Acides et Bases. Daniel Abegg. Alexandre Dumoulin. Université de Genève, Science II, Laboratoire G. Groupe novembre 2006

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1 Acides et Bases Daniel Abegg Alexandre Dumoulin Université de Genève, Science II, Laboratoire G Groupe 7 14 novembre 2006 Résumé Les solutions résultantes d un mélange d un acide et d une bases sont utilisés pour trouver précisément la concentration de solution. Il existe des acides forts et des acides faible. On peut les distinguer par leurs dissociation dans l H 2 O. Un acide fort se dissoudra complêtement, à l opposé les acides faibles ne se dissocieront pas complètement. S il existe des acides forts et faibles, il en est de mêmes pour les bases et avec les mêmes règles. Les bases libèrent le ion hydroxyde (OH ), à l inverse des acides qui eux libèrent le ion hydronium (H 3 O + ). Chez les bases, il existe des bases conjuguées. Par exemple le NH 3, qui quand est dilué dans l H 2 O se transforme en NH 4 + (en arrachant un H + à l H 2 O) et puis le ion NH 4 + qui est dans l eau se retransforme en NH 3 en libérant des ions H 3 O +, qui sont ceux des acides. La formation d un acide ou d une base est déterminé par la nature de l élément. Un métal oxydé mis dans l eau donnera une base et un non-métal, un acide. Il y a aussi des acides et des bases qui ne proviennent pas d oxydes. Ils s appellent les hybrides, et les plus connus sont le NH 3 et l H 2 O. Une notion importante chez les acides et bases est le ph. Il sert à calculer la concentration des ions H 3 O + dans une solution. Plus le ph est bas (0-6) plus la solution est acide, et plus le ph est haut (8-14) plus la solution est basique. Le ph de 7 est celui où la solution est neutre, c est-à-dire le point d équivalence entre acide et base. Ce point correspond au rapport stœquiométrique. Pour mesurer le ph d une solution ont utilise un indicateur, qui nous permet de différencier un acide d une base par la couleur qui change selon le milieu. Le principe du titrage d une solution et de mélanger 2 solutions différentes pour trouver leurs concentrations. Pour faire ce ci il faut connaître la molarité exact d une des solutions (étalon primaire), ajouter quelques gouttes d indicateur et ajouter la 2ème solution (étalon secondaire) dont on recherche la concentration. Les solutions tampons sont un mélange entre des acides et des bases faibles ainsi que de leurs sels ou de 2 sels différents. Leur utilitée principale est qu il ne varient relativement pas de ph, il peuvent donc absorber une large quantité d acide ou de base forte. 1

2 Introduction Dans un premier temps nous allons calculer le ph de divers solutions et nous allons les mélanger pour voir s il y a des odeurs qui apparaissent ou disparaissent. Puis nous allons tester l invariance d un tampon. Dans un autre chapitre nous observerons les variations de couleur de différents indicateurs. Naturellement nous ferons des titrages de plusieurs solutions. Méthodologie Comportement des acides et bases Prise de 25 [ml] de N aoh 4M et mise dans un ballon jaugé de 1000 [ml], puis ajout d H 2 O dém. Mise en flacon plastique et étiqueté : NaOH 0.1M. Le ph est de 12. Mise de 200 [ml] H 2 O dém dans un ballon jaugé de 1000 [ml]. Prise de 25 [ml] de HCl 4M et mise dans le ballon puis ajout d H 2 O dém. La solution est mise dans un flacon plastique et étiqueté : HCl 0.1M. Son ph affiche la valeur de 1. Nous introduisons 6 [ml] de CH 3 COOH 4M dans un ballon jaugé de 250 [ml] et nous diluons avec de l H 2 O dém. Mise en flacon plastique et étiqueté : CH 3 COOH 0.1M. Le ph est égal à 2.5. Le CH 3 COOH comme tel. est du vinaigre et sent Mise de 2.5 [ml] de NH 3 4M dans un ballon jaugé de 100 [ml] et dilution avec H 2 O dém. Nous étiquetons le ballon : NH 3 0.1M. Le ph a une valeur de 8.5. Le NH 3 possède une odeur très forte qui est désagréable et agressive. Pesée du Na 2 CO 3 0.1M dans un bécher. m Na2 CO 3 = 0.107[g] Puis ajout d H 2 O dém et mise en ballon jaugé de 10 [ml] et étiqueté : Na 2 CO 3 0.1M. le ph prend des valeurs entre 9 et 10. Nous mettons 1 [ml] de Na 2 S 0.2M dans un ballon jaugé de 20 [ml], diluons avec de l H 2 O dém et étiquetons : Na 2 S 0.1M. Cette solution affiche un ph entre 8 et 9. Le Na 2 S sent le soufre. Dans aucunes des solutions ci-dessus, il n y a eu assez de gaz pour que l indicateur change. Mélanges Préparations des éprouvettes dans lesquels nous allons faire des mélanges avec les solutions ci-dessous. Éprouvettes Mélanges Odeur 1 HCl 2 [ml] rien 2 HCl 2 [ml] +NaOH 1[ml] rien 3 HCl 2 [ml] +NaOH 3[ml] rien HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (aq) Rien ne se passe car le NaCl est sous forme aqueuse (Na + et Cl ). 2

3 1 CH 3 COOH 2 [ml] vinaigre 2 CH 3 COOH 2 [ml]+hcl 3[ml] rien 3 CH 3 COOH 2 [ml]+naoh 3[ml] rien CH 3 COOH (aq) + HCl (aq) CH 3 COO (aq) + H 2O (aq) CH 3 COOH (aq) + NaOH (aq) CH 3 COONa (aq) + H 2 O (aq) Il n y a rien de formé visible. Le sel CH 3 COONa est en solution. 1 Na 2 CO 3 2 [ml] rien 2 Na 2 CO 3 2 [ml]+hcl 1[ml] rien 3 Na 2 CO 3 2 [ml]+hcl 3[ml] rien Na 2 CO 3(aq) + 2HCl (aq) 2NaCl (aq) + H 2 CO 3(aq) 1 NH 3 2 [ml] léger ammoniac 2 NH 3 2 [ml]+hcl 3[ml] ammoniac très légèrement 3 NH 3 2 [ml]+naoh 3[ml] rien NH 3(aq) + HCl (aq) NH 4 Cl (aq) NH 3(aq) + NaOH (aq) NH + 4(aq) + Na+ (aq) + OH (aq) L éprouvette 2 sent car il y a formation de NH 4 Cl aq 1 Na 2 S 2 [ml] soufré 2 Na 2 S 2 [ml]+hcl 1[ml] beaucoup soufré 3 Na 2 S 2 [ml]+hcl 3[ml] moins soufré Na 2 S (aq) + 2HCl (aq) 2NaCl (aq) + H 2 S (aq) Le H 2 S formé est détecté avec l odeur du soufre On peut déceler la présence de ions spécifiques par l odorat. Quand il y a l odeur, il y a présence du ou des ions en question. Les ions que nous avons détectés sont le NH + 4, le S et le CH 3 COO. Les solutions tampon et les indiacteurs m NaH2 P O 4 2H 2 O = 0.155[g] m Na2 HP O 4 12H 2 O = 0.359[g] Mélange des 2 sels et dilution avec H 2 O dém dans un ballon jaugé de 100 [ml]. La molarité est égale à C est le tampon phosphate, son ph vaut 7. Mélange de 10 [ml] de NaOH (0.1M) et de 20 [ml] de CH 3 COOH (0.1M) et dilution avec H 2 O dém dans un ballon de 100 [ml]. La molarité du NaOH vaut 0.01 et celle du CH 3 COOH C est le tampon acétate, son ph vaut 5. Mélange de 10 [ml] de HCl (0.1M) et de 20 [ml] de NH 3 (0.1M) et dilution avec H 2 O dém dans un ballon de 100 [ml]. La molarité du HCl vaut 0.01 et celle du NH C est le tampon ammoniacal, son ph vaut 9. 3

4 Comportement d une solution tampon Il est mis 5 [ml] du tampon phosphate dans 2 éprouvettes et 5 [ml] de l eau du robinet dans 2 autres éprouvettes. Leurs ph respectif est de 7. Nous mettons une goutte de HCl 0.1M dans une éprouvette de tampon et une dans l eau. Dans les 2 autres éprouvettes nous introduisons respectivement du N aoh 0.1M. ph eau+hcl = 6 ph eau+naoh = 8 ph tampon+hcl = 7 ph tampon+naoh = 7 Les solutions avec le tampon restent neutre, tandis que les 2 autres varient respectivement vers l acide et la base. Comportement des indicateurs synthétiques Nous introduisons dans les éprouvettes 5 [ml] de solution et ajoutons 2 gouttes de différents indicateur de ph. Indicateur Éprouvette Solution Couleur 1 N aoh 0.1M jaune-orange 2 Tampon A jaune-orange Méthylorange 3 Tampon B jaune-orange 4 Tampon C jaune-orange (plus foncé) 5 HCl 0.1M rouge 6 N aoh 0.1M pourpre 7 Tampon A légèrement pourpre Phénophtaléine 8 Tampon B incolore 9 Tampon C incolore 10 HCl 0.1M incolore 11 N aoh 0.1M bleu 12 Tampon A bleu Bleu de 13 Tampon B vert bromothymol 14 Tampon C jaune 15 HCl 0.1M jaune 16 N aoh 0.1M bleu 17 Tampon A légèrement bleu Bleu de thymol 18 Tampon B jaune (léger) 19 Tampon C jaune (léger) 20 HCl 0.1M rose-fuchia 21 N aoh 0.1M violet 22 Tampon A rose Alizarine 23 Tampon B rose clair 24 Tampon C jaune clair (indicateur) 25 HCl 0.1M jaune clair (indicateur) Tampon A = Tampon ammoniacal ; Tampon B = Tampon phosphate ; Tampon C = Tampon acétate 4

5 Comportement des indicateurs naturels Dilution (H 2 O dém ) et chauffage de petits morceaux de chou rouge dans un bécher et parallèlement nous chauffons de l H 2 O dém avec un sachet de thé noir et nous les refroidissons. Nous introduisons dans les éprouvettes 5 [ml] de solution et ajoutons 1 [ml] d indicateur de ph. Indicateur Éprouvette Solution Couleur 1 N aoh 0.1M jaune clair 2 Tampon A jaune très clair Chou rouge 3 Tampon B jaune-incolore 4 Tampon C rose très clair 5 HCl 0.1M rosé 6 N aoh 0.1M brun 7 Tampon A brun Thé noir 8 Tampon B brun-jaune 9 Tampon C jaune 10 HCl 0.1M jaune clair Préparation de solution étalons Standardisation du HCl m borax = 3.815[g] Dilution du borax (Na 2 B 4 O 7 10H 2 O) dans un ballon jaugé de 100 [ml]. La molarité du borax est de 0.1 et il possède un ph de 9. Calcul de la molarité exacte : M borax = = M Dans une burette nous introduisons 50 [ml] de HCl. Dans un bécher, 10 [ml] de borax sont dilués avec 20 [ml] d H 2 O dém, 2 gouttes de bleu de bormothymol sont ajoutés et un barreau magnétique. Le bécher est posé sur un agitateur et en dessous de la sortie du HCl. La solution est bleu et qui une fois est neutalisée vire au jaune très clair. Numéro de Concentration Volume de Volume de HCl Concentration l expérience de borax [mol/l] borax [ml] utilisé [ml] de HCl [mol/l] Moyenne Écart type CV Les valeurs du tirage du HCl 5

6 Standardisation du N aoh Insertion de 50 [ml] de HCl dans une burette. Mise de 25 [ml] de N aoh dans un bécher de 100 [ml], ajout de 15 [ml] d H 2 O dém, de 2 gouttes du bleu de bromothymol et d un barreau magnétique. Le tirage se fait de la même manière. La solution dans le bécher est bleu et qui lorsque est neutraliée vire à une goutte prêt au jaune clair. Numéro de Concentration Volume de Volume de HCl Concentration l expérience de HCl [mol/l] NaOH [ml] utilisé [ml] de NaOH [mol/l] Titrage quantitatif Titrage de l acide acétique 25 [ml] de CH 3 COOH (acide acétique) sont mis dans un Erlenmeyer de 100 [ml], dilué avec 25 [ml] d H 2 O dém. Ajout de 2 gouttes de phéolphtaléine et d un barreau magnétique. Dans la burette est inséré 50 [ml] de NaOH. La solution est incolore et passe au rose clair. Les volumes mesurés sont 26.1 et 25.9 [ml] de NaOH. La moyenne est de 26 [ml]. La concentration de l acide acétique est égale à : C CH3 COOH = 26[ml] 0.097M = M 25[ml] Moyenne Écart type CV Les valeurs du tirage du NaOH 6 Calcul d erreur de la molarité du CH 3 COOH : M 0.1M 0.1M 100 = 0.88% Dosage de l acide acétique dans le vinaigre Il y a dans le vinaigre environ 50 [g/l] d acide acétique. C CH3 COOH vinaigre = 50[g/l] = 0.833M V CH3 COOH vinaigre = 0.05[l] 0.097M 0.833M = 5.82[ml] Notre échantillon est le numéro 2 Mise de 50 [ml] de NaOH dans la burette. Dans un bécher nous mettons 2 [ml] de vinaigre, 20 [ml] d H 2 O dém, 2 gouttes de phénolphtaléine et un barreau magnétique. La solution est incolore et passe au rose clair.

7 Les 3 volumes mesurés sont 15.4, 15.3 et 15.3 [ml] de N aoh. La moyenne est de 15.3 [ml] de NaOH. La concentration de l acide acétique dans le vinaigre est égale à : C CH3 COOH vin = 15.3[ml] 0.097M = 0.744M 2[ml] 0.744M [g/mol] = 44.68[g/l] Calcul d erreur de la molarité du CH 3 COOH : 0.744M 0.833M 0.833M Discussion 100 = 10.68% Dans les mélanges acide-base que nous avons fait, nous observons que si la solution présente dans les 3 éprouvettes ne dégage pas d odeur initiale, le fait de rajouter de HCl ou du NaOH ne changera rien. Par contre si une solution a dès le début une odeur, l action de rajouter le HCl ou le N aoh fait varier l odeur. Notamment dans le cas du Na 2 S où l odeur du soufre s intensifie avec le HCl et diminue avec le NaOH. Mais une odeur initiale peut disparaître avec l ajout du HCl ou du NaOH. Il y a la cas où l odeur de départ reste avec le HCl, c est le cas pour le NH 3. Ceci est expliqué par le fait que le HCl+NH 3 donne le sel NH 4 Cl. A l opposé du NaOH où le NH 4 + reste en solution. Le tampon que nous avons testé en le comparant à l eau du robinet, nous a clairement montré le peu de variance du tampon par rapport à l eau, comme nous l avion prévu. Les indicateurs synthétiques que nous avons testés nous ont donnés de belles couleurs. Mais il na pas été facile de leurs donner un nom. Les 2 indicateurs naturels, ont donnés des meilleurs résultats car la variation de couleurs était plus explicite, particulièrement pour le thé noir où l ont voyait bien la variation de brun pour passez au jaune. Nous sommes fier de notre molarité du borax qui est la même que la valeur théorique. Pour la concentration du HCl et du NaOH, les pourcentages d erreur qui sont de 7 et de 3% se situent dans une norme acceptable. Tous comme la molarité de l acide acétique qui n a que 0.88% d erreur. Pour le dosage de l acide acétique dans le vinaigre nous avons remarqué que la concentration est 4.5 fois supérieur à l acide acétique tout seul. Nous avons donc décidé de diviser le volume de vinaigre (5.82 [ml]) par 3 pour éviter de devoir remplir une 2ème fois la burette pour neutraliser la solution. Notre concentration d acide acétique dans le vinaigre étant de [g/l], nous pensons qu elle est dans une norme acceptable (50±5.5 [g/l]). Conclusion L odeur des mélanges acide-bases a comme caractéristiques : s il n y a pas d odeur initial, il n y en aura pas avec le HCl et le NaHO. S il y a une odeur initiale, elle changera avec le HCl et ou le NaOH pour devenir soit plus prononcée soit pour être moins présente ou disparaître complètement. L indicateur qui montrait le plus de variance au niveau des couleur était le thé noir. Nous sommes satisfait de nos pourcentages d erreur, qui sont faibles. Les concentrations des divers solutions calculées nous donnent satisfaction. Nous avons bien assimilé les techniques pour identifer le ph d une solution déterminée et quand ce dernier viendrait à changer, ce qui est une méthode de titrage intéressante. 7

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