L'acide oxalique (exercices 1 et 2) - Polynésie 2

DTL N°5                                                                                Année 2021-2022
PCSI option PSI                                                      Lycées Chateaubriand & Joliot-Curie

   DTL N°5 ACIDES – BASES – OXYDO-REDUCTION 1h30 avec calculette

L’acide oxalique (exercices 1 et 2)
Le sel d’oseille est une substance chimique présente sous forme d’un solide cristallin blanc,
incolore et inodore. Aussi appelé acide oxalique, le sel d’oseille est un composant naturel des
plantes comme la rhubarbe ou la betterave et dans les plantes du genre oxalis, d’ailleurs en grec,
le terme « oxalis » signifie « oseille », d’où son nom. Nous ingérons de l’acide oxalique en petite
quantité lorsque nous consommons des concombres, des choux, des prunes, des noix, des
groseilles, etc., qui en contiennent, mais il peut être nocif à forte dose. Outre son côté alimentaire,
il s’agit d’un nettoyant très efficace et écologique !

Exercice 1 : Propriétés acido-basiques de l’acide oxalique
L’objectif de cet exercice est de valider une des deux hypothèses sur le type d’acidité de l’acide
oxalique puis dans un second temps de retrouver la formulation de cet acide dans un produit
ménager de 2 façons.

1. Première hypothèse : l’acide oxalique est un diacide fort.
1.1. Donner la définition d’une espèce acide selon Brönsted puis, justifier le terme diacide pour
l’acide oxalique.

1.2. Donner la formule de Lewis de la molécule (tous les doublets). Justifier le caractère acide des
atomes d’hydrogène dans la molécule.
1.3. Donner les deux couples acide/base associés à l’acide oxalique puis donner la particularité de
l’espèce chimique présente dans les deux couples. La caractériser par un adjectif ou un nom.

Au laboratoire, on mesure la valeur du pH d’une solution d’acide oxalique de concentration en
acide apporté C0 égale à 5,00×10-2 mol·L-1. La valeur du pH obtenu est de 1,47.
1.4. Comment mesure-t-on le pH d’une solution ? Indiquer tout le matériel nécessaire et préciser si
un étalonnage est nécessaire et pourquoi.

On souhaite modéliser la transformation chimique entre l’acide oxalique et l’eau en émettant
l’hypothèse que l’acide oxalique se comporte comme un diacide fort. Dans la suite on notera AH2
l’acide oxalique (aqueux).

1.5 . Écrire l’équation de la réaction modélisant cette transformation chimique. Définir un acide fort
et donner un exemple de monoacide fort.

1.6. En déduire , dans le cas de l’hypothèse précédente, la valeur de la concentration en quantité
de matière en ions oxonium [H3O+] .On pourra s’appuyer sur un tableau d’avancement. Calculer la
valeur du pH théorique de la solution puis, justifier l’hypothèse que l’acide oxalique est un diacide
fort n’est pas valide

2. Deuxième hypothèse : l’acide oxalique se comporte comme un monoacide faible en
solution.
(on reprend la valeur du pH mesuré pour la solution en Q.1.3)
2.1 Définir Ka1 et Ka2:

2.2. À l’aide de la figure 1, déterminer les valeurs des pKa acidité de l’acide oxalique.

                                                                                      figure1

2.3. À l’aide de la figure 1 et de la valeur du pH réel de la solution, donner le pourcentage
approximatif de chaque espèce présente dans la solution puis, justifier que l’on peut émettre
l’hypothèse selon laquelle l’acide oxalique se comporte comme un monoacide.
Dans le cadre de cette deuxième hypothèse, nous allons essayer de retrouver la valeur du pH
théorique de la solution.

2.4. À partir de l’équation de la réaction (1), exprimer la constante d’acidité Ka1 en fonction de la
concentration des différentes espèces chimiques à l’équilibre.

2.5. À l’aide la question précédente, justifier que la concentration en ion oxonium, notée h, vérifie
l’équation du second degré suivante :
h² + Ka1·h - Ka1· C0 = 0 avec h = [H3O+]éq

2.6 On utilise un programme python (ou la calculette) pour résoudre cette équation avec pKa1=1,3
                                                                 :

                                                                    Conclure
3. Formulation de l’acide oxalique.
Lors de l’achat de l’acide oxalique, on peut le trouver sous deux formes différentes. Dans un cas, il
est pur et dans l’autre, il peut se trouver sous forme dihydratée. Un agent de laboratoire trouve un
récipient contenant un solide blanc portant une étiquette avec la mention «acide oxalique» sans
aucune autre précision.
Ne sachant pas si le produit est dihydraté ou non, il décide de faire un titrage par suivi pH-métrique
d’une solution aqueuse de ce solide. Pour cela, il fabrique une solution connue par dissolution
d’une masse d’acide oxalique m = 0,27 g avec une incertitude-type u(m) = 0,01 g dans une fiole
jaugée de volume V = 100,0 mL avec une incertitude-type u(V) = 0,1 mL.

3.1. Calculer la concentration en masse Cm de la solution fabriquée accompagnée de son
incertitude-type u(Cm).

figure2

L’agent de laboratoire prélève un volume V égal à 20,0 mL de la solution fabriquée précédemment.
Il la titre à l’aide d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration en quantité de matière C =
0,10 mol·L–1. La courbe de dosage par titrage pH-métrique est présentée figure 3.

3.2 Déterminer l’abscisse et l’ordonnée du point équivalent le plus marqué.

3.3 Ecrire les réactions de titrage et calculer leurs constantes. Pourquoi ne voit-on nettement qu’un
point équivalent ? Duquel s’agit-il ? (justifier en utilisant pHéq et le diagramme de prédominance)

3.4 Peut-on déterminer la concentration en quantité de matière en utilisant un indicateur coloré ?
Préciser lequel et pourquoi.

3.5 Calculer la concentration en quantité de matière de la solution et en déduire duquel type de
solide il s’agit.

Exercice 2 : oxydo-réduction : titrage simple
On souhaite effectuer un titrage colorimétrique de 20,0 mL de la solution S précédente par du
dichromate de potassium à 0,010 mol/L acidifié
Couples redox : Cr2O72-/Cr3+ de potentiel standard E°1=1,32 V et CO2/H2C2O4 E°2=-0,48 V
(tout est aqueux, le dichromate est orange et l’ion chrome III est vert)

1) Définir les mots oxydant, réducteur, réaction d’oxydoréduction.

2) Ecrire chaque demi-équation électronique. Donner les nombres d’oxydation de Cr dans Cr2O72-
et Cr3+ . Dans quel dispositif ce couple intervient-il ? Exprimer le potentiel de Nernst de ce couple
en fonction des concentrations. Pourquoi dépend-il du pH ?

3) Ecrire l'équation bilan. Pourquoi est-ce nécessaire d’acidifier la solution de dichromate ?
Calculer sa constante d’équilibre K° et commenter

4) Indiquer le matériel nécessaire pour ce titrage. Citer une méthode physique possible pour le
suivi de cette réaction en précisant les capteurs utilisés et la grandeur G mesurée (nom et unité de
la grandeur) ainsi que l’allure de la courbe G=f(V).

5) On obtient Véq= 14,2 mL. En déduire la concentration de S en quantité de matière et comparer
à la question 3.5 de l’exercice 1.

Exercice 3 : pile argent étain
La représentation formelle de la pile est
 Sn(s) / Sn2+(aq) + 2 Cl-(aq)// Ag+(aq) + NO3-(aq) / Ag(s)
On dispose d'une lame d'étain, d'une lame d'argent,d'une solution de nitrate d'argent de
concentration en quantité de matière 0,10 mol/L, d'une solution de chlorure d'étain de
concentration 0,10 mol/L, d'un pont salin contenant une solution saturée de nitrate de potassium
K+(aq)+ NO3-(aq) et de béchers contenant 50 mL de solution.

1°) Déterminer les polarités de la pile puis faire un schéma annoté de la pile . On branche un
voltmètre aux bornes de cette pile.

2°) Sur le schéma indiquer le sens du courant, le nom et le sens des porteurs de charges dans les
fils conducteurs, dans les solutions, dans le pont salin. Quelle est la tension entre les 2 électrodes
(force électromotrice de la pile)
Ecrire les équations des réactions aux électrodes et l'équation de la réaction traduisant le
fonctionnement de la pile.

3°) Cette pile est utilisée pendant 40 minutes pour faire fonctionner une DEL (ou LED in english),
l'intensité du courant électrique étant 50 mA. Calculer les nouvelles concentrations
  et les variations de masse des électrodes au cours de ce fonctionnement. Calculer la nouvelle
tension obtenue. Commenter.

Données
Potentiels standard E°(Ag+/Ag) = 0,80V , E°(Sn2+/Sn) = -0,15V
M(Sn) = 120 g/mol ; M(Ag) = 108 g/mol ; 1 F = 105 C /mol. LED = Light Emitting Diode

Exercice 4 Bonus (résolution de problème) si vous avez fini le reste ou DL !
Dosage du glucose présent dans du jus d’orange. (centrale PSI 2022)
Le glucose, un sucre de formule brute C6H12O6, est stocké chez les plantes sous forme d'amidon et
chez les animaux sous forme de glycogène, qui peuvent être hydrolysés à tout moment pour
redonner des molécules de glucose prêtes à être dégradées en fournissant de l'énergie dès que la
cellule en a besoin. Nous allons nous intéresser au titrage du glucose dans un jus d’orange selon
le protocole proposé dans le Document 1.
 Document 1.
 • Presser une demi-orange et filtrer sur Büchner sous pression réduite pour récupérer le jus.
 • Diluer 5 fois le jus d’orange. Cette solution est nommée (S1).
 • En se plaçant en milieu basique, oxyder le glucose présent dans VG = 20,0 mL de la solution
 (S1) à l’aide de 20,0 mL de solution aqueuse de diiode de concentration C = 5,00.10–2 mol.L–1.
 Dans cette étape il se produit deux réactions (1) et (2) :

 • Revenir en milieu acide pour reformer du diiode par une réaction de médiamutation entre les
 ions iodures et les ions iodates.
 • Titrer le diiode présent par une solution de thiosulfate de sodium (2 Na + + S2O32-) à 0,100 mol.L–
 1
   . On obtient un volume équivalent Véq = 8,8 mL.

1.     Déterminer le nombre d’oxydation de l’iode dans les trois espèces : I2, I– et IO3–.
2-     Décrire un protocole pour l'étape de dilution en précisant la verrerie et le matériel utilisé.
3-     Ecrire l’équation de la réaction de médiamutation en milieu acide (3).
4-     Ecrire l’équation de la réaction de dosage entre S2O32- et I2 en milieu acide (4).
5-     Calculer la concentration en masse en glucose dans un jus d’orange.
NB on peut d’abord calculer nG le nb de mol de glucose présent dans VG en utilisant les bilans
des réactions 1 à 4

Données : potentiels standard E° (V) : I2 / I- : + 0,54 ; IO3– / I- : + 1,08 ; C6H12O7 / C6H12O6 : 0,07 ;
S4O62- / S2O32- : 0,09.     Masse molaire du glucose : 180 g.mol-1.