tp 3 : acides et basesgroupe 9 tp 3!: acides/bases 5 octobre 2007 - 3 - Ç!tableau des ph !È...

Groupe 9 TP 3!: Acides/bases 5 Octobre 2007

Luca MAILLARD Quentin VEROLET

076/2057418 076/4821446

[email protected] [email protected]

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TP 3!: Acides et Bases

1. RESUME

Ce TP nous a permis d’analyser les propriétés fondamentales des acides et des bases (pH,

équilibre ionique, réactions de neutralisation) et d’effectuer le titrage de l’acide acétique

contenu dans un échantillon de vinaigre afin d’en connaître sa concentration molaire précise.

2. INTRODUCTION

Ce travail pratique porte sur les réactions entre acides et bases et se compose de trois parties.

Elles permettant la bonne compréhension des propriétés de ces réactions et aboutissent à une

expérience essentielle en chimie!: le titrage d’une solution.

La première partie consiste en l’élaboration de solutions «!diluées!» d’acides et de

bases en partant de leur solution concentrée ou de leur sel. Une analyse des propriétés

physico-chimiques de ces solutions est établie (pH, réaction/équilibre ionique, gaz produit).

La seconde partie est consacrée aux solutions tampons et à leur action sur les acides et

les bases. Les réactions et leurs propriétés sont analysées grâce à des indicateurs synthétiques

ou naturels.

Enfin, la troisième partie est le titrage de l’acide acétique en solution diluée et de

l’acide acétique contenu dans un échantillon de vinaigre. Ces titrages ne sont réalisables de

façon précise qu’après avoir effectué la standardisation de l’acide chlorhydrique avec une

solution de borax (étalon primaire) de molarité très précise permettant la standardisation

postérieure (connaissance exacte de la molarité) de l’hydroxyde de sodium utilisé dans le

titrage de l’acide acétique.

3. MANIPULATIONS

3.1 Comportement des acides et bases

3.1.1. Préparations d’acides et de bases «!diluées!» à une molarité désirée

-NaOH

Préparation d’1L d’hydroxyde de sodium NaOH environ 0.1M par dilution du NaOH 4.14M

mis à disposition.

Calcul du volume à prélever!: initial

final

finalinitialc

cVV == = 0.02415 L = 24.15 mL

Volume prélevé = 25 mL car utilisation d’une pipette jaugée 25 mL et la molarité réelle sera

titrée précisément ultérieurement.


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Nous pouvons donc utiliser une pipette de 25 mL pour prélever en une fois le volume de

NaOH concentré. Ensuite l’introduire dans un ballon jaugé déjà à moitié rempli d’eau

déminéralisée pour enfin compléter le volume de celui-ci à 1L et obtenir du NaOH «!dilué!» à

0.1M. Le produit est ensuite transvasé dans un flacon plastique étiqueté pour une utilisation

ultérieure.

-HCl

Préparation d’1L de chlorure d’hydrogène HCl environ 0.1M par dilution du HCl 4.06M

mis à disposition.

Volume prélevé = 25 mL

N.b. Les mêmes méthodes de pipetage et de ballon jaugé pour le NaOH sont appliquées pour

toutes les solutions d’acides et de bases. Seuls les quantités prélevées et les volumes des

ballons changent.

-CH3COOH

Préparation de 250 mL de solution 0.08M par dilution de l’acide acétique 4M

Volume prélevé =!5 mL

-NH3

Préparation de 100 mL d’une solution d’ammoniac NH3 0.1M partir du NH4OH 6.5M mis à

disposition.

Volume prélevé =!1.54 mL

-Na2CO3

Préparation de 10 mL d’une solution de carbonate de sodium Na2CO3 0.1 M à partir du solide

fourni.

Ici un calcul avec la Masse Molaire du Na2CO3 doit être fait

Masse à prélever =!0.106 g

Masse prélevée = 0.1065 g

-Na2S

Préparation de 20 mL d’une solution de Na2S 0.01M à partir de la solution 0.2M mis à

disposition.

Volume prélevé = 1 mL

3.1.2 Test pH

Ces 6 solutions nouvelles sont testées avec du papier indicateur afin d’avoir une mesure

approximative de leur pH respectif.

Nous avons donc appliqué (au moyen d’une baguette de verre) quelques gouttes de chaque

solution sur un bout de papier indicateur. Une analyse olfactive des gaz s’échappant des

solutions a été tentée.


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«!Tableau des pH!»

Solutions pH Gaz

NaOH 0.1M 13 /

HCl 0.1M 2 chlore

CH3COOH 0.08M 4 vinaigre

NH3 O.1M 10 „fort“

Na2CO3 0.1M 10 /

Na2S 0,01M 12 /

3.1.3. Eprouvettes

Environ 2 mL de chaque solution (sauf NaOH) a été introduit dans des érpouvettes et laissé

pur ou complété par du HCl ou du NaOH (acide et base forts) à des volumes divers notés dans

le tableau ci-dessous.

Sous chapelle, nous avons pu chauffer les éprouvettes afin de faciliter la diffusion gazeuse des

solutions.

Pour chaque éprouvette un test pH du gaz libéré a été effectué et relevé si échéant.

«!Tableau des éprouvettes!»

Eprouvettes Solutions de départ Ajout de

solution en

mL

pH gaz pH

solution

rien / 2

NaOH 1mL / 2

1 HCl 2mL

NaOH 3mL / 12

rien / 4

HCl 3mL / 1

2 CH3COOH 2mL

NaOH 3mL / 12

rien / 10

HCl 1mL / 9

3 Na2CO3 2mL

HCl 3mL / 3

rien 9 10

HCl 3mL / /

4 NH3 2mL

NaOH 3mL 10 12

rien / 12

HCl 1mL / /

5 Na2S 2mL

HCl 3mL / /

3.2 Les solutions tampon et les indicateurs

3.2.1 Préparation de 3 solutions tampons

Tampon de phosphate!:

Préparation de 100 mL d’une solution de dihydrogénophosphate de sodium NaH2PO4 0.01M

et hydrogénate de sodium Na2HPO4 0.01M par dissolution des deux sels dans un même

ballon jaugé de 100 mL.


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Sel1 = NaH2PO4 * 2H2O Sel2 = Na2HPO4 * 12H2O

mSel1 = c*V*MM = 0.01*0.1*156 = 0.156 g masse pesée = 0.1564 g

mSel2 = 0.01*0.1*334 = 0.334 g masse pesée = 0.3347g

Tampon acétate!:

Préparation de 100 mL d’une solution de NaOH 0.1M et de CH3COOH 0.02M.

Volume à prélever!: = 10 mL NaOH

= 20 mL CH3COOH

Tampon ammoniacal!:

Préparation de 100 mL d’une solution de HCl 0.01M et d’ammoniac NH3 0.02M

Volume à prélever!: = 10 mL HCl

= 20 mL NH3

Tableau des pH

Solution pH

Tampon phosphate 7

Tampon acétate 5

Tampon ammoniacal 9

Eau du robinet 7

HCl 0.1M 1

NaOH 0.1M 13

3.2.2 Comportement d’une solution tampon (phosphate)

On prend quelques mL de tampon phosphate et d’eau du robinet auxquels on ajoute 1 goutte

de HCl et de NaOH

Comportement d’une solution tampon

Mélange de deux solutions pH

Tampon phosphate 5mL HCl 0.1M (1goutte) 7

Tampon phosphate 5mL NaOH 0.1M (1goutte) 7

Eau du robinet 5mL HCl 0.1M (1goutte) 6

Eau du robinet 5mL NaOH 0.1M (1goutte) 9


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3.2.3 Indicateurs synthétiques

Ici nous testons quatre indicateurs synthétiques avec à chaque fois 5 solutions!: une fortement

acide (HCl), une faiblement acide (tampon acétate), une neutre (tampon phosphate), une

faiblement basique (tampon ammoniacal), une fortement basique (NaOH).

Méthylorange

Solutions 5mL HCl 0.1M Tampon

acétate

Tampon

phosphate

Tampon

ammoniacal

NaOH 0.1M

Couleurs rose orange orange orange orange

pH 1 5 7 9 13

Phénolphtaléine


acétate

Tampon

phosphate

Tampon

ammoniacal

NaOH 0.1M

Couleurs transparent transparent transparent rose claire rose foncé

pH 1 5 7 9 13


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Bleu de bromothymol


acétate

Tampon

phosphate

Tampon

ammoniacal

NaOH 0.1M

Couleurs jaune jaune vert bleu Bleu

pH 1 5 7 9 13

Bleu de thymol


acétate

Tampon

phosphate

Tampon

ammoniacal

NaOH 0.1M

Couleurs rose Jaune claire jaune Bleu claire bleu

pH 1 5 7 9 13

3.2.4Indicateurs naturels

En faisant bouillir du chou et en le filtrant, nous avons obtenu un extrait de celui-ci.

En faisant bouillir du thé, nous avons obtenu du thé.

Ces deux solutions ont été utilisées comme indicateurs de la même façon que les indicateurs

synthétiques.


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Chou rouge


acétate

Tampon

phosphate

Tampon

ammoniacal

NaOH 0.1M

Couleurs rose violet bleu vert Jaune

pH 1 5 7 9 13

Thé noir


acétate

Tampon

phosphate

Tampon

ammoniacal

NaOH 0.1M

Couleurs Dégrades de brun de clair au foncé

pH 1 5 7 9 13

3.3 Solutions étalons et titrage quantitatif

3.3.1 Préparation de la solution de borax

Préparation de 100 mL d’une solution de borax environ 0.1M à partir de son sel hydraté!

(Na2B4O7 * 10 H2O, MM = 381.2 g/mol)

Masse théorique!: m = c*V*MM = 3.812 g

Masse prélevée!: 3.6110 g (en raison d’une erreur de calcul, la masse théorique trouvée

d’abord était 3.612 g)

Le borax été dissout dans un peu d’eau chauffée puis dilué à 100 mL dans un ballon jaugé.

Concentration : cborax = m/(V*MM) = 0.0947 mol/L pH!: 9


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3.3.2 Standardisation du chlorure d’hydrogène

Avec une burette de 50 mL remplie d’acide chlorhydrique environ 0.1M, il est possible

d’effectuer son titrage précis en atteignant le point de virage de l’indicateur (ici!: quelques

gouttes de bleu de bromothymol) introduit dans un échantillon d’exactement 10 mL de

solution de borax de concentration connue très précisément comme vu précédemment et dilué

avec 20 mL d’eau environ.

Cette opération est répétée 5 fois et une moyenne avec calcul du coefficient de variance est

établie.!

b

a

b

Ac

V

V

b

ac **= (Où a et b sont les coefficients de stœchiométrie)

cHCl = 0.1020 mol/L CV = 0.0048

Cette molarité établie, nous pouvons effectuer le titrage de l’hydroxyde de sodium par cette

solution de HCl 0.1020M

3.3.3 Standardisation de l’hydroxyde de sodium

Le titrage du NaOH est effectué en pipetant exactement 25 mL de sa solution env. 0.1M , en y

ajoutant environ 20 mL d’eau et quelques gouttes de bleu de bromothymol.

cNaOH = 0.1027 mol/L CV = 0.0032

3.3.4 Titrage d’une solution connue d’acide acétique

Le titrage du CH3COOH est effectué en pipetant exactement 25 mL de sa solution env. 008M,

en y ajoutant environ 20 mL d’eau et 2 gouttes de phénolphtaléine comme indicateur.

La procédure est exécutée deux fois en tout.

cCH3COOH = 0.0792 mol/L CV = 0.0010

3.3.5 Titrage de l’acide acétique contenu dans du vinaigre

Il s’agit de déterminer la concentration d’acide acétique contenu dans un échantillon de

vinaigre. Le titrage du CH3COOH est effectué en pipetant exactement 2 mL de l’échantillon,

en y ajoutant environ 20 mL d’eau et 2 gouttes de phénolphtaléine comme indicateur.

La procédure est exécutée deux fois en tout.

cCH3COOH = 0.5939 mol/L CV = 0.0010

c volumiqueCH3COOH = c*MM = 3.564*101 g/L = 35.64 g/L

fraction massiqueCH3COOH = c volumiqueCH3COOH / m volumiquevinaigrer = 35.64/1000 = 3.564%


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4. DISCUSSION

Préparations d’acides et de bases «!diluées!» à une molarité désirée

Ces préparations n’ont pas posé beaucoup de problème. L’utilisation d’une pipette précise

(p.ex de 25 mL) pour certaines préparations (p.ex NaOH) était parfois préférable au pipetage

plus approximatif du volume (24.15 mL ici) qui donnera la concentration prescrite (0.1M ici)

Cela n est pas très grave car leurs concentrations réelles ont été déterminée dans un deuxième

temps par étalonnage.

Test pH

Ces solutions préparées ont été testées avec un papier indicateur afin d’en connaître leur pH

approximatif, cela pour deux choses. Premièrement afin de détecter une éventuelle grosse

erreur de manipulation. Deuxièmement, afin de prédire approximativement le pH de certaines

réactions et leur point d’équivalence. Connaître le pH d’une solution est aussi utile afin de

savoir quel tampon et quel indicateur utiliser.

Le test olfactif nous a permis de reconnaître l’odeur caractéristique de certains composé et de

voir que leur odeur plus ou moins détectable et forte ne dépendait pas de leur pH.

Eprouvettes

On peut imaginer dans certain cas où se situera à peu près le point d’équivalence dans le cas

des solutions tester avec un acide et une base. On verra par la suite une technique plus précise.

Quand les éprouvettes sont chauffées, seul le gaz de la solution de NH3 et de NH3 + NaOH

donne un résultat (basique).

Réactions!:

HCl + NaOH

HCl + NaOH _ Na++Cl- +H2O

CH3COOH + HCl

CH3COOH + HCl + 2H 2O _ CH3COO- + Cl- + 2H

3O+

CH3COOH + NaOH

CH3COOH + NaOH + H 2O _ CH3COO- + Na+ + H

2O

Na2CO3 +HCl

Na2CO3 + H2O _ !2Na+ + HCO3

-- + OH-

Na2CO3 + HCl + H2O _ !2Na+ + HCO3

- + Cl- + H2O

NH3 + HCl

NH3 + HCl + H2O _ NH4+ + Cl- +H2O

NH3 + NaOH

NH3 + NaOH + H2O_ NH4+ + Na+ + 2OH- +


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Na2S + HCl

Na2S + H2O_ 2Na+ + HS- + OH-

HCl + H20 _ H3O+ + Cl-

Na2S + HCl + 2H2O_ 2Na+ + HS2- + Cl- + H3O+ + OH-

Préparation de 3 solutions tampons

La préparation de ces trois tampons ne pose pas trop de problème et leur précision n’est pas

primordiale car ils ne serviront qu’à mettre en évidence des indicateurs.

Comportement d’une solution tamponCette expérience nous montre comment réagit un tampon si on lui ajoute soit une base soit un

acide et on compare cela a un témoin qui est de l’eau du robinet (pH=7) à qui on ajoute le

même acide et la même base. On remarque que le pH de la solution tampon na pas bougé

alors que celui de l’eau a subit l’influence de l’acide ou de la base.

Indicateurs synthétiques et naturels

En testant ces six indicateurs avec cinq solutions connues allant du plus acide au plus basique

on a pu mettre en évidence leur propre domaine de réaction. Ils n’interviennent pas non plus

dans la stoechiométrie de la réaction. Il appartient donc au chimiste de connaître à peu près la

valeur du pH au point d’équivalence de sa réaction de titrage pour utiliser le bon indicateur.

Préparation de la solution de borax

Cette préparation et sa précision est très importante car elle va être l’étalon de base de toutes

les réactions qui vont suivre. Même si l’on a fait une erreur de calcul et que notre masse

prélevée est moindre de 0.201 g que la masse théorique, cela n’a pas de répercutions sur la

suite car la masse ayant été pesée très précisément, il a alors été possible de calculer la

concentration pratique exacte.

Standardisation du chlorure d’hydrogène, de l’hydroxyde de sodium, d’acide acétiqueconnue et inconnue

Grâce à un bon indicateur il est possible de titrer ces solutions très précisément. Pour une plus

grande précision l’expérience est répétée plusieurs fois ce qui permet de faire une moyenne

des concentrations ainsi qu’un écart type qui valide notre expérience s’il ne dépasse pas 1. Le

titrage du borax par le HCl permet de connaître exactement la concentration du HCl qui

servira à son tour d’étalon secondaire pour titrer les autres solutions. Il est donc ensuite

possible de mesurer la concentration d’acide acétique d’une solution de composition inconnue

de vinaigre.

N.b. Pour améliorer la facilité de lecture et le calcul des résultats, une feuille excel a été

élaborée où l’on retrouve toutes formules et les résultats de façon synoptique. (voir annexe)


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5. CONCLUSION

Ce travail pratique nous a permis de nous familiariser avec les propriétés des acides et des

bases et de leurs réactions. Les notions de pH, de la force des acides/bases et de leur

neutralisation ont été bien développées.

Le pouvoir tampon de certaines solutions a pu être testé et par là nous avons pu mettre en

avant leur fonctionnement et leur zone d’efficacité.

Ces notions intégrées, l’utilisation d’indicateurs adaptés nous a permis d’effectuer un titrage

d’acide, dont la précision a été accrue par deux étalonnage successifs dont le premier en

partant d’un sel solide pesé précisément.

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