Titrage acides-bases

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1 Titrage acides-bases Peter Schmidhauser, Julien Racle groupe 12 3 mai Objectif Pour ces premiers travaux pratiques de chimie, nous avons eectué le titrage de deux solutions diérentes (HCl et CH 3 COOH). Le titrage consiste à déterminer la concentration inconnue d'un acide (respectivement d'une base) en le mélangeant à une base (resp. un acide) dont nous connaissons préalablement la concentration. Pour ce faire, nous remplissons une burette avec la solution titrante (du NaOH dans notre cas), et nous la plaçons au-dessus d'un bécher contenant la solution titrée. Dans ce bécher, nous mettons également un ph-mètre qui nous permettra, par la suite, de suivre l'évolution du ph dans la solution titrée. Puis, le titrage peut commencer : nous faisons une première série de mesures en rajoutant ml par ml de la solution titrante dans le bécher et marquons, à chaque fois, la valeur du ph. Cette opération nous permet de trouver approximativement le point d'équivalence. Ensuite nous recommençons une deuxième série de mesures quasiment identiques, misà-part le fait qu'aux abords du point d'équivalence, nous ne rajoutions de la solution titrante que par pas de 0.1 ml, ce qui nous a permis de cerner plus précisément ce point d'équivalence tant recherché. 2 Préparation Nous avons tout d'abord dû étalonner le ph-mètre à l'aide d'une solution dont le ph était connu (4 puis 7). Une fois le ph-mètre opérationnel nous avons pu commencer l'expérience proprement dite. Pour les deux expériences nous avons rempli la burette de NaOH (de concentration environ 0.1 molaire ; la première expérience consistant à trouver cette valeur). 2.1 Première expérience : Nous avons prélevé 10 ml de HCl (0.1 M) et nous l'avons déversé dans un bécher. Puis nous l'avons dilué avec de l'eau distillée. Nous avons placé le ph-mètre dans cette solution 1

2 avec un indicateur (du bleu de bromotymol). Et ensuite, nous avons eectué les mesures décrites ci-dessus. Nous trouvons ces valeurs, ce qui nous permet de dessiner le graphique du ph en fonction des ml de NaOH : 1ères mesures 2èmes mesures 2èmes mesures (suite) NaOH [ml] : ph NaOH [ml] : ph NaOH [ml] : ph 0 : : : : : : : : : : : : 4 4 : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : 3.50 La couleur de notre indicateur coloré a changé entre 10.3 et 10.4 ml de NaOH ajoutés. On peut remarquer (en regardant le graphique et nos mesures) que le volume de NaOH au point d'équivalence est de 10.4 ml. L'équation de la réaction chimique qui se passe lors 2

3 du titrage est : HCl + NaOH + H 2 O 2H 2 O + Cl + Na + Au point d'équivalence, on a : [HCl] V HCl = [NaOH] V NaOH Donc [NaOH] = [HCl] V HCl = = 0.096M V NaOH 10.4 Calcul d'erreur : Pour les 10 ml de HCl, qu'on a pris, nous avons utilisé une pipette jaugée, dont la précision était de ± 0.02 ml ; et pour le volume de NaOH, on a utilisé une burette de précision ± 0.05 ml. De plus, on a considéré que l'erreur sur la concentration en HCl était de ± M (cette erreur est estimée, elle n'était pas écrite sur le acon ; elle est peut-être un peu trop élevée, mais ça compense le fait que nous n'avons pas pris en compte l'erreur sur le ph-mètre). Comme pour le calcul de la concentration de NaOH, la formule était une division, on utilise la formule : [NaOH] [NaOH] = [HCl] [HCl] ( V HCl V HCl + V NaOH V NaOH [NaOH] = ( ) [NaOH] = ) = M ce qui nous donne [NaOH] = 0.096M ± Nous nous rendons compte que la concentration de NaOH trouvée ne s'éloigne pas trop de la concentration réelle (qui était de 0.1 M). 2.2 Deuxième expérience : Pour commencer, l'expérience 2 est très semblable à celle du HCl, mis-à-part le fait que l'échantillon prélevé au départ était du vinaigre (une solution de CH 3 COOH), qui est un acide faible. Nous en avons prélevé 10 ml et l'avons dilué 10 fois avec de l'eau distillée. Nous avons ensuite pris 10 ml de ce nouveau mélange que nous avons mis dans le bécher. Puis la marche à suivre de l'expérience rejoint celle du HCl. (Nous avons pris de la phénolphtaléine à la place du bleu de bromotymol comme indicateur coloré, car la zone de virage du ph est un peu plus élevée que dans l'expérience précédente). Pour cette expérience, l'équation de la transformation est la suivante : CH 3 COOH + NaOH + H 2 O CH 3 COO + Na + + 2H 2 O Nous obtenons les valeurs suivantes : 3

4 1ères mesures 2èmes mesures 2èmes mesures (suite) NaOH [ml] : ph NaOH [ml] : ph NaOH [ml] : ph 0 : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : : 9.08 Cette fois-ci, l'indicateur change de couleur lorsqu'on a ajouté 7.4 ml de NaOH. En observant le graphique, on peut remarquer qu'il y a deux points d'inexions, ce qui est dû au fait que l'acide acétique est un acide faible. Le premier correspond au point de demi-équivalence (c'est à dire que [CH 3 COOH] = [CH 3 COO ] ) et le deuxième correspond au point d'équivalence. On peut remarquer qu'il a fallu ajouter 7.4 ml de NaOH jusqu'au point d'équivalence. En utilisant la même formule que pour la première expérience, on trouve alors que la 4

5 concentration de l'acide acétique est de [CH 3 COOH] = = 0.074M (On a pris que la concentration du NaOH valait 0.1M). Et après le même calcul d'erreur que pour l'autre expérience (on a pris une erreur sur la concentration en NaOH de ± 0.01M, qui est proche de celle trouvée dans la première expérience), on obtient : [CH 3 COOH] = M Avant de mettre le vinaigre dans le bécher, on l'avait dilué 10 fois, alors on trouve que la concentration en acide acétique dans le vinaigre est de : 10 (0.074 ± ) = 0.74M ± (Dans notre calcul d'erreur, nous n'avons pas pris en compte que le vinaigre n'était peut-être pas exactement dilué 10 fois, à cause de l'erreur de ± 0.12 ml du récipient (de 100 ml) dans lequel nous avions commencé par diluer ce vinaigre...). Maintenant, nous calculons la concentration théorique de l'acide acétique dans le vinaigre : Sur l'étiquette, c'est écrit qu'il y a 45g/L de CH 3 COOH. De plus, la masse molaire de l'acide acétique est de : Ce qui nous donne donc qu'il y a, dans le vinaigre, 0.75 M d'acide acétique. Et nous avions trouvé expérimentalement 0.74M ± 0.081, donc la valeur théorique est dans notre limite d'erreur (même assez proche). En regardant le premier point d'inexion du graphique (point G), on remarque, qu'à ce point, le ph est environ de 4.7, et à ce point de demi-équivalence, on a le pka = ph (pour un acide faible), donc le pka de cet acide vaut environ Conclusion Lors de ces travaux pratiques, nous avons réalisé le titrage de deux acides diérents et nous pouvons alors constater que les fabricants du vinaigre qu'on a testé ne nous ont pas menti en écrivant qu'il y avait 45g/L d'acide acétique dans leur bouteille. Les résultats qu'on a trouvé s'approchent assez des valeurs théoriques, mais il y a quand même certaines imprécisions qu'on ne peut pas éviter, dûes aux diérents appareils de mesure, mais aussi à notre vue, car il est des fois très dicile de savoir si le liquide est bien sur le trait ou s'il faudrait en rajouter encore un petit peu... Aussi, lors de nos mesures, le ph-mètre met un certain temps pour se stabiliser, alors il se peut que nous n'ayons pas toujours attendu assez longtemps pour obtenir la bonne valeur. De plus, nous n'avons malheureusement pas eu le temps de faire toutes les expériences, parce que, bien que ça n'en ait peut-être pas l'air, le titrage est une opération qui prend un certain temps et il faut faire plusieurs fois les mêmes mesures pour trouver un résultat plus précis. Et nous avons également dû, tout d'abord, nous habituer à ce matériel, qui nous était, auparavant, inconnu. 5