Acides & Bases Travail Pratique de 1ère année, Université de Genève, Science II, Laboratoire H. 8 octobre 2010 Romain Laverrière & Stéphane Dierickx romainl0@etu.unige.ch dierick0@etu.unige.ch Groupe 15 Résumé Le but de se TP est de découvrir les propriétés fondamentales des acides et des bases afin de les utiliser au finale pour retrouver la concentration en acide acétique d un échantillon de vinaigre donné. Introduction Il faut d abord définir ce qu est un acide et une base. Il existe deux théories concernant les acides et les bases, la première énoncée par Brønsted et Lowry en 1923 dit que toute espèce pouvant libérer un ou plusieurs protons est un acide et que toute espèce pouvant capter un ou plusieurs protons est une base.!"(!"#$% 1) +!(!"#$2) =!! (!"#$1) +!"! (!"#$%2) La seconde, énoncée la même année par Lewis dit qu un acide Lewis est un accepteur de doublets et donc ayant une orbitale vide et une base de Lewis est un donneur de doublets, tout en ayant un doublet libre. Par exemple :!! +! =!"! Dans les deux cas il existe un couple entre les acides et les bases, un acide aura sa base conjuguée et viceversa. (Par exemple CH 3 COO - est la base conjuguée de CH 3 COOH) Il existe d ailleurs deux classes d acide-base, les forts qui se dissocient totalement en solution aqueuse et les faibles qui ne se dissocient pas totalement. Nous avons aussi vu le principe de solution tampon qui résulte d un mélange entre un acide et sa base conjuguée. Sa propriété est qu elle se maintient à peu près à son ph initial malgré l ajout d un peu d un autre acide ou d une autre base. Le ph est égal au Pk a de l acide utilisé. (par exemple une solution tampon acide acétique/acétate a un ph de 4.76 (Pka CH3COOH = 4.76 (à 298K)). - 1-
Méthodologie & résultats : Comportement des acides et bases : Préparer d abords plusieurs solutions comme indiqué dans les tableaux suivants : Par solubilisation : Molécule molaire [g/mol] finale final nécessaire 1 [g] pesée [g] NaOH 39.997 1 0.25 9.999 10.0685±0.0001 Na 2 CO 3 105.988 0.1 0.01 0.105988 0.1060±0.0001 1 masse calculée grâce à la formule suivante : m = C x V x MM Tableau 1 : préparation de solution par solubilisation Par dilution : Molécule molaire [g/mol] initiale finale final à prélever 2 NaOH 39.997 1 0.1 1 0.1 HCl 36.458 4 0.1 1 0.025 CH 3 COOH 60.052 4 0.08 0.25 0.005 NH 3 17.031 4 0.1 0.1 0.0025 Na 2 S 78.046 0.2 0.01 0.02 0.001 2 volume calculé grâce à la formule suivante : V prélevé = C f x V f / C i Tableau 2 : préparation de solution par dilution Estimer ensuite le ph des solutions (sous forme liquide et gazeux) grâce au papier indicateur. Les résultats sont ainsi inscrit dans le tableau suivant : NaOH HCl CH 3 COOH NH 3 Na 2 CO 3 Na 2 S ph liq 13 1 3.5 9 ~11 10 ph gaz - - 4 10 - - Tableau 3 : ph des solutions - 2-
Introduire 2 [ml] des solutions d acide chlorhydrique (HCl ) 0.1 M, d acide acétique (CH 3 COOH) 0.1 M, de carbonate de sodium (Na 2 CO 3 ) 0.1 M, d ammoniaque (NH 3 ) 0.1 M et de sulfure de sodium (Na 2 S) 0.01 M dans dans 3x5 éprouvettes distinctes. Garder une éprouvette de chaque solution comme référence (rien ajouter dedans). Ajouter dans la deuxième éprouvette de HCl 1[ml] de NaOH 0.1 M et dans la troisième 3[ml]. Ajouter dans la deuxième éprouvette de CH 3 COOH 3 [ml] de HCl 0.1 M et dans la troisième 3 [ml] de NaOH 0.1 M. Ajouter dans la deuxième éprouvette de Na 2 CO 3 1 [ml] de HCl 0.1 M et dans la troisième 3 [ml]. Ajouter dans la deuxième éprouvette de NH 3 3 [ml] de HCl 0.1 M et 3 [ml] de NaOH 0.1 M dans la troisième. Finalement, ajouter dans la deuxième éprouvette de Na 2 S 1 [ml] de HCl 0.1 M et 3 [ml] dans la troisième. Le tableau suivant montre les résultats : ajout ph liq ph gaz HCl 2 [ml] - 2-1 [ml] NaOH 6-3 [ml] NaOH 8 - CH 3 COOH 2 [ml] - 4-3 [ml] HCl 3-3 [ml] NaOH 7 - Na 2 CO 3 2 [ml] - 10-1 [ml] HCl 8-3 [ml] HCl 6 - NH 3 2 [ml] - 9 10 3 [ml] HCl 7-3 [ml] NaOH 10 11 Na 2 S 2 [ml] - 10-1 [ml] HCl 8-3 [ml] HCl 6 - Tableau 3 : ph de solutions mélangées Les solutions tampon et les indicateurs Préparer un tampon de 100 [ml] de dihydrogénophosphate de sodium (Na 2 HPO 4 ) 0.01 M et d hydrogénophosphate de sodium (NaH 2 PO 4 ) 0.01 M ainsi qu un tampon de 100 [ml] d acide chlorhydrique (HCl) 0.01 M et d ammoniaque (NH 3 ) 0.02 M, comme indiqué dans les tableaux suivants : Molécule molaire [g/mol] final à prélever 3 [g] prélevée [g] Na 2 HPO 4 12H 2 O 358.154 0.01 0.1 0.3581 0.3581±0.0001 ~7 NaH 2 PO 4 2H 2 O 156.012 0.01 0.1 0.1560 0.1559±0.0001 3 masse calculée selon l équation suivante : m = MM x C x V ph Tableau 4 : Préparation du tampon phosphate - 3-
final initiale finale HCl 0.1 0.01 0.1 NH3 0.1 0.02 0.1 4 volume calculé grâce à l équation suivante : V = Vf x Cf /Ci Molécule à prélever4 0.01 0.02 ph ~9 Tableau 5 : Préparation du tampon ammoniaqueal Mélanger ensuite 10 [ml] de NaOH 0.1 M avec 25 [ml] de CH3COOH 0.08 M et compléter avec de l eau pour obtenir 100 [ml] d un tampon acétate (ph = ~5). Vérifier la bonne fonctionnalité du tampon phosphate : 1) 2) 3) 4) 5 [ml] de tampon phosphate 5 [ml] de tampon phosphate 5 [ml] d eau du robinet 5 [ml] d eau du robinet + + + + une goutte de HCL une goutte de NaOH une goutte de HCL une goutte de NaOH => ph = ~7 => ph = ~7 => ph = ~6.5 => ph = ~7 Comportement des indicateurs : Un indicateur est une solution d une molécule complexe ayant la propriété de changer de couleur en fonction du ph ambiant du à la protonation ou la déprotonation de celle-ci. Observer donc le comportement des 4 indicateurs synthétique (Méthylorange, Phénolphtaléine, Bleu de bromothymol et Bleu de thymol) ainsi que des 2 indicateurs naturels (Chou rouge et Thé noir) avec une base forte (NaOH), une base faible (NH3), un acide faible (CH3COOH), un acide fort (HCl) et un tampon phosphate. Les résultats représentés par les images qui suivent : (De gauche à droite : HCl, CH3COOH, tampon phosphate, NH3, NaOH). Méthyleorange Phénolphtaléine Bleu de bromothymol Bleu de thiol Chou rouge Thé noir - 4-
Préparation de solution étalons Préparer une solution de 100 ml de borax (Na 2 B 4 O 7 ) 0.1 M (appelé étalon primaire) par dissolution. La masse à pesée est calculée grâce au tableau suivant : Nom molaire [g/mol] réelle 5 [g] pesée [g] Borax 381.367 0.1 0.1 0.0999 3.81367 3.8165±0.0001 8-9 5 réelle relative à la masse pesée. ph Tableau 6 : Préparation du borax Préparer de l acide chlorhydrique 0.1 M (= étalon secondaire) dans une burette de 50 [ml], puis pipeter exactement 10 [ml] de la solution borax dans un bêcher de 100 [ml]. Ajouter ~20 [ml] d eau déminéralisée, un agitateur magnétique et quelques gouttes de bleu de bromothymol. Titrer enfin cette solution avec celle contenue dans la burette (HCl 0.1 M) en prenant soin de mélanger continuellement la solution grâce à l agitateur magnétique et répéter la procédure 5-6 fois. Le principe de titrage consiste à ajouter un certain volume d acide (ou base) dont la concentration est connue dans un certain volume de base (ou acide) jusqu à la juste neutralisation de cette dernière qui est observable macroscopiquement par le changement de couleur de l indicateur, préalablement ajouté. En connaissant le volume nécessaire d acide (ou base) pour neutraliser la base (ou acide), il est possible de retrouver la concentration recherchée de la base. Les résultats des titrages sont répertoriés dans le tableau suivant : Numéro d'expérience de borax (mol/l) de borax (ml) HCL utilisé (ml) de HCL 6 (mol/l) 1 0.0999 10 21.2 0.09424528 2 0.0999 10 21.3 0.09380282 3 0.0999 10 21.1 0.09469194 4 0.0999 10 21.3 0.09380282 5 0.0999 10 21.4 0.09336449 6 0.0999 10 21.2 0.09424528 moyenne 0.09402544 Ecart type 0.00046408 CV 0.00493573 6 La concentration de HCl est donnée par la formule suivante : C HCl = 2 x C borax x V borax /V HCl Tableau 7 : Titrage de HCl - 5-
Préparer maintenant dans un bêcher de 100 [ml], 25 [ml] de NaOH et ajouter à cela ~20 [ml] d eau et quelques gouttes de bleu de bromothymol. Titrer cette solution selon la même méthode qu auparavant (HCl dans la burette, répéter 5-6 fois). Les résultats sont répertoriés dans le tableau suivant : Numéro d expérience de HCl (mol/l) NaOH (mol/l) HCl (ml) de NaOH 7 (mol/l) 1 0.09402544 25 33.2 0.12486578 2 0.09402544 25 33.2 0.12486578 3 0.09402544 25 33.2 0.12486578 4 0.09402544 25 33.3 0.12524189 5 0.09402544 25 33.3 0.12524189 6 0.09402544 25 33.2 0.12486578 moyenne 0.12499115 Ecart type 0.00019422 CV 0.00155385 7 La concentration de NaOH est calculée suivant la formule : C NaOH = C HCl x V HCl / V NaOH Titrage quantitatif Tableau 8 : Titrage de NaOH Préparer maintenant une solution de 25 [ml] d acide acétique 0.08 M dilué avec ~20 [ml] d eau dans un bêcher de 100 [ml]. Ajouter à cela quelques gouttes de phénolphtaléine. Titrer par la solution standardisée de NaOH et répéter la procédure 2 fois. Les résultats sont répertoriés dans le tableau suivant : Numéro d expérience de NaOH (mol/l) CH 3 COOH (mol/l) NaOH (ml) de CH 3 COOH 8 (mol/l) 1 0.12499115 25 15.4 0.07699455 2 0.12499115 25 15.4 0.07699455 moyenne 0.07699455 Ecart type 0 CV 0 8 La concentration de CH 3 COOH est calculée suivant la formule : C CH3COOH = C NaOH x V NaOH / V CH3COOH Tableau 9 : Titrage de CH 3 COOH - 6-
Enfin, déterminer la concentration d acide acétique dans le vinaigre (échantillon III). Pour se faire, pipeter 2 [ml] de l échantillon dans un bêcher de 100 [ml], ajouter ~20 [ml] d eau et quelques gouttes de phénolphtaléine. Titrer cette solution par la solution d hydroxyde de sodium standardisée selon la méthode usuelle. Répéter l opération aussi souvent que l appréciation de la précision le demande. Les résultats sont répertoriés dans le tableau suivant : Numéro d expérience concentration de NaOH (mol/l) volume vinaigre (mol/l) volume NaOH (ml) du vinaigre 9 (mol/l) 1 0.12499115 2 9.3 0.58120885 2 0.12499115 2 9.4 0.58745841 3 0.12499115 2 9.5 0.59370796 4 0.12499115 2 9.3 0.58120885 5 0.12499115 2 9.3 0.58120885 6 0.12499115 2 9.3 0.58120885 moyenne 0.58433363 Ecart type 0.00522875 CV 0.00894824 9 La formule utilisée est la même que celle utilisée pour le calcul de la concentration de CH 3 COOH. molaire de CH 3 COOH (g/mol): massique de CH 3 COOH dans le vinaigre (g/l) : 60.052 35.0904029 Tableau 10 : Titrage du vinaigre (III) Observations des résultats : En ce qui concerne les indicateurs synthétiques, nous observons un ou plusieurs (selon l indicateur) changement de couleur net. Les indicateurs naturels sont quant à eux beaucoup moins précis. En ce qui concerne les titrages, les résultats sont indiqués sur les tableaux (regarder la valeur moyenne obtenue). Nous avons comparé les valeurs obtenues et les valeurs théoriques de chaque solution, respectivement : Solution Erreur Commentaire HCl ~6% Il s agit d une erreur relativement restreinte NaOH ~20% C est surement du a une évaporation partielle de l eau malgré nos précautions CH 3 COOH ~3.75% Il s agit d une erreur relativement restreinte Vinaigre* ~30% *erreur calculée en fonction de la valeur théorique donnée, ce qui varie d un échantillon à l autre, cependant l ordre grandeur y est. Conclusion : Nous avons pu effectuer les objectifs cités dans le résumé. - 7-
Questions : 1)!!!"!!"! = 105.998 [!!"# ] ð!"#$ 0.1! 10!" 10.5.998 0.1 0.01 = 0.105998! 2)!.!!!! 0.1! = 2.5 10!!! = 25!" 3)!" +!"!"#$%&' ð!!! =!!!!!!!! =!(!!!! ) ð!! =!!!!!!!! 4)!" =!! (!"# + log!! ) 5) Car l eau pouvant s évaporer, la solution va devenir de plus en plus basique. - 8-