Comment déterminer expérimentalement la concentration inconnue d'une solution acide ?
à l'aide de la méthode du dosage acido-basique on peut déterminer la concentration inconnue d'une solution acide.
1) Protocole expérimental
- Rincer la burette avec quelques millilitres de la solution d’hydroxyde de sodium de concentration CB= 0,10 mol L-1 . La remplir avec cette solution et ajuster le niveau du liquide au zéro en veillant à ce que l’extrémité inférieure de la burette soit correctement remplie sans bulles d’air. - Etalonner le pH-mètre avec les solutions tampon de pH 7 et 4.(voir annexe pour l’étalonnage). PENSER A RECUPERER LES SOLUTIONS TAMPONS - Mettre dans un bécher de 100 mL, VA = 20 mL de la solution d’acide chlorhydrique (H3O+(aq) + Cl-(aq)) à CA ? - Rajouter quelques gouttes d’indicateur coloré (bleu de bromothymol appelé BBT)
2) Montage et suivi pHmètrique:
- Ajouter mL par mL la solution d’hydroxyde de sodium de volume VB - A chaque ajout, attendre la stabilisation de la valeur du pH et relever la valeur dans un tableau Attention - La sonde du pH-mètre doit plonger entièrement dans la solution, si ce n’est pas le cas, rajoutez de l’eau distillée dans le bécher. L’eau distillée ne modifie en rien le volume et le pH à l’équivalence.
- Attention, le barreau aimanté ne doit pas toucher la sonde du pH-mètre - Il faut prendre un maximum de points près de l’équivalence. Celle-ci à lieu entre 8 et 12 mL de solution d’hydroxyde de sodium versée. Donc à partir de 8 mL rapprocher vos mesures tous les 0,5 mL, voire ajouter gouttes à gouttes la solution d’hydroxyde de sodium Attention TRACER, SUR PAPIER MILLIMETRE, pH = f(VB) AU FUR ET A MESURE
EXPLOITATION
1) équation de la réaction
a) Ecrire l’équation bilan de la réaction entre la solution d’acide chlorhydrique et la solution d’hydroxyde de sodium b) Exprimer puis calculer la constante d’équilibre K associée à la réaction entre la solution d’acide chlorhydrique et la solution d’hydroxyde de sodium.
Conclusion principe: la réaction qui sert de support à un titrage doit être totale
2) étude de l'équivalence
a) définition: à l'équivalence, les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques où VBE désigne le volume de base versé à l'équivalence b) application: préciser la singularité du point équivalent dans le cas de la réaction acF-basF étudiée
3) détermination graphique du point équivalent E (VBE, pHE )
a) par la méthode des tangentes b) par la méthode de la dérivée c) application: déterminer, par la méthode des tangentes, le volume de solution d'hydroxyde de sodium à versé
pour atteindre l'équivalence (VBE) ainsi que le pH à l'équivalence.
4) Calculer le titre CA de la solution d’acide chlorhydrique. 5) Pourquoi le pH à l’équivalence est-il de 7 ? Détailler votre réponse 6) Pourquoi l’ajout d’eau distillée ne modifie-t-elle pas le volume et le pH à l’équivalence ? Détailler votre réponse 7)
a) Pourquoi, en plus du pH-mètre, à-t-on choisit de mettre un indicateur coloré ? b) Justifier l’emploi du B.B.T. Voir annexe c) Aurait on juste pu utiliser un indicateur coloré pour faire le dosage. Quelle est l’avantage ? L’inconvénient d) Pourquoi ne faut il rajouter que quelques gouttes d’indicateur coloré ?
8) Evaluer l'imprécision sur la concentration CA ainsi déterminée
Données :
Couples acido basiques Ion hydronium/eau H3O+(aq)/H2O(l) pKA1 = 0 Eau/ion hydroxyde H2O(l)/HO-aq) pKA2 = 14 Produit ionique de l’eau : Ke = [H3O+(aq)].[HO-(aq)] = 10-14
