fiche pédagogique enseignant solutions d’acide et...

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

http://www.vizavi-edu.ro/fr/ressources/baccalaureat/textes-officiels-programmes/74.html

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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

http://sujetsdephysique.free.fr/TP%20terminale%20S/tp_ts_pka_acide_acetique.html

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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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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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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

../../../../../Sandrine/AppData/Local/Microsoft/ChimSol/ChimSolWeb/CoursTermWeb/Cours_term_HTML/Cours_term_Ch1_D.htm#méthode des tangentes







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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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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 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, [email protected], disponible en téléchargement à l’adresse suivante :

http://membres.lycos.fr/bnathalieb/parthem/odyframe.htm .

mailto:[email protected]

http://membres.lycos.fr/bnathalieb/parthem/odyframe.htm







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de base

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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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



- 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.

../../../../../Sandrine/AppData/Local/Microsoft/ChimSol/ChimSolWeb/CoursTermWeb/Cours_term_HTML/Cours_term_Ch1_D.htm#Réaction entre un acide fort et une base forte

../../../../../Sandrine/AppData/Local/Microsoft/ChimSol/ChimSolWeb/CoursTermWeb/Cours_term_HTML/Cours_term_Ch1_D.htm#Réaction entre un acide fort et une base forte







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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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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).

../../../../../Sandrine/AppData/Local/Microsoft/ChimSol/ChimSolWeb/CoursTermWeb/Cours_term_HTML/Cours_term_Ch1_D.htm#Application aux dosages







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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



- 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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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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