Rapport TP 2 : Titrage acide - base

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1 Rapport TP 2 : Titrage acide - base Raphaël Braunschweig, Stefan Binder Groupe A, Binôme 3 Date de manipulation : 29 mars 2007 Rendu du rapport : 5 avril 2007 Table des matières 1 Objectifs du travail 2 2 Résultats Réaction acide fort / base forte HCl/NaOH Titrage grossier Titrage précis Réaction acide faible / base forte CH 3 COOH/NaOH Titrage grossier Titrage précis Graphiques Calculs Titrage HCl/NaOH Titrage CH 3 COOH/NaOH Solution tampon Remarques, commentaires et conclusion Raison de la dilution du vinaigre avant le titrage Remarque sur le ph au point d équivalence et le choix de l indicateur Causes des incertitudes Conclusion

2 1 Objectifs du travail Dans cette expérience, nous avons effectué une série de titrages pour déterminer graphiquement le point d équivalence de deux réactions sur la courbe de titrage. À l aide du volume d équivalence mesuré et de la concentration de l espèce titrante ou titrée, nous avons déterminé la concentration molaire d un acide ou d une base. D abord, nous calculerons la concentration d une solution de N aoh en titrant une solution de HCl de concentration connue. Ensuite, nous vérifierons la concentration en CH 3 COOH(aq) indiquée sur l étiquette d un vinaigre commercial en le titrant avec le même N aoh, dont nous connaissons maintenant la concentration exacte. Nous en déduirons également le pk a de l acide acétique, grâce au demi-point d équivalence. Enfin, nous étudierons (théoriquement) une solution tampon de CH 3 COOH de ph = 7. 2 Résultats Pour les 2 expériences suivantes, nous avons effectué d abord un titrage grossier (ml par ml), pour repérer la zone du point d équivalence. Ensuite, nous avons fait un titrage précis (0.1 ml par 0.1 ml) autour de ce volume pour obtenir le point d équivalence précis. 2

3 2.1 Réaction acide fort / base forte HCl/N aoh Titrage grossier ml de solution titrante (NaOH) (± 0.3 ml) ph de la solution titrée Couleur de l indicateur Jaune Jaune Jaune Jaune Jaune Jaune Jaune Jaune Jaune Jaune Jaune Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu Titrage précis ml de solution titrante (NaOH) (± 0.3 ml) ph de la solution titrée Couleur de l indicateur Jaune Jaune Jaune Jaune Jaune Jaune Jaune Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu Bleu 3

4 2.2 Réaction acide faible / base forte CH 3 COOH/NaOH Titrage grossier ml de solution titrante (NaOH) (± 0.3 ml) ph de la solution titrée Couleur de l indicateur Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Rose Rose Rose Rose Rose Rose Rose Rose Rose Rose Titrage précis ml de solution titrante (NaOH) (± 0.3 ml) ph de la solution titrée Couleur de l indicateur Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Incolore Rose Rose Rose Rose Rose Rose Rose Rose Rose 4

5 2.3 Graphiques 5

6 6

7 3 Calculs 3.1 Titrage HCl/N aoh À l aide de la courbe de titrage précis, on obtient les coordonnées du point d équivalence : Volume équivalent de NaOH : V NaOH = ± 0.2 [ml] ph équivalent : 7.1 ± 0.2 À l équivalence, nous avons le même nombre de moles d acide que de base : n HCl = n NaOH C HCl V HCl = C NaOH V NaOH C NaOH = C HClV HCl V NaOH On a : V HCl = 10 ± 0.2 [ml], le volume de HCl prélevé initialement. C HCl = ± [mol/l], la concentration de la solution acide. V NaOH = ± 0.2 [ml], le volume équivalent de NaOH. Ainsi, on obtient C NaOH = ± [ml]. Pour calculer l erreur absolue, nous avons utilisé la méthode des erreurs propagées. La concentration de N aoh que nous avons trouvée est satisfaisante, car la valeur indiqué sur le flacon ( M ) se trouve dans notre marge d erreur. 3.2 Titrage CH 3 COOH/NaOH À l aide de la courbe de titrage précis, on obtient les coordonnées du point d équivalence : Volume équivalent de NaOH : V NaOH = 7.73 ± 0.2 [ml] ph équivalent : 8.5 ± 0.2 Idem, À l équivalence, nous avons le même nombre de moles d acide que de base : n CH3 COOH = n NaOH C CH3 COOHV CH3 COOH = C NaOH V NaOH C CH3 COOH = C NaOHV NaOH V CH3 COOH Pour diluer 10 fois notre echantillon de vinaigre, nous avons prélevé 10 ml de vinaigre pur, auquel nous avons ajouté de l eau distillée jusqu à former une solution de 100 ml. De cette solution, nous avons prélevé les 10 ml à titrer. 7

8 Nous avons obtenu la relation suivante entre la concentration réelle, C réelle (i.e. la concentration en acide du vinaigre pur), et la concentration en acide du vinaigre après dilution, C CH3 COOH : C réelle V initial = n initial et C CH3 COOH = n initial V final, avec n initial le nombre de moles d acide dans le vinaigre. D où la relation voulue : C réelle = C CH 3 COOHV final V initial En fin de compte, nous avons prélevé 10 ml de la solution, ce qui donne : Et pour finir : C CH3 COOH = C NaOHV NaOH V prélevé C réelle = C NaOHV NaOH V final, V prélevé V initial avec : V inital = 10 ± 0.02 ml, volume initial de vinaigre pur. V final = 100 ± 0.1 ml, volume de la solution de vinaigre dilué. V prélevé = 10 ± 0.02 ml, volume prélevé de la solution de vinaigre dilué. C NaOH = ± ml, concentration de la solution basique titrante obtenue à partir du premier titrage. On obtient finalement : C réelle = 0.76 ± 0.05 mol/l. Comme précédemment, pour calculer l erreur absolue commise, nous avons utilisé la méthode des erreurs propagées. Comparons cette valeur expérimentale à celle annoncée sur l étiquette du vinaigre : 45 g/l. D après le TPE, la masse molaire de l acide acétique est : M CH3 COOH = g/mol. D où : C réelle,théorique = mol/l. Ainsi, notre résultat expérimental est satisfaisant, car cette valeur théorique se trouve dans la marge d erreur. 8

9 3.3 Solution tampon On a titré un acide faible à l aide d une base forte. La théorie nous dit qu au point de demiéquivalence, [A ] = [AH] et que le ph est égal au pk a du couple acide/base. Du pk a, on tire le K a de la réaction. Or, ce qui donne le rapport : n AH n A K a = [A ][H + ], [AH] = [AH] [A ] = [H+ ] = 10 ph K a 10. pka Le demi-volume équivalent est V NaOH 2 = 3.86 ± 0.1ml, ce qui donne, sur la courbe grossière, un pk a de On veut obtenir un ph de 7 : n AH n A = = Pour préparer la solution tampon de 100 ml à 0.1 M d acétate, il nous faut : n CH3 COO = 0.1[mol/l] 0.1[l] = 1 mol. Or, n CH3 COOH n CH3 COO = Si l acide acétique se dissout totalement, on aura à préparer n CH3 COOH = mol. Comme M CH3COOH = g/mol, on prendra m CH3COOH = = 0.27 g. 4 Remarques, commentaires et conclusion 4.1 Raison de la dilution du vinaigre avant le titrage La concentration en acide du vinaigre pur, C réelle, est d environ 0.75 mol/l (vérifiée expérimentalement et théoriquement). Par conséquent, on dilue la solution 10 fois pour obtenir M afin de ne pas avoir à mettre trop de NaOH 0.1 M (puisque M est plus proche de 0.1 M que 0.75 M). 4.2 Remarque sur le ph au point d équivalence et le choix de l indicateur Au premier titrage, lorsqu on atteint l équivalence, on voit que le ph est proche de 7. Cela s explique par le fait que nous avons titré un acide fort avec un base forte. En effet, la libération des protons est forte et leur capture l est aussi. A l équilibre, il y a autant de protons H + que de bases pouvant les capturer. Ainsi, les espèces présentes en solution à ce moment-là sont : H 2 O, Na + et Cl. On négligera, ici, les ions H + et OH issus de l auto-protolyse de l eau. Ainsi, le ph = 7, car il n y pas (ou que très peu) de protons en solution. C est pourquoi nous avons choisi le Bleu de bromothymol, dont la zone de virage se situe entre 6.0 et

10 Par contre, au deuxième titrage, le ph à l équivalence est supérieur à 7 ( 8,5). C est normal, car on a titré un acide faible à l aide d une base forte. La base forte déprotone complètement l acide et l acide faible n est pas capable de protoner la base forte, ce qui implique que l équation de la réaction est déplacée vers la droite. Les ions OH ne réagissent pas tous : il en reste en solution, donc le ph est supérieur à 7. Ainsi, nous avons choisi la phénolphtaléine, dont la zone de virage se situe entre 8.2 et Causes des incertitudes Dans la partie Résultats, nous avons considéré une incertitude pour chacune de nos mesures expérimentales. Celles-ci sont dues aux raisons suivantes : Mauvais calibrage initial de la burette ou du ph-mètre. Erreurs dues à la subjectivité de l observateur : mauvais pipetages des volumes d acide chlorhydrique, de vinaigre ou d eau de dilution ; mauvaises lectures des graduations. Précision des appareils et de la verrerie : ph-mètre, burette,... Nettoyage et séchage imparfait de la verrerie. Phénomène de la dernière goutte au niveau de la burette, important surtout autour du point d équivalence, où une simple goutte peut faire la différence. En outre, nous avons constaté que lorsqu on s approche du point d équivalence, la valeur indiquée par le ph-mètre change constamment. Ainsi, il était difficile de savoir si la valeur affichée correspondait réellement au ph de la solution. 4.4 Conclusion Grâce aux méthodes utilisées dans ce TP, nous sommes à présent capables de titrer un acide (fort ou faible), d en déduire sa concentration molaire dans une solution, et s il s agit d un acide faible, de déterminer sa constante d acidité (pk a ). Lausanne, le 31 mars Raphaël Braunschweig Stefan Binder 10

CORRECTION PH-METRIE ETUDE DE VINAIGRES. 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 V (ml)

CORRECTION PH-METRIE ETUDE DE VINAIGRES. 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 V (ml) CORRECTION PH-METRIE ETUDE DE VINAIGRES A/ Dosage de HCl par NaOH 0,20 mol.l - Equation-bilan : H O + + OH - 2 H 2 O Courbe de dosage : 2 0 0 2 20 2 22 2 2 V e =, ml C alcul de la concentration de HCl

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