TP Chimie Rapport - 1 -

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1 TP Chimie Rapport Titre : Titrage Réaction Acide - Base Echantillon n : - Faculté : SB Section : Physique II - EPFL Groupe n : 6 Van Garrel Michel Etudiants : Dequesne Romain Date de manip. : Date de reddition : Signatures : Van Garrel Michel Dequesne Romain - 1 -

2 Table des matières 1. Introduction But Montage Appareillage Produits Montage Remarques Prise de mesure Résultats Remarques Titrage grossier - HCl Titrage cadré - HCl Titrage de confirmation - HCl Titrage grossier CH 3 COOH Titrage cadré CH 3 COOH Discussion des résultats et interprétation de graphiques Commentaires Titre de HCl Titre de CH 3 COOH Bibliographie Erreurs de mesure Causes des erreurs Erreurs systématiques (exactitude) Erreurs aléatoires (fidélité) Sensibilité Conclusion

3 REACTIONS ACIDE - BASE VAN GARREL MICHEL DEQUESNE ROMAIN AVRIL 2004 EPFL 1. Introduction Pour ce TP, on s intéresse aux réactions acide-base en solution. On a effectué plusieurs titrages, c'est-à-dire on a pris une solution, acide ou basique, forte ou faible et on y a ajouté ml par ml une solution de ph opposé. On parle souvent de ph-métrie. En représentant graphiquement l évolution du ph de la solution avec le volume ajouté, on a obtenu une bonne caractérisation des propriétés acides/basiques de la solution, on a ainsi pu en tirer le point d équivalence. On a effectué cette procédure pour deux solutions en le répétant plusieurs fois, afin d obtenir un meilleur résultat, ou tout simplement de pouvoir comparer les différents graphe trouvés. D abord, nous avons titré une solution d acide fort (HCl) de concentration 0.1 M à l aide d une base forte (NaOH) de concentration 0.1 M. Nous avons ensuite répété la même procédure avec pour un acide faible de l acide éthanoïque (vinaigre) dilué, en utilisant toujours la même base forte comme solution titrante. Un certain nombre de règles sont à respecter lorsqu on procède à un titrage. Premièrement l a solution titrante (à placer dans la burette) peut être soir un avide soit une base, cependant ces derniers doivent toujours être forts. Deuxièmement l électrode de meure du ph doit toujours être plongée dans le liquide à mesurer. Et finalement il peut être très utile d ajouter à la solution que l on désire titrer un indicateur de ph coloré. Ce dernier permet de vérifier si les données transmises par l appareil de mesure du ph sont correctes, puisque lors d un changement brutal du ph la couleur de la solution changera. 1.1 But Tracer la courbe de titrage (ph en fonction du volume de solution titrante ajouté), déterminer graphiquement (méthode des cercles tangents) le point d équivalence (Point du graphe où il y a autant de protons pouvant être cédées par l acide que de protons pouvant être captés par la base). Pour l acide faible, nous avons en plus tenté de déterminer expérimentalement le pka (mesure de la force acide par rapport à H 2 O) du vinaigre. 2. Montage 2.1 Appareillage - Burette contenant solution titrante (NaOH dans les 2 cas) - Becher contenant la solution à titrer - ph-mètre METROHM Agitateur magnétique 2.2 Produits - NaOH 0.1 M - Eau déïonisée - HCl 0.1 M - Acide éthanoïque - Phenolphtaléine - Bleu de bromotymol 2.3 Montage Fixer la burette, et la remplir de solution titrante (observer et noter le niveau initial). Placer sous cette dernière un petit Becher contenant la solution à titrer, en prenant soin d y ajouter l indicateur coloré correspondant à la bonne zone de virage du ph. Le contenu du Becher est de 10 [ml] de solution à tirer. Dans le premier cas il s agissait d acide chlorhydrique HCl 0.1 M, et dans le deuxième cas d acide éthanoïque. Placer le Becher sur l agitateur magnétique et ajouter dans le Becher l aimant de l agitateur. Installer l électrode de mesure du ph en prenant bien soin que toute la tête de l électrode en verre soit plongée dans la solution à tirer, ajouter de l eau déïonisée si nécessaire

4 2.4 Remarques Il est important de faire attention aux points suivants. La Burette doit être complètement remplie de solution titrante (veiller à ce que la partie inférieure, située sous le robinet, soit aussi remplie). Il a été indiqué dans la rubrique précédente d ajouter de l eau déïonisée si nécessaire. La quantité ajoutée ne va en rien altérer ou modifier les résultats de l expérience. En effet le point d équivalence va rester identique, puisque le ph de l eau est neutre, la quantité d acide ne change donc pas. Cependant on peut constater quelques petites variations dans les graphes qui seront étudiées et commentées plus profondément par la suite. Le niveau dans la burette a été défini à l aide de la méthode suivante. L arrière de la burette est muni d une bandelette rouge. Cette dernière, lorsqu on la regarde depuis l avant paraît plus large lorsque du liquide est dans la burette (par réfraction), mais la taille de la bandelette au dessus du niveau du liquide est normale, donc plus faible par rapport à la partie immergée. A la frontière la largeur de la bande à l air nulle. On peut donc déterminer le volume très précisément par cette méthode. Finalement, relever la valeur du ph indiquée sur l appareil et l associer au volume de solution titrante ajouté. Tracer les différents graphes. 3. Résultats 3.0 Remarques Pour chaque expérience nous avons, comme indiqué, titré trois fois. Par conséquent nous avons trois graphes par expérience. 2.5 Prise de mesure Etalonner le ph-mètre avec le mode d emploi. Aussi longtemps que le ph- Mètre n est pas utilisé, il doit être sur le mode stand-by. Comme indiqué, nous avons réalisé le titrage trois fois. La première fois nous avons effectué un titrage grossier, ml par ml afin de déterminer très approximativement le point d équivalence. Puis lors du deuxième et du troisième passage, nous avons rajouté 0.1 ml par 0.1 ml dans l entourage du point d équivalence, afin de déterminer avec d avantage de précision la position de ce dernier

5 3.1 Titrage grossier - HCl v [ml] ph 0.0 ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± 0.01 P e (10.5,7.62) NaOH [ml] ph - 5 -

6 3.2 Titrage cadré - HCl P e (10,7.61) v [ml] ph 0.0 ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± NaOH [ml] ph - 6 -

7 3.3 Titrage de confirmation - HCl P e (10.1,7.71) v [ml] ph 0.0 ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± NaOH [ml] ph - 7 -

8 3.4 Titrage grossier CH 3 COOH v [ml] ph 0.0 ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± 0.01 P e (7.5,8.77) NaOH [ml] ph - 8 -

9 3.5 Titrage cadré CH 3 COOH v [ml] ph 0.0 ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± 0.01 P e (8.0,9.21) NaOH [ml] ph - 9 -

10 3.6 Titrage de confirmation CH 3 COOH v [ml] ph 0.0 ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± ± 0.01 P e (8.1,9.20) NaOH [ml] ph

11 3.7 Discussion des résultats et interprétation de graphiques Commentaires Premièrement nous pouvons affirmer que nos résultats sont «groupés». On entend par là que les résultats des expériences ne se contrarient pas, bien au contraire. En effet, les valeurs obtenues pour le point d équivalence se situent toutes relativement proches, et ce pour les deux expériences. Ainsi, on trouve en moyenne les valeurs suivantes : HCl avec NaOH point d équivalence : P e = 10.4±0.2 [ml] NaOH, ph = 7.66±0.20 CH 3 COOH avec NaOH point d équivalence : P e = 8.05±0.2 [ml] NaOH, ph = 9.21±0.20 Pour le calcul de ces valeurs nous avons fait la moyenne entre les deux dernières manipulations pour chaque acide. La première opération avait uniquement comme but de déterminer la position du point d équivalence, par conséquent la valeur trouvée ne peut pas être incluse dans la moyenne puisque sa valeur est trop approximative. Nous avons uniquement pu déterminer ces valeurs à l aide de nos graphes. Les valeurs trouvées proviennent de la méthode des cercles tangents. Il est recommandé d utiliser cette méthode pour les courbes symétriques et d utiliser la méthode des tangentes parallèles pour le cas non symétrique. Dans notre cas, nous n avons pas pu déterminer s il s agissait ou non de courbes symétriques, mais nous avons remarqué que la différence entre une méthode ou l autre était très peu significative, quand on pense que de toute façon que ce soit l une ou l autre méthode, les cercles ou les tangentes sont placées à l œil. Il nous est par conséquent très difficile de déterminer avec précision la valeur des incertitudes. Nous avons alors estimé très grossièrement la plage d erreur du point d équivalence (sur la graphe) auquel nous avons cumulé l erreur de nos résultats. L allure des graphiques est comparable à celle que l on peut trouver dans la littérature ou tout simplement dans notre polycopié. On peut donc conclure que notre méthode nous permet d avoir une très bonne approximation du phénomène et nous permet de déterminer très approximativement la position du point d équivalence. Des outils mathématiques plus puissants ou encore un dosage plus fin de la solution titrante pourrait aider à une meilleure précision, surtout pour la position exacte du point d équivalence. Précédemment, nous avons conclu que l eau ajoutée pour laisser la tête de l électrode dans le liquide ne modifiait pas la position de l équilibre. C est en effet exact, cependant on peut constater que le graphe dépend un petit peu quand même de la quantité d eau ajoutée. La partie gauche spécialement. On peut constater ceci sur les graphes. Par exemple, entre les deux derniers graphe du titre du vinaigre, on voit que le point d inflexion à gauche est moins prononcé sur la deuxième manipulation. On peut faire le même commentaire pour les deux derniers graphes du titre de HCl. Ces variations restent minimes, puisque nous avons tenté de minimiser la quantité d eau ajoutée Titre de HCl C est le cas d un acide fort titré par une base forte. Comme l acide, la base est forte, on a donc une dissociation totale dans l eau : AH (aq) A (aq) + H + (aq) (A étant l acide) B (aq) BH + (aq) + OH (aq) (B étant la base) Et en combinant le produit des deux réactions : A (aq) + BH + (aq) + H + (aq) + OH (aq) A (aq) + BH + (aq) + H 2 O

12 On voit que jusqu au point d équivalence, on peut parler de réaction de neutralisation avec production d eau, voir de neutralisation totale si on a des quantités stoechiométriques égales ([BH + ] = [A ]). En d autres termes, le point d équivalence sera situé à un ph de 7 (neutre). Dans notre cas, on a donc une moyenne un peu trop élevée. Cependant l ordre de grandeur reste conservé. Concernant la concentration, on prend le volume de NaOH ajouté, on calcule le nombre mol au point d équivalence, ce dernier est égal au nombre de mol d acide fort consommé, puisqu on arrive à la fin de la réaction de neutralisation (quantités équivalentes du point de vue stoechiométrique). Puis on divise la quantité d acide par le volume initial, d où l on déduit la concentration. Dans notre cas, nous arrivons à un résultat de 0.104±0.003 M. Si nous comparons cette valeur avec la valeur théorique estimée, soit 0.100±0.001 M, on peut une fois de plus qualifier nos résultats de tout à fait corrects, même si le résultat pratique n englobe pas la valeur théorique. Pour le calcul des incertitudes, nous avons estimé une incertitude de M sur la concentration de NaOH, et 0.2 [ml] sur le volume. Nous avons utilisé du bleu de bromothymol comme indicateur coloré. La variation de couleur de la solution est apparue au même moment que de la brutale variation du ph de l appareil de mesure. La solution est passée d un jaune pâle à un bleu clair en fin de titrage Titre de CH 3 COOH Pour le cas du vinaigre, nous avons affaire à une solution tampon. Une solution tampon est une solution dont la composition est telle que son ph varie peu, soit par addition de petites quantités d acide ou de base, soit par dilution. On peut alors facilement deviner qu une solution d acide ou base forte ne constitue pas une bonne solution tampon (le ph des ces solutions dépend beaucoup de la concentration). En général les solutions tampon sont faites à partir d acide ou base faible, souvent avec la base ou l acide conjugué. Nous avons titré une solution de vinaigre (acide acétique). La concentration théorique du vinaigre est de 0.75±0.01 M. En effet, étant donné sa masse volumique (45 [g/l]) ainsi que sa masse molaire qui est de 60 [g], on déduit le 0.75±0.01 M. Puis, nous avions dilué la solution 10 fois, ce qui nous ramène à une concentration théorique pour l échantillon de 7.5± M (cf. étiquette de la bouteille de vinaigre). On a un acide faible. Contrairement à l acide fort, il ne se dissoudra alors pas entièrement dans l eau et il faudra respecter la réaction : CH 3 COOH CH 3 COO + H + On définit le degré d acidité (pka), pka = + [ H ][ CH COO ] [ CH COOH ] Ou alors pour un acide quelconque : AH (aq) A (aq) + H + (aq) (A étant l acide) [ H ][ A ] pka = (1) [ AH ] Par conséquent, plus la base est ajoutée, plus des OH (aq) sont ajoutés. Du H + (aq) sera consommé et de l eau produite (réaction de neutralisation). Alors, selon le prince de Le Chatelier, l équilibre sera de plus en plus déplacé vers la droite, donc après un certain volume de base ajoutée, quand l équilibre sera presque entièrement à droite, la solution imitera la courbe de titrage d un acide fort. Après ce volume de base ajouté, le ph sera alors déjà plus élevé, quand le comportement d un acide fort se produira. Il s ensuit que le point d équivalence se situera plus haut que pour un acide fort (PE d un acide fort, ph = 7). Notre résultat est de 9.21±0.20, soit une valeur nettement plus élevée que le ph neutre (=7). On peut même comparer cette valeur avec la valeur déduite durant notre premier

13 titrage (acide fort titré par une base forte), où le ph du point d équivalence était de 7.66±0.20. Dans le cas où nous aurions répété les mêmes erreurs pour notre deuxième série de titrages que pour la première, on remarque que la valeur du ph du premier point d équivalence est nettement plus faible que pour l acide faible. Concernant la courbe, il nous reste à analyser la première partie du graphe, jusqu au point d équivalence. On constate que le ph au début est déjà relativement élevé (un ph supérieur à 4.5), contrairement au cas de l acide fort, on remarque ici une différence significative d un acide faible. De plus on vois que ce ph, dans après les premières gouttes de base ajoutées, augmente plus rapidement que pour l acide fort. Puis, après cette petite pente, on constate que le ph varie à nouveau très peu. Après une légère augmentation au début, la courbe est assez plate. Ceci correspond à une zone de solution tampon. Ainsi, lorsque le volume de base ajoutée correspond à la moitié du volume du point d équivalence (PE), le rapport entre la concentration d acide ([HA]) et celle de sa base conjuguée ([A - ]) vaut 1. Par conséquent le rapport entre Enfin, on voit encore un premier point d inflexion. Celui-ci se situe au demi volume du point d équivalence. Similaire au point d équivalence où on a [BH + ] = [A ], on a pour ce point d inflexion : [AH] = [A ]. Il s ensuit que (par la définition (1)) que le pka correspond au ph de la solution en ce point (pka = [H + ] = ph). Dans notre cas, pour le demi point d équivalence on aura alors que [CH 3 COOH] = [CH 3 COO ] et pk a = ph = 5.56±0.20 (défini graphiquement). Le pk a de la littérature est de 4.75, selon Formulaires et Tables page 223 édition Il y a visiblement erreur de mesure. Puisque notre valeur s écarte presque d une unité ph de la valeur théorique. Nous allons tenter d expliquer cela par le biais de notre chapitre 4 Erreurs de mesure. La courbe de titrage d un acide faible possède la propriété d avoir un point d inflexion au point de demi équivalence (celui où l on a déterminée pka). On constate en effet sur nos graphes que la moitié du volume d équivalence correspond bien à l abscisse d un point d inflexion du graphe. On peut alors affirmer que nos résultats restent cohérents dans l erreur. En effet la valeur du pka est erronée, mais on trouve cette valeur par deux méthodes différentes. Notre manipulation reste cependant une très bonne approximation pour déterminer l allure du graphe. Pour la suite, au point d équivalence : [CH 3 COO ] = [NaOH] ajouté, CH 3 COOH étant entièrement consommé. Au début, la réaction n était pas complète, à ce point d équivalence, on peut regarder toute la réaction comme si on avait eu un acide fort. On constate que l allure du graphe après le point d équivalence ressemble beaucoup à celle d un titrage d acide fort. On peut alors dire que le nombre de mol de NaOH ajouté est égale au nombre de mol de CH 3 COOH consommé, par la relation précédente. Alors, nombre de mol de NaOH ajouté = V éq (volume de NaOH ajouté au point d équivalence) * 0.1 M (Molarité de NaOH) = 8.05± [mol]. C est le nombre de mol de NaOH ajoutés au point d équivalence, et donc il est égal au nombre de mol de CH 3 COOH. On déduit donc la concentration initiale de vinaigre en divisant cette valeur par le volume initial de solution de vinaigre, soit 10 [ml]. On obtient alors une concentration expérimentale de 8.05± M. Si on compare cette valeur avec la valeur théorique (7.5± M) on déduit que les valeurs sont relativement proches. L ordre de grandeur est tout à fait respecté, cependant notre valeur est tout de même supérieure à celle déterminée théoriquement. Le résultat ne peut pas uniquement être expliqué par des erreurs de mesures, ou alors les erreurs de mesure ont été mal estimées. Nous avons utilisé de la phénophtaléine comme indicateur coloré. La variation de couleur de la solution est apparue au même moment que de la brutale variation du ph de l appareil de mesure. La solution est passée d une couleur incolore à un violet intense

14 3.7.2 Bibliographie Pour le complément d informations, nous avons fait appel aux pages de «Chimie Générale pour ingénieur» - C. Friedli. 4. Erreurs de mesure 4.1 Causes des erreurs Lors de notre manipulation les facteurs suivants sont entrés en jeu et on vraisemblablement altéré nos résultats. Tout d abord, nous avons constaté que lorsqu un s approchait du point d équivalence, la valeur indiquée par le ph-mètre changeait constamment et qu il était pas conséquent difficile de savoir si la valeur affichée correspondait réellement au ph de la solution. Ceci explique la raison de l élévation des incertitudes sur le ph autour du point d équivalence. Deuxièmement, il nous est très difficile de déterminer avec précision la concentration de la solution titrante. En effet une valeur nous a été communiquée mais nous n avons fait qu estimer l incertitude sur cette valeur comme étant : 0.100±0.001 M. L incertitude sur la concentration théorique de vinaigre (voir étiquette), a été estimée à 0.01 M. Concernant le matériel, nous avons eu quelques problèmes, notamment avec la burette. Cette dernière était mal nettoyée et une petite poche d air s est glissée à l intérieur. Nous ne pouvons qu espérer que le volume d air emprisonné à l intérieur soit resté contant au fil de l expérience. L électrode du ph-mètre nous a peutêtre aussi induit à la faute. En effet il nous est difficile de savoir si cette dernière était réellement propre, ou si des résidus de substances précédemment utilisées subsistaient, induisant ainsi la machine à l erreur. Concernant la burette, une autre source d erreur peut avoir altéré nos résultats. Lorsque nous ouvrions le robinet, le liquide sortait, mais lors de la fermeture, une partie du liquide restait pendu au bout de la burette sous forme de goutte. Par conséquent sur la burette on pouvait lire que la goutte était tombée, alors qu elle n était pas encore dans le Becher. Dans certains cas, une seule goutte aurait pu faire basculer le ph de façon très significative (autour du point d équivalence spécialement). Sur les graphes, nous avons affiché les incertitudes sur le volume. Nous avons jugé inutile d afficher les incertitudes sur le ph, qui n apportait que très peu d informations utiles supplémentaires aux graphes. Concernant les indicateurs colorés, on peut raisonnablement penser que ces derniers n ont en rien, à noter échelle, altéré les résultats de l expérience. C est pour cette raison que nous ne les avons pas inclus dans les incertitudes Erreurs systématiques (exactitude) Précision du ph Mètre : Concernant cette valeur nous avons une remarque. Nous n avons pas re-étalonné l appareil après chaque titrage. Nous avons par conséquent inclus dans l erreur de mesure du ph mètre cette erreur de manipulation. Le niveau de la burette a été ajusté à la main (à l aide du robinet), et de plus, comme indiqué précédemment, toute une série d imprécisions nous mène à une incertitude sur le volume de 0.1 [ml]. En cumulant l incertitude sur le ph mètre, ainsi que les incertitudes détaillées dans la partie 5.1, on estime l erreur sur le ph à ± Erreurs aléatoires (fidélité) Dans ce TP nous n avons pas eu, à notre connaissance, affaire à ce type d erreurs Sensibilité Les sensibilités ont déjà été évoquées précédemment concernant le ph-mètre. La burette affiche la valeur exacte du volume à 20 [ C], et sa sensibilité est de 0.03 [ml]. Cette incertitude est comprise dans noter remarque concernant les erreurs systématiques sur le volume. 5.0 Conclusion Nous sommes à présent capables, à l aide de cette méthode, de titrer un acide (fort ou faible), d en déduire sa concentration initiale et, s il s agit d un acide faible de déterminer sa constante d acidité (pka)