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Fiche pédagogique réalisée
dans le cadre du projet Inforoutes
TICE et enseignement bilingue francophone en Roumanie, Bulgarie et Moldavie
avec le soutien de l'Organisation Internationale de la Francophonie
www.vizavi-edu.ro Partenaires :
Fiche pédagogique enseignant
CHIMIE
Jean-Paul Bel, Institut universitaire de formation des maîtres, Université Montpellier II.
MINISTERUL EDUCAŢIEI, CERCETĂRII, TINERETULUI
ŞI SPORTULUI
Solutions d’acide et
de base
Pays Roumanie
Cadre Lycées à section bilingue francophone
Niveaux Classes de XIIe
Discipline Chimie
Programme Curriculum spécifique aux sections bilingues http://www.vizavi-edu.ro/fr/ressources/baccalaureat/textes-officiels-
programmes/74.html
Thème du
programme L’état d’équilibre d’un système chimique
Sujet Solutions d’acide et de base
Approche
méthodologique
Mettre en place une démarche d’investigation (ou une démarche
expérimentale)
Pré-requis
Les réactions acido-basiques ;
Réactif limitant ;
Les mesures de pH et le calcul de l’ordre de grandeur de la
concentration en ions oxonium [H3O+] ;
Étude des équilibres chimiques : Qr, K.
OBJECTIFS
Disciplinaires
Exprimer la constante d’acidité Ka d’un couple acide-base et son pKa
Classer les couples acide-base avec valeur de leur pKa
Déterminer les domaines de prédominance d’une espèce et appliquer au
virage des indicateurs colorés
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Solutions d’acide et
de base
Linguistiques
Maîtriser le lexique spécifique aux solutions acide et basique
Exprimer la condition et émettre une hypothèse
Maîtriser le raisonnement par implication
Identifier et utiliser les connecteurs logiques
Comparer
Quantifier
Définir les caractéristiques d’un dosage
Donner des titres, associer des légendes
Démontrer
DOCUMENTS
Document 1
Fiche professeur pour l’activité 1 expérimentale « pH et proportions des espèces
dans une solution d’acide ou de base », tiré du TP 12 :
http://sujetsdephysique.free.fr/TP%20terminale%20S/tp_ts_pka_acide_acetique.htm
l
Document 2 Fiche professeur et fiche élève pour l’activité 2 expérimentale « Suivi pHmètrique
d’un titrage acido-basique », tiré du CD Rom ChimSol 2.1 de chez inovasys
OUTILS LINGUISTIQUES
Lexique utile
Domaines de prédominance
Suivi pHmètrique
Titrage acido-basique
Formes
syntaxiques /
discursives utiles
Les comparatifs
L’expression de la quantité
La condition et l’hypothèse :
- Si + indicatif
- Si + présent ou passé composé
- Si + présent dans la principale
- Quand
- Lorsque
- Dès que
La condition nécessaire : l’implication (« On dit qu’une force travaille si
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Solutions d’acide et
de base
son point d’application se déplace »)
- A implique B
- B dépend de A
- Si A alors B
- Pour que A il faut que B
- On dit que… si…
Le pronom indéfini : « on »
Les connecteurs de cause, de conséquence
Les valeurs du présent de l’indicatif (la règle, la loi : tours
impersonnels, présent de vérité générale, verbes d’état)
La nominalisation
Le futur simple
SÉQUENCE PEDAGOGIQUE
Durée de la séquence : 2h de TP cours
Problème scientifique: Pourquoi l’échelle de pH va-t-elle de 0 à 14 ?
Quelle grandeur associée à un couple acide-base permet de classer les acides selon leur force ?
La 1ère
séance permet de définir les constantes d’équilibre liées aux réactions acido-basiques (Ka, Ke, K).
Comment suivre un titrage par colorimétrie ?
La 2e séance analyse ce qu’est un titrage acido-basique et permet de choisir un indicateur coloré selon le titrage
à effectuer.
Séance 1 :
Démarche Consigne
Activité 1 expérimentale : « pH et proportions des espèces chimiques »
Situation déclenchante : on mesure le pH de plusieurs mélanges connus de
solution d’acide éthanoïque et de solution d’éthanoate de sodium.
Problème : pourquoi l’échelle de pH va-t-elle de 0 à 14 ? Quelle grandeur
associée à un couple acide-base permet de classer les acides selon leur
force ?
Résolution : le tracé des valeurs des proportions d’acide et de base introduits en
fonction du pH conduit à la valeur du pKa du couple acide-base qui est la constante
d’équilibre du système.
Conclusion :
A - L’eau : solvant des réactions acido-basique
La réaction d’autoprotolyse de l’eau
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Solutions d’acide et
de base
H2O + H2O = H3O+
+ OH-
est un équilibre chimique dont la constante d’équilibre associée est appelée produit
ionique de l’eau et notée Ke.
La loi des équilibres chimiques permet d’écrire :
Ke = [ H3O+
] . [OH- ]
Ke = 1,0 x 10 -14
à 25°C pour toute solution aqueuse.
On peut définir la constante pKe à partir de la relation de neutralité qui implique
[ H3O+
] = [OH- ]
donc :
Ke = [ H3O+
]² donc [ H3O+
] = Ke = (Ke)1/2
pH = - log [ H3O+
] = - ½ log Ke = ½ ( - log Ke) = ½ pKe
avec pKe = - log Ke = 14 à 25°C.
B- Comportement des acides et des bases en solution
1- Constante d’acidité Ka et pKa.
Réaction entre un couple acide base et l’eau :
Acide (aq) + H2O(l) = base(aq) + H3O+(l)
Constante d’équilibre associée à cette réaction :
Ka = [base] x [H3O+] / [acide] avec pKa = - log Ka
Remarque :
Dans le cas d’un acide fort totalement dissocié dans l’eau (HCl par exemple),
on ne peut pas calculer le Ka.
2- Domaines de prédominance.
Si pH < pKa, la forme acide du couple est prédominante.
Si pH > pKa, la forme basique du couple est prédominante.
Si pH = pKa, les concentrations des 2 formes conjuguées sont égales.
3- Comportement en solution.
Pour des solutions d’acide de même concentration, plus le pKa du couple est
petit, plus l’acide est fort, donc plus le pH de la solution est petit.
Pour des solutions de base de même concentration, plus le pKa du couple est
grand plus la base est forte, donc plus le pH de la solution est grand.
4- Indicateurs colorés.
Un indicateur coloré est un couple acide-base dont les formes acide et basique
ont des teintes différentes.
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Solutions d’acide et
de base
Teinte de la forme acide teinte sensible teinte de la forme basique
pKa -1 pKa pKa+1 axe des pH
5- Constante d’équilibre des réactions acido-basique.
On considère la réaction entre l’acide A1 du couples A1/B1 et la base B2 du
couple et A2/B2 qui s’écrit :
A1 + B2 = B1 + A2
La loi d’équilibre permet d’exprimer la constante de cet équilibre :
K = Ka1 / Ka2.
Modalités de
travail
Travail individuel : observation et réponse aux questions
Mise en commun des résultats
Durée
1h
Objectifs
Calculer et utiliser la valeur du pKa d’un couple acide-base ;
Déterminer les domaines de prédominance d’une espèce et appliquer au
virage des indicateurs colorés.
Évaluation /
Correction Exercices de réinvestissement
Séance 2 :
Démarche et
consignes
Activité 2 expérimentale : Suivi pHmètrique d’un titrage acido-basique
Situation de départ (voir fiche 2) : le professeur (ou les élèves en TP) réalise le
titrage de la solution d’acide éthanoïque par une solution de soude.
Problème : comment évolue le pH de la solution ? Le tracé de cette évolution
permet-il de calculer la concentration Ca (au départ inconnue) de la solution
d’acide ?
Résolution : la méthode des tangentes permet de déterminer le point équivalent
dont l’abscisse permet de calculer aisément Ca.
Ceci est vérifié pour un acide faible et un acide fort.
Conclusion
A- Titrage acido-basique Un titrage est la détermination de la concentration molaire d’une espèce
chimique en solution.
L’espèce A sera dosée par réaction avec un réactif titrant B de concentration
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Solutions d’acide et
de base
molaire connue.
Une réaction de titrage doit être unique, totale et rapide.
Exemples:
H3O+
+ OH-
totale
2 H2O
OHCOOCHOHCOOHCH 23totale3
Lors d’un titrage l’échantillon est détruit.
1- Équivalence acido-basique.
Il y a équivalence lorsque les réactifs ont été mélangés dans les proportions
stoechiométriques :
nA = nB donc CA.VA = CB.VBeq d’où :
CA = CB.VBeq / VA
Remarque :
A l’équivalence il y a changement du réactif limitant :
- Avant l’équivalence, le réactif limitant est le réactif titrant placé dans la burette.
- Après l’équivalence, le réactif limitant est le réactif titré.
2- Courbe de titrage pH = f(VB) (Suivi pH-métrique de la réaction de titrage d’un
acide)
Lors d’un dosage d’un acide par une base, le pH augmente : la courbe est
montante. La courbe présente un point d’inflexion (inversion de la concavité) qui correspond
à l’équivalence. Inversement, lorsqu’on verse un acide fort (HCl) sur une base, le
pH diminue : la courbe est descendante.
Méthode pour déterminer le point d’équivalence sur la courbe de titrage
Méthode des tangentes :
Tracer 2 tangentes à la courbe, parallèles et situées de part et d’autre du point d’inflexion.
Tracer la parallèle P à ces 2 droites, située à mi-distance.
L’intersection entre la parallèle P et la courbe de pH donne le point d’équivalence.
B – Titrage d’un acide faible par une base forte 1- Étude expérimentale
A l’équivalence : pHe = 8,6.
2- Caractéristiques de la courbe
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Solutions d’acide et
de base
L’équivalence : VB = VBeq La brusque variation de pH présente un point d’inflexion : le point d’équivalence.
Lorsque toutes les molécules d’acide ont réagi, l’addition d’ions OH- provoque
l’augmentation du pH.
La solution est basique à l’équivalence. Le nombre d’ions OH- introduits dans la
solution nB est égal à la moitié du nombre de molécules de CH3COOH introduites
initialement.
nB = = n(CH3COO-) = n(CH3COOH) = n0(CH3 COOH) / 2
La demi-équivalence : VB = VBeq / 2 La courbe est presque horizontale avec un 1er point d’inflexion : le point de demi-
équivalence.
La moitié des molécules d’acide ont réagi pour donner des ions acétate : ils ont la
même concentration.
[CH3COO-] = [CH3COOH]
Alors : pH = pKA parce que log [CH3 COO-][CH3 COOH] = log 1 = 0
Au point de ½ équivalence pH = pKA du couple acide /base.
Utilisation des indicateurs colorés acido-basique
L’équivalence est repérée par le changement de couleur d’un indicateur coloré dont
la zone de virage (pKA) est proche du pH du point d’inflexion.
Lors d’un titrage entre un acide fort et une base forte, à l’équivalence les ions
hydroxyde et oxonium sont en quantités égales : [OH-] = [H3O+] la solution est
neutre : pHe = 7
On prend le bleu de bromothymol dont le pKA ≈ 7.
Lors d’un titrage entre un acide faible et une base forte, à l’équivalence les ions
hydroxyde sont majoritaires : [OH-] > [H3O+] la solution est basique : pHe > 7.
On prend la phénolphtaléine dont le pKA ≈ 9 (virage au rose).
Lors d’un titrage entre une base faible et un acide fort, à l’équivalence les ions
oxonium sont majoritaires : [H3O+] > [OH-] la solution est acide : pH < 7.
On utilise l’hélianthine pKA ≈ 4.
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Solutions d’acide et
de base
Solutions tampons : pH = pKA
C’est le mélange d’un acide faible et d’une base forte dont les quantités respectives
placent la solution au point de ½ équivalence (le mélange d’une base faible et d’un
acide fort est également possible). En conséquence :
- son pH est égal au pKA du couple acide faible/base faible,
- ce pH varie très peu en cas d’addition d’une base ou d’un acide ou d’une
dilution.
Ces solutions sont utilisées pour étalonner le pHmètre.
Modalités de
travail
Travail par groupe : observation et réponses aux questions.
Mise en commun des résultats.
Durée 1h
Objectifs
Écrire la réaction d’un titrage d’un acide par une base forte ou inversement ;
Utiliser la relation des titrages pour calculer la concentration d’une solution
inconnue ;
Réaliser expérimentalement ;
Tracer une courbe de titrage ;
Choisir l’indicateur coloré qui convient le mieux pour déterminer le point
d’équivalence d’un titrage.
Évaluation /
Correction
Exercices de réinvestissement
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CONSEILS POUR LES ENSEIGNANTS
Le mot titrage sera préféré au mot dosage.
Dans le cas d’absence de matériel fiable, il est possible d’utiliser des logiciels qui permettent de tracer
des courbes pH = f(V) pour différentes solutions acides et différentes solutions basiques (par exemple
ChimSol 2.1 de chez inovasys) ou encore le logiciel de simulation DosA (Logiciel libre d’utilisation réalisé
par Nathalie Bonnin, Nathalie.Bonnin@ac-lyon.fr, disponible en téléchargement à l’adresse suivante :
http://membres.lycos.fr/bnathalieb/parthem/odyframe.htm .
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Activité 1
pH et proportions des espèces dans une solution d’acide ou de base
Matériel
- solution d’acide éthanoïque de concentration C = 1,0.10–2
mol.L–1
- solution d’éthanoate de sodium de concentration C = 1,0.10–2
mol.L–1
- pH mètre étalonné ;
- bécher de 50 mL ;
- 2 burettes.
Expérience
On remplit l’une des burettes avec la solution d’acide éthanoïque et l’autre avec la solution d’éthanoate de
sodium.
On réalise dans le bécher les mélanges suivants ou V1 est le volume de la solution d’acide éthanoïque et V2 celui
de la solution d’éthanoate de sodium.
On mesure le pH pour chaque mélange en rinçant bien l’électrode et le bécher entre chaque mesure.
On note les mesures dans le tableau :
Mélange M1 M2 M3 M4 M5 M6 M7
V1 (mL) 20 16 12 10 6 2 0
V2 (mL) 0 4 8 10 14 18 20
pH
Exploitation
a) Tracer sur un même graphique les proportions d’acide et de base introduits en fonction du pH.
b) Quelle est la valeur du pH (notée pHa) au point d’intersection des 2 courbes ? Quelle est la
particularité de ce point ?
c) Pour pH > pHa, comparer la quantité d’acide et la quantité de base. Même chose pour pH<PHa.
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Solutions d’acide et
de base
Activité 2
Suivi pHmètrique de 2 titrages acido-basique
Fiche professeur
But de cette expérience
Mettre en évidence les caractéristiques d’un dosage, en particulier le point d’équivalence.
Matériel et produits
- pH mètre étalonné ;
- bécher de 50 mL ;
- 1 burette ;
- solution d’hydroxyde de sodium de concentration C = 1,0.10–1
mol.L–1
- solution d’acide éthanoïque de concentration C = 1,0.10–1
mol.L–1
- solution d’acide chlorhydrique de concentration C = 1,0.10–1
mol.L–1
- eau distillée.
Protocole
On réalise le titrage de la solution d’acide éthanoïque.
La solution à titrer (acide) est placée dans un bécher placé sur un agitateur.
La solution titrante (soude) est versée dans la burette qui est mise à zéro.
1. Équation de réaction et équivalence
La réaction de dosage s’écrit : OHCOOCHOHCOOHCH 23totale3
C’est une réaction totale, exothermique (moins exothermique toutefois que la réaction entre l’acide chlorhydrique
et l’hydroxyde de sodium.
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Solutions d’acide et
de base
D’après la stœchiométrie de la réaction, à l’équivalence le nombre de moles d’acide éthanoïque introduits est égal
au nombre de moles d’ions hydroxyde apportés. Soit en notant CA la concentration de l’acide à doser, CB la
concentration de la base, VA le volume d’acide à doser et VB,éq le volume de base versé à l’équivalence :
éq,BBAAOHCOOHCH VCVCnn3
.
La réaction de dosage étant totale, à l’équivalence, il reste en solution comme espèces majoritaires uniquement
CH3COO- (et Na
+, bien sûr !). On a donc à l’équivalence un milieu basique : pH > 7.
2. Evolution du pH lors de la réaction
Évolution du pH lors de la réaction en fonction du volume Vb (mL) de solution de soude versée :
Ce dosage est suivi au pH-mètre (après un étalonnage préalable). On obtient le tableau de résultats suivant (les
valeurs fournies sont des valeurs calculées).
Vb (mL) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9
pH 3,4 3,9 4,2 4,45 4,6 4,8 5,0 5,2 5,4 5,8
Vb (mL) 9,5 9,8 10 10,2 10,5 11 12 13 14 15
pH 6,1 6,5 8,4 10,25 10,65 10,95 11,25 11,4 11,55 11,6
Le graphe de cette évolution pH = f(VB) est tracé sur papier millimétré :
Le point équivalent est aisément obtenu à l’aide de la méthode des tangentes. VB,éq 10 mL, et pHéq de l’ordre de
8-9.
A l’équivalence
1
Aéq,BBAA L.mol1,010
10.1,0CVCVC
(ce qui traduit bien l’aspect quantitatif
du dosage).
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de base
3. Comparaisons avec le graphe acide fort – base forte
On recommence le dosage avec l’acide chlorhydrique avec les mêmes concentrations initiales et on trace la
courbe de titrage.
On a représenté en rouge le dosage de l’acide faible (acide éthanoïque) et en bleu celui de l’acide fort (acide
chlorhydrique).
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Fiche élève
But de cette expérience
Mettre en évidence les caractéristiques d’un dosage, en particulier le point d’équivalence.
Matériel et produits
- pH mètre étalonné ;
- bécher de 50 mL ;
- 1 burette ;
- solution d’hydroxyde de sodium de concentration CB = 1,0.10–1
mol.L–1
- solution d’acide éthanoïque de concentration CA = 1,0.10–1
mol.L–1
- solution d’acide chlorhydrique de concentration CA = 1,0.10–1
mol.L–1
- eau distillée.
Protocole
Faire le schéma légendé de l’expérience.
Noter les valeurs :
- de la concentration CA de la solution acide à titrer,
- de la concentration de CB la solution basique titrante,
- du volume VA de solution acide à titrer versé dans le bécher.
On rajoute de l’eau dans le bécher.
- Quel est le rôle de cette eau ?
- Ce volume d’eau versé modifie-t-il le titrage ?
Équation de réaction et équivalence
Ecrire la réaction de dosage.
Cette réaction est-elle totale ? Expliquer.
L’équivalence correspond au moment où la réaction de dosage est stoechiométrique.
Etablir la relation entre CA la concentration de l’acide à doser, CB la concentration de la base, VA le volume
d’acide à doser et VB,éq le volume de base versé à l’équivalence.
Évolution du pH lors de la réaction en fonction du volume Vb (mL) de solution de soude versée :
Ce dosage est suivi au pH-mètre (après un étalonnage préalable). On notera les valeurs du pH pour chacune des
valeurs du volume VB versé.
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Solutions d’acide et
de base
Vb (mL) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9
pH
Vb (mL) 9,5 9,8 10 10,2 10,5 11 12 13 14 15
pH
Tracer sur papier millimétré, en choisissant bien les échelles des axes la courbe de titrage pH = f(VB).
Déterminer la position du point équivalent à l’aide de la méthode des tangentes et noter les valeurs de pHe et de
VB,éq
Vérifier que CA = 1,0.10–1
mol.L–1
Expliquer la valeur du pHe > 7.
Comparaisons avec le graphe du titrage d’une solution d’acide fort par une solution de base forte :
On recommence le dosage avec l’acide chlorhydrique avec les mêmes concentrations initiales et on trace la
courbe de titrage sur le même graphe.
On répondra aux mêmes questions et on comparera les 2 titrages.
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