En déduire l’ordre de grandeur de la concentration massique t₁ de l’élément fer de ce vin (en mg.L^-1).

2.3. La casse ferrique est-elle probable pour ce vin ? Avec quelle précision est estimée la concentration massique en fer avec cette méthode ?

2.4. Cette méthode est-elle applicable pour un vin rouge ? Justifier.

III. DOSAGE SPECTROPHOTOMETRIQUE EN UTILISANT UNE DROITE D’ETALONNAGE

1. Réglage du spectrophotomètre

Choisir sur le sélecteur du module Photocolor, la valeur de longueur d'onde

λ

Remarque importante : dans tous les cas, sélectionner la DEL et alimenter en tension le module au moins 5 minutes avant les prises de mesures pour avoir une bonne stabilisation des circuits.

3.1. Rappeler les facteurs dont l’absorbance d’une solution dépend.

3.2. Pourquoi doit-on utiliser une longueur d’onde située au voisinage de l’absorption maximale de ces solutions ? 3.3. Justifier la valeur de la longueur d’onde de l’absorption maximale grâce à la couleur de la solution.

2. Acquisition

Placer dans l'appareil de mesure la cuve contenant la solution étalon appelée « blanc » : il s’agit d’une cuve d’eau distillée de concentration massique en fer t = 0 mg.L^-1 (cuve à moitié remplie suffit). Refermer le volet d’obturation.

Ouvrir le logiciel Orphy GTS2 2003 Régler le mode d’acquisition :

- mode d’acquisition : entrée clavier OK ; - symbole : t

- unité : mg/L

- minimum : 0 ; maximum : 10 Paramétrer la voie d’acquisition :

- entrée analogique : EA6 prise C - Nom : U

- unité : V

- minimum : 0 ; maximum : 0,2 V (si la tension de référence est U0 ≤ 0,2 V ! )

Laisser la cuve de référence dans l’appareil de mesure, attendre la stabilisation de la mesure courante puis saisir la valeur correspondante de « t » puis valider le point en cliquant sur la touche « entrée ».

Procéder de même pour les 10 autres solutions de l’échelle de teintes (tubes 1 à 10).

Placer le 11^ème tube contenant le vin de concentration massique inconnue dans une cuve. Saisir la valeur approximative de « t » déterminée dans la partie précédente (appelée t1).

3. Traitements des données dans Regressi

Lorsque l’acquisition est terminée, transférer les mesures vers le logiciel de traitement des données Regressi. Tracé de U=f(t)

Renseigner la page courante : symbole : U ; unité : V ; cocher « nouvelle page » puis « OK ».

Retrouver la représentation graphique de la fonction U=f(t).

Pour avoir les données et la courbe en même temps, cliquer sur « Fenêtre » puis « Mosaïque verticale ».

Dans le tableau de valeurs, relever la valeur de la tension U0 où U0 représente la tension qui a été obtenue en plaçant la cuve contenant le « blanc » dans le colorimètre.

U

=

Tracé de A=f(t)

Créer la fonction absorbance A : type de grandeur : grandeur calculée ; symbole de la grandeur : A ; unité : expression de la fonction : log(U0/U) où U₀ doit être remplacé par la valeur notée précédemment (valeur à écrire avec tous ses chiffres significatifs) puis « OK ».

Faire apparaître la courbe A=f(t) (en cochant « zéro inclus » pour l’abscisse et l’ordonnée).

Imprimer.

Fermer les fenêtres et ne sauvegarder aucune donnée.

Remettre le bouton du module Photocolor sur la position arrêt.

4. Exploitation

3.4. Tracer la courbe d’étalonnage obtenue avec les solutions de l’échelle de teinte.

3.5. Placer, sur cette courbe d’étalonnage la mesure du 11^ème tube contenant le vin, en déduire sa concentration massique en fer.

D. TITRAGE AVEC UNE REACTION DE PRECIPITATION

Pour qu’une eau soit propre à la consommation, elle doit répondre à un certain nombre d’exigences qui ont été codifiées. Parmi celles-ci figure un taux maximal d’ions chlorure à ne pas dépasser. L’association française de normalisation (AFNOR) fixe la méthode à utiliser pour doser les ions chlorure dans une eau : il s’agit de la méthode de Mohr.

I. PRINCIPE DE LA METHODE DE MOHR

1. Etude préliminaire

Introduire dans un tube à essais environ 1 mL d’une solution de chlorure de sodium (Na⁺, Cl^-) à 0,05 mol.L^-1 puis ajouter quelques gouttes d’une solution de nitrate d’argent (Ag⁺, NO3-) à 0,025 mol.L^-1.

1.1. Ecrire l’équation de la réaction de précipitation du chlorure d’argent. Noter sa couleur.

1.2. Donner l’expression de la constante d’équilibre K1 de cette réaction.

1.3. Justifier le sens d’évolution du système chimique. On donne K1 = 5,6.10⁹.

Introduire dans un tube à essais environ 1 mL d’une solution de chromate de potassium (2K⁺, CrO42-) à 0,05 mol.L^-1 puis ajouter quelques gouttes d’une solution de nitrate d’argent (Ag⁺, NO3-) à 0,025 mol.L^-1.

1.4. Ecrire l’équation de la réaction de précipitation du chromate d’argent. Noter sa couleur.

1.5. Donner l’expression de la constante d’équilibre K₂ de cette réaction.

1.6. Justifier le sens d’évolution du système chimique. On donne K2 = 7,9.10¹¹.

Objectifs : - Utiliser le critère d’évolution d’un système pour des réactions de précipitation - Comprendre le principe de titrage par la méthode de Mohr et l’appliquer

- Comparer la concentration en ions chlorure d’une eau minérale et de l’eau du robinet

Préparer un tube à essais contenant environ 1 mL d’une solution de chlorure de sodium et environ 1 mL d’une solution de chromate de potassium toutes deux à 0,05 mol.L^-1.

Ajouter goutte à goutte une solution de nitrate d’argent à 0,025 mol.L^-1.

1.7. Quel est le premier précipité formé ? Que se passe-t-il si on continue à ajouter la solution de nitrate d’argent ?

1.8. Lequel des deux précipités précédents est le plus soluble dans l’eau ?

2. Elaboration du protocole de titrage

Introduire dans un bécher un volume V₁ = 10,0 mL d’une solution de chlorure de sodium de concentration C₁ = 10 mmol.L^-1 et un volume v = 0,50 mL d’une solution de chromate de potassium à de concentration c = 0,05 mol.L^-1. Verser progressivement, à la burette, une solution de nitrate d’argent de concentration C2 = 10 mmol.L^-1 jusqu’à la

très légère persistance de la coloration rouge brique. Noter ce volume versé V2 de solution de nitrate d’argent.

1.9. Lorsque le précipité rouge brique apparaît, quelle est la concentration en ions chromate ?

1.10. En utilisant les constantes d’équilibre K₁ et K₂, déterminer, lorsque le précipité rouge brique apparaît, la concentration en ions argent ainsi que la concentration en ions chlorure.

1.11. Comparer la quantité d’ions chlorure initiale et restante lorsque le précipité de chromate d’argent apparaît.

La réaction de précipitation des ions chlorure est-elle alors terminée ?

1.12. Justifier l’emploi du chromate de potassium comme indicateur de fin de réaction.

1.13. Résumer en quelques mots le principe du dosage selon la méthode de Mohr. Ecrire la réaction support de ce dosage et préciser la nature de cette réaction. S’agit-il d’un dosage direct ou indirect ? Justifier.

Remarque importante sur les limites de la méthode de Mohr :

Pour utiliser cette méthode, il est nécessaire de pouvoir opérer en milieu neutre. En effet : - En milieu trop basique :

Si on ajoute dans un tube à essais contenant une solution diluée de soude quelques gouttes de nitrate d'argent, un précipité brun d'oxyde d'argent apparaît selon l'équation : 2Ag⁺_(aq) + 2HO^-_(aq) = Ag₂O_(s) + H₂0_(l)

Vérifier cette affirmation en réalisant l’expérience.

- En milieu trop acide :

Si on ajoute dans un tube à essais contenant une solution de chromate de potassium quelques gouttes d'une solution d'acide nitrique, la solution passe du jaune à l'orangé car en milieu acide l'ion chromate CrO₄^2–_(aq) (jaune) se transforme en ion dichromate Cr2O72-

(aq) (vert).

Vérifier cette affirmation en réalisant l’expérience et écrire la demi-équation correspondante.

II. TITRAGE DES IONS CHLORURE DANS UNE EAU

1 . Dosage de l’eau de Vichy Saint Yorre

2.1. Proposer un protocole expérimental permettant le titrage selon la méthode de Mohr des ions chlorure contenus dans 20,0 mL d’eau de Vichy Saint Yorre avec une solution de nitrate d’argent à 0,025 mol.L^-1 et 10 gouttes de solution de chromate de potassium à 0,05 mol.L^-1.

Réaliser ce dosage après accord du professeur et noter le volume V_2E versé à l’équivalence (deux dosages successifs peuvent être nécessaires pour gagner en précision sur la valeur de V_2E).

2.2. En déduire la concentration molaire C₁ des ions chlorure, puis le titre t₁ en ions chlorure et calculer l’erreur relative par rapport à la valeur lue sur l’étiquette de la bouteille d’eau.

2 . Dosage de l’eau du robinet

La directive européenne qui est entrée en vigueur en 2003 fixe la concentration en ions chlorure pour une eau du robinet à 250 mg.L^–1.

Introduire 250,0 mL d’eau du robinet dans un bécher de 500 mL et titrer selon un protocole semblable au précédant les ions chlorure contenus dans cette eau en présence de 2,5 mL d’une solution de chromate de potassium à 0,05 mol.L^-1.

2.3. En déduire la concentration molaire C1’

des ions chlorure, puis le titre t1’ en ions chlorure.

2.4. Comparer t₁ et t₁^’ puis dire si cette eau du robinet est potable selon les directives européennes.

Je préférais le titrage du vin blanc !