DÉTERMINATION DE LA CONCENTRATION

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1 Chimie GCI 190 Laboratoire 3 DÉTERMINATION DE LA CONCENTRATION D ACIDES ET DE BASES PAR TITRAGE ACIDO-BASIQUE OBJECTIFS Utiliser les concepts de base/acide fort et faible; Étalonner des solutions acides/basiques dont la concentration est inconnue; Préparer des solutions de concentration connue; Déterminer les pka d un acide polyfonctionnel. INTRODUCTION Étalonnage des acides forts à partir d une base polyfonctionnelle Les acides sont souvent étalonnés en titrant des masses connues de carbonate de calcium (Na 2 CO 3 ). Le carbonate est une base polyfonctionnelle. En solution, le carbonate réagit avec l eau pour former de l hydogénocarbonate (ph = 8.3), puis forme de l acide carbonique (ph = 3.8) selon les réactions à l équilibre suivantes : CO H 2 O HCO OH - HCO H 2 O H 2 CO 3 + OH - Mise à jour : Mars 2011 par TH Page 1

2 En se référant à ces équations, 1 mole de carbonate de calcium génère 2 moles de OH - qui réagissent avec les protons (H + ) libérés par les acides forts pour former de l eau. L ajout d un acide fort permettra, dans un premier temps, de favoriser la formation de HCO 3 -. Au moment où cet acide est l espèce dominante, le ph de la solution sera de 8.3. En ajoutant de l acide fort, le ph diminuera. L espèce qui deviendra dominante sera l acide carbonique. Lorsque tout le carbonate sera transformé en acide carbonique, le ph de la solution sera de 3.8. En connaissant la quantité de Na 2 CO 3 initialement utilisée, et le volume de solution de l acide fort ajouté, il est possible de déterminer la concentration en acide fort. Étalonnage d une base fortes à partir d un acide faible L hydrogénophtalate de potassium (C 8 H 5 KO 4, masse moléculaire = g/mol) une fois en solution se dissocie pour former : C 8 H 5 KO 4 (s) C 8 H 5 O 4 - (aq) + K + (aq) Le C 8 H 5 O 4 - est un acide faible qui se dissocie en solution selon C 8 H 5 O 4 - (aq) C 8 H 4 O 4 2- (aq) + H + (aq) Les ions hydroxyde réagiront de la base forte avec les protons libérés par cet acide. Lorsque tous les hydroxydes présents auront réagi, l espèce dominante sera la base conjuguée C 8 H 4 O 4 2- (aq). Le ph de la solution sera de 5.5. Indicateurs acido-basiques Les indicateurs acido-basiques sont des molécules qui ont la capacité de changer de couleur en fonction de l acidité du milieu dans lequel ils se retrouvent. La propriété qui lie couleur apparente et ph est appelée halochromisme. Cette propriété donne à ces indicateurs colorés une utilité en chimie. Ces indicateurs, sont des acides (ou des bases) faibles dont la forme non dissociée a une couleur différente de sa forme basique (ou acide). On peut représenter l équilibre d un indicateur acide (HIn) par l expression suivante : HIn In - + H + Où les espèces HIn et IN- ont des couleurs différentes. Le Tableau 1 présente les ph auxquels certains indicateurs changent de couleur. Mise à jour : Mars 2011 par TH Page 2

3 Tableau 1 : indicateurs acido-basiques couramment utilisés (tiré de Wikipedia) Mise à jour : Mars 2011 par TH Page 3

4 RAPPEL SUR LA THÉORIE Pour un acide monofonctionnel (HA) la réaction de dissociation est la suivante : HA + H 2 O A - + H 3 O + La constante d acidité (K A ) est donnée par : Et Hasselbalch : conséquemment, nous retrouvons l équation de Henderson- En y intégrant la définition du ph, nous obtenons l expression suivante : Lorsque l on ajoute une base forte (ex : NaOH) à un tel acide, il y a neutralisation selon l expression suivante : HA + OH - A - + H 2 O La Figure 1 illustre la courbe typique de la neutralisation d un acide par une base forte. Au point de demi-neutralisation (associé à la moitié du volume de base devant être ajouté pour neutraliser entièrement l acide), on retrouve une équivalence molaire de l acide (HA) et de sa base conjuguée (A - ). Au point de neutralisation, nous avons ajouté autant de base qu il y avait d acide dans le système initialement. À ce moment, la solution ne contient que la base conjuguée. Les Tableaux 2 à 4 présentent les bilans réactionnels de ces réactions. Mise à jour : Mars 2011 par TH Page 4

5 Le Figure 1 : Neutralisation d un acide monofonctionnel par une base forte. Le Tableau 2 présente le bilan réactionnel général associé à la réaction de neutralisation. Tableau 2 : Bilan de réaction de neutralisation (avant le point de neutralisation) Où n NaOH = [NaOH]*V NaOH Au point de demi-neutralisation, le nombre de moles de NaOH ajouté à la solution est égal à la moitié du nombre de moles initial d acide présent dans la solution (voir Tableau 3). Mise à jour : Mars 2011 par TH Page 5

6 Tableau 3 : Bilan de réaction de neutralisation (à la demi-neutralisation) Au point de neutralisation, le nombre de moles de NaOH ajouté à la réaction est le même que le nombre initial de HA présent en solution, tel que présenté au Tableau 4. Tableau 4 : Bilan de réaction de neutralisation (à la neutralisation) Pour sa part, un acide polyproptique (H n A, où n 2) comporte n groupements fonctionnels acides. Ce faisant, on retrouve plusieurs points de neutralisation lors du titrage d un tel acide par une base forte. Par exemple, un acide ayant trois groupements acides (ex : H 3 PO 4 ) se caractérise par une courbe de titrage similaire à celle présentée à la Figure 2. Figure 2 : Neutralisation d un acide polyprotique H 3 A par une base forte. Mise à jour : Mars 2011 par TH Page 6

7 Les constantes d acidité associées à un acide polyfonctionnel sont telles que K A1 >K A2 >K A3.>K An. Des bilans similaires à ceux réalisés pour l acide monoprotique peuvent être réalisés pour un acide présentant plusieurs fonctions acides. SÉCURITÉ 1. Le port de lunette est obligatoire 2. Le port de gant de protection est obligatoire 3. En cas d éclaboussure d acide ou de basse, bien rincer à l eau claire et aviser immédiatement le responsable du laboratoire PROCÉDURE 1. Étalonnage de l acide chlorhydrique 0,2M a. Pesez de 0,20 à 0,25g de carbonate de sodium (à ±0,1mg) dans un Erlenmeyer de 250 ml b. Ajouter 50 ml d eau distillée c. Ajouter 3 gouttes de bromocrésol vert d. Titrez avec le HCl jusqu à ce que la solution commence à virer du bleu au vert e. Faire bouillir 2 à 3 minutes f. La solution devrait revenir au bleu, si vous n êtes pas passé tout droit. Sinon, recommencer avec une nouvelle solution. g. Laisser refroidir et terminez le titrage, jusqu à l obtention d une solution bleue (répétez les étapes e à h) h. Calculer la concentration de HCl, connaissant la quantité de carbonate de sodium utilisée. 2. Préparation d une solution d hydroxyde de sodium à 0,2M a. Peser 4 grammes de NaOH b. Mettre dans un ballon jaugé de 500 ml c. Ajouter environ 100 ml d eau distillée bouillie et refroidie d. Dissoudre le NaOH e. Compléter à la ligne avec de l eau distillée 3. Étalonnage de la solution de NaOH a. Peser de 0,7 à 0,8g d hydrogénophtalate de potassium (à ± 0,1mg) dans un Erlenmeyer de 250 ml b. Ajouter de 50 à 75 ml d eau distillée c. Ajouter 2 gouttes de phénolphtaléine d. Titrez avec le NaOH jusqu à ce que la solution passe au rose et que la couleur persiste 30 secondes e. Calculez la concentration de la solution de NaOH Mise à jour : Mars 2011 par TH Page 7

8 4. Étalonnage de la solution de NaOH a. Pipetez 25 ml de la solution de NaOH b. Mettre dans un erlenmeyer de 250 ml c. Ajoutez 3 gouttes de phénolphtaléine d. Titrez avec la solution de HCl 0,2M e. Calculez la concentration du NaOH 5. Détermination des constantes d acidité de l acide phosphorique à l aide de NaOH a. Pipetez 50 ml d acide phosphorique dans un Erlenmeyer de 250 ml; b. Insérez l électrode du phmètre et un barreau magnétique dans l Erlenmeyer contenant l acide phosphorique. Prendre la lecture du ph initial; c. Remplir une burette avec la solution de NaOH; d. Ajouter graduellement 1 ml de la solution de NaOH dans la solution d acide. Lorsque les écarts de ph deviennent de plus en plus important (pour un même volume ajouté), ajoutez 0.05 ml (ou moins) de NaOH. Continuez le titrage jusqu à une valeur de ph de 11. e. Pour chaque point expérimental obtenu, rapportez vos résultats dans un tableau semblable à celui présenté en annexe à ce protocole. RÉDACTION DU RAPPORT DE LABORATOIRE La rédaction du rapport de laboratoire doit se faire selon les consignes présentées sur le site web du cours ( et inclure les éléments suivants : Quelles sont les concentrations réelles des solutions titrées? À partir de ces concentrations, déterminez le ph de ces solutions. Quelles sont les réactions de neutralisation impliquées? Précisez les réactions équilibrées. Pourquoi a-t-on choisi ces indicateurs acido-basiques? Aurait-on pu optimiser ce choix? Comment peut-on choisir théoriquement l indicateur adéquat pour un étalonnage donné? Avec les mêmes indicateurs, peut-on déterminer la concentration d une solution d acétate de sodium (NaCH 3 COO)? Pourquoi? Si non, quel autre indicateur utiliseriezvous? Fournir un tableau des lectures du ph pour différents volumes de NaOH ajoutés lors de la titration de l acide phosphorique; Tracez le graphique du ph en fonction du volume de NaOH ajouté; Mise à jour : Mars 2011 par TH Page 8

9 Tracez le graphique de la dérivée première ( ph/ V) en fonction du volume moyen de NaOH ajouté. (les maxima de ce graphique permettent de déterminer les volumes de neutralisation; Déterminez les pk A de l acide titré; Comparez les pk A obtenus avec les ph de demi-neutralisation; Comparez les valeurs des K A de l acide phosphorique avec celles tabulées dans votre livre. Mise à jour : Mars 2011 par TH Page 9

10 ANNEXE Prise des résultats Essai ph Volume de NaOH ajouté (ml) ph V (ml) ph/ ml (ml -1 ) V moyen (ml) exemple 1 3,96 0 exemple 2 3, , ,015 0,5 exemple 3 3, , ,004 1,5 exemple 4 4,121 2,5 0,142 0,5 0,284 2, Mise à jour : Mars 2011 par TH Page 10

11 Essai ph Volume de NaOH ajouté (ml) ph V (ml) ph/ ml (ml-1) Vmoyen (ml) Mise à jour : Mars 2011 par TH Page 11