TP 3: Acides et Bases

Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
TP 3!: Acides/bases
5 Octobre 2007
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
TP 3!: Acides et Bases
1. RESUME
Ce TP nous a permis d’analyser les propriétés fondamentales des acides et des bases (pH,
équilibre ionique, réactions de neutralisation) et d’effectuer le titrage de l’acide acétique
contenu dans un échantillon de vinaigre afin d’en connaître sa concentration molaire précise.
2. INTRODUCTION
Ce travail pratique porte sur les réactions entre acides et bases et se compose de trois parties.
Elles permettant la bonne compréhension des propriétés de ces réactions et aboutissent à une
expérience essentielle en chimie!: le titrage d’une solution.
La première partie consiste en l’élaboration de solutions «!diluées!» d’acides et de
bases en partant de leur solution concentrée ou de leur sel. Une analyse des propriétés
physico-chimiques de ces solutions est établie (pH, réaction/équilibre ionique, gaz produit).
La seconde partie est consacrée aux solutions tampons et à leur action sur les acides et
les bases. Les réactions et leurs propriétés sont analysées grâce à des indicateurs synthétiques
ou naturels.
Enfin, la troisième partie est le titrage de l’acide acétique en solution diluée et de
l’acide acétique contenu dans un échantillon de vinaigre. Ces titrages ne sont réalisables de
façon précise qu’après avoir effectué la standardisation de l’acide chlorhydrique avec une
solution de borax (étalon primaire) de molarité très précise permettant la standardisation
postérieure (connaissance exacte de la molarité) de l’hydroxyde de sodium utilisé dans le
titrage de l’acide acétique.
3. MANIPULATIONS
3.1 Comportement des acides et bases
3.1.1. Préparations d’acides et de bases «!diluées!» à une molarité désirée
-NaOH
Préparation d’1L d’hydroxyde de sodium NaOH environ 0.1M par dilution du NaOH 4.14M
mis à disposition.
Calcul du volume à prélever!: Vinitial = V final =
c final
= 0.02415 L = 24.15 mL
cinitial
Volume prélevé = 25 mL car utilisation d’une pipette jaugée 25 mL et la molarité réelle sera
titrée précisément ultérieurement.
-1-
Groupe 9
TP 3!: Acides/bases
5 Octobre 2007
Nous pouvons donc utiliser une pipette de 25 mL pour prélever en une fois le volume de
NaOH concentré. Ensuite l’introduire dans un ballon jaugé déjà à moitié rempli d’eau
déminéralisée pour enfin compléter le volume de celui-ci à 1L et obtenir du NaOH «!dilué!» à
0.1M. Le produit est ensuite transvasé dans un flacon plastique étiqueté pour une utilisation
ultérieure.
-HCl
Préparation d’1L de chlorure d’hydrogène HCl environ 0.1M par dilution du HCl 4.06M
mis à disposition.
Volume prélevé = 25 mL
N.b. Les mêmes méthodes de pipetage et de ballon jaugé pour le NaOH sont appliquées pour
toutes les solutions d’acides et de bases. Seuls les quantités prélevées et les volumes des
ballons changent.
-CH3COOH
Préparation de 250 mL de solution 0.08M par dilution de l’acide acétique 4M
Volume prélevé =!5 mL
-NH3
Préparation de 100 mL d’une solution d’ammoniac NH3 0.1M partir du NH4OH 6.5M mis à
disposition.
Volume prélevé =!1.54 mL
-Na2CO3
Préparation de 10 mL d’une solution de carbonate de sodium Na2CO3 0.1 M à partir du solide
fourni.
Ici un calcul avec la Masse Molaire du Na2CO3 doit être fait
Masse à prélever =!0.106 g
Masse prélevée = 0.1065 g
-Na2S
Préparation de 20 mL d’une solution de Na2S 0.01M à partir de la solution 0.2M mis à
disposition.
Volume prélevé = 1 mL
3.1.2 Test pH
Ces 6 solutions nouvelles sont testées avec du papier indicateur afin d’avoir une mesure
approximative de leur pH respectif.
Nous avons donc appliqué (au moyen d’une baguette de verre) quelques gouttes de chaque
solution sur un bout de papier indicateur. Une analyse olfactive des gaz s’échappant des
solutions a été tentée.
-2-
Groupe 9
TP 3!: Acides/bases
«!Tableau des pH!»
Solutions
NaOH 0.1M
HCl 0.1M
CH3COOH 0.08M
NH3 O.1M
Na2CO3 0.1M
Na2S 0,01M
pH
13
2
4
10
10
12
5 Octobre 2007
Gaz
/
chlore
vinaigre
„fort“
/
/
3.1.3. Eprouvettes
Environ 2 mL de chaque solution (sauf NaOH) a été introduit dans des érpouvettes et laissé
pur ou complété par du HCl ou du NaOH (acide et base forts) à des volumes divers notés dans
le tableau ci-dessous.
Sous chapelle, nous avons pu chauffer les éprouvettes afin de faciliter la diffusion gazeuse des
solutions.
Pour chaque éprouvette un test pH du gaz libéré a été effectué et relevé si échéant.
«!Tableau des éprouvettes!»
Eprouvettes Solutions de départ
1
HCl 2mL
2
CH3COOH 2mL
3
Na2CO3 2mL
4
NH3 2mL
5
Na2S 2mL
Ajout de
solution en
mL
rien
NaOH 1mL
NaOH 3mL
rien
HCl 3mL
NaOH 3mL
rien
HCl 1mL
HCl 3mL
rien
HCl 3mL
NaOH 3mL
rien
HCl 1mL
HCl 3mL
pH gaz
pH
solution
/
/
/
/
/
/
/
/
/
9
/
10
/
/
/
2
2
12
4
1
12
10
9
3
10
/
12
12
/
/
3.2 Les solutions tampon et les indicateurs
3.2.1 Préparation de 3 solutions tampons
Tampon de phosphate!:
Préparation de 100 mL d’une solution de dihydrogénophosphate de sodium NaH2PO4 0.01M
et hydrogénate de sodium Na2HPO4 0.01M par dissolution des deux sels dans un même
ballon jaugé de 100 mL.
-3-
Groupe 9
Sel1 = NaH2PO4 * 2H2O
TP 3!: Acides/bases
5 Octobre 2007
Sel2 = Na2HPO4 * 12H2O
mSel1 = c*V*MM = 0.01*0.1*156 = 0.156 g
mSel2 = 0.01*0.1*334 = 0.334 g
masse pesée = 0.1564 g
masse pesée = 0.3347g
Tampon acétate!:
Préparation de 100 mL d’une solution de NaOH 0.1M et de CH3COOH 0.02M.
Volume à prélever!: = 10 mL NaOH
= 20 mL CH3COOH
Tampon ammoniacal!:
Préparation de 100 mL d’une solution de HCl 0.01M et d’ammoniac NH3 0.02M
Volume à prélever!: = 10 mL HCl
= 20 mL NH3
Tableau des pH
Solution
Tampon phosphate
Tampon acétate
Tampon ammoniacal
Eau du robinet
HCl 0.1M
NaOH 0.1M
pH
7
5
9
7
1
13
3.2.2 Comportement d’une solution tampon (phosphate)
On prend quelques mL de tampon phosphate et d’eau du robinet auxquels on ajoute 1 goutte
de HCl et de NaOH
Comportement d’une solution tampon
Mélange de deux solutions
Tampon phosphate 5mL
HCl 0.1M (1goutte)
Tampon phosphate 5mL
NaOH 0.1M (1goutte)
Eau du robinet 5mL
HCl 0.1M (1goutte)
Eau du robinet 5mL
NaOH 0.1M (1goutte)
-4-
pH
7
7
6
9
Groupe 9
TP 3!: Acides/bases
5 Octobre 2007
3.2.3 Indicateurs synthétiques
Ici nous testons quatre indicateurs synthétiques avec à chaque fois 5 solutions!: une fortement
acide (HCl), une faiblement acide (tampon acétate), une neutre (tampon phosphate), une
faiblement basique (tampon ammoniacal), une fortement basique (NaOH).
Solutions 5mL
Couleurs
pH
Solutions 5mL
Couleurs
pH
Méthylorange
HCl 0.1M Tampon
Tampon
acétate
phosphate
rose
orange
orange
1
5
7
Tampon
ammoniacal
orange
9
NaOH 0.1M
Phénolphtaléine
HCl 0.1M Tampon
Tampon
acétate
phosphate
transparent transparent
transparent
1
5
7
Tampon
ammoniacal
rose claire
9
NaOH 0.1M
-5-
orange
13
rose foncé
13
Groupe 9
Solutions 5mL
Couleurs
pH
Solutions 5mL
Couleurs
pH
TP 3!: Acides/bases
5 Octobre 2007
Bleu de bromothymol
HCl 0.1M Tampon
Tampon
acétate
phosphate
jaune
jaune
vert
1
5
7
Tampon
ammoniacal
bleu
9
NaOH 0.1M
Bleu de thymol
HCl 0.1M Tampon
Tampon
acétate
phosphate
rose
Jaune claire
jaune
1
5
7
Tampon
ammoniacal
Bleu claire
9
NaOH 0.1M
Bleu
13
bleu
13
3.2.4Indicateurs naturels
En faisant bouillir du chou et en le filtrant, nous avons obtenu un extrait de celui-ci.
En faisant bouillir du thé, nous avons obtenu du thé.
Ces deux solutions ont été utilisées comme indicateurs de la même façon que les indicateurs
synthétiques.
-6-
Groupe 9
Solutions 5mL
Couleurs
pH
Solutions 5mL
Couleurs
pH
TP 3!: Acides/bases
HCl 0.1M Tampon
acétate
rose
violet
1
5
Chou rouge
Tampon
phosphate
bleu
7
5 Octobre 2007
Tampon
ammoniacal
vert
9
Thé noir
HCl 0.1M Tampon
Tampon
Tampon
acétate
phosphate
ammoniacal
Dégrades de brun de clair au foncé
1
5
7
9
NaOH 0.1M
Jaune
13
NaOH 0.1M
13
3.3 Solutions étalons et titrage quantitatif
3.3.1 Préparation de la solution de borax
Préparation de 100 mL d’une solution de borax environ 0.1M à partir de son sel hydraté!
(Na2B4O7 * 10 H2O, MM = 381.2 g/mol)
Masse théorique!: m = c*V*MM = 3.812 g
Masse prélevée!: 3.6110 g (en raison d’une erreur de calcul, la masse théorique trouvée
d’abord était 3.612 g)
Le borax été dissout dans un peu d’eau chauffée puis dilué à 100 mL dans un ballon jaugé.
Concentration : cborax = m/(V*MM) = 0.0947 mol/L
-7-
pH!: 9
Groupe 9
TP 3!: Acides/bases
5 Octobre 2007
3.3.2 Standardisation du chlorure d’hydrogène
Avec une burette de 50 mL remplie d’acide chlorhydrique environ 0.1M, il est possible
d’effectuer son titrage précis en atteignant le point de virage de l’indicateur (ici!: quelques
gouttes de bleu de bromothymol) introduit dans un échantillon d’exactement 10 mL de
solution de borax de concentration connue très précisément comme vu précédemment et dilué
avec 20 mL d’eau environ.
Cette opération est répétée 5 fois et une moyenne avec calcul du coefficient de variance est
établie.!
cA =
a Vb
* * cb (Où a et b sont les coefficients de stœchiométrie)
b Va
cHCl = 0.1020 mol/L
CV = 0.0048
Cette molarité établie, nous pouvons effectuer le titrage de l’hydroxyde de sodium par cette
solution de HCl 0.1020M
3.3.3 Standardisation de l’hydroxyde de sodium
Le titrage du NaOH est effectué en pipetant exactement 25 mL de sa solution env. 0.1M , en y
ajoutant environ 20 mL d’eau et quelques gouttes de bleu de bromothymol.
cNaOH = 0.1027 mol/L
CV = 0.0032
3.3.4 Titrage d’une solution connue d’acide acétique
Le titrage du CH3COOH est effectué en pipetant exactement 25 mL de sa solution env. 008M,
en y ajoutant environ 20 mL d’eau et 2 gouttes de phénolphtaléine comme indicateur.
La procédure est exécutée deux fois en tout.
cCH3COOH = 0.0792 mol/L
CV = 0.0010
3.3.5 Titrage de l’acide acétique contenu dans du vinaigre
Il s’agit de déterminer la concentration d’acide acétique contenu dans un échantillon de
vinaigre. Le titrage du CH3COOH est effectué en pipetant exactement 2 mL de l’échantillon,
en y ajoutant environ 20 mL d’eau et 2 gouttes de phénolphtaléine comme indicateur.
La procédure est exécutée deux fois en tout.
cCH3COOH = 0.5939 mol/L
CV = 0.0010
c volumiqueCH3COOH = c*MM = 3.564*101 g/L = 35.64 g/L
fraction massiqueCH3COOH = c volumiqueCH3COOH / m volumiquevinaigrer = 35.64/1000 = 3.564%
-8-
Groupe 9
TP 3!: Acides/bases
5 Octobre 2007
4. DISCUSSION
Préparations d’acides et de bases «!diluées!» à une molarité désirée
Ces préparations n’ont pas posé beaucoup de problème. L’utilisation d’une pipette précise
(p.ex de 25 mL) pour certaines préparations (p.ex NaOH) était parfois préférable au pipetage
plus approximatif du volume (24.15 mL ici) qui donnera la concentration prescrite (0.1M ici)
Cela n est pas très grave car leurs concentrations réelles ont été déterminée dans un deuxième
temps par étalonnage.
Test pH
Ces solutions préparées ont été testées avec un papier indicateur afin d’en connaître leur pH
approximatif, cela pour deux choses. Premièrement afin de détecter une éventuelle grosse
erreur de manipulation. Deuxièmement, afin de prédire approximativement le pH de certaines
réactions et leur point d’équivalence. Connaître le pH d’une solution est aussi utile afin de
savoir quel tampon et quel indicateur utiliser.
Le test olfactif nous a permis de reconnaître l’odeur caractéristique de certains composé et de
voir que leur odeur plus ou moins détectable et forte ne dépendait pas de leur pH.
Eprouvettes
On peut imaginer dans certain cas où se situera à peu près le point d’équivalence dans le cas
des solutions tester avec un acide et une base. On verra par la suite une technique plus précise.
Quand les éprouvettes sont chauffées, seul le gaz de la solution de NH3 et de NH3 + NaOH
donne un résultat (basique).
Réactions!:
HCl + NaOH
HCl + NaOH _ Na++Cl- +H2O
CH3COOH + HCl
CH3COOH + HCl + 2H 2O _ CH3COO- + Cl- + 2H 3O+
CH3COOH + NaOH
CH3COOH + NaOH + H 2O _ CH3COO- + Na+ + H 2O
Na2CO3 +HCl
Na2CO3 + H2O _ !2Na+ + HCO3-- + OHNa2CO3 + HCl + H2O _ !2Na+ + HCO3- + Cl- + H2O
NH3 + HCl
NH3 + HCl + H2O _ NH4+ + Cl- +H2O
NH3 + NaOH
NH3 + NaOH + H2O_ NH4+ + Na+ + 2OH- +
-9-
Groupe 9
TP 3!: Acides/bases
5 Octobre 2007
Na2S + HCl
Na2S + H2O_ 2Na+ + HS- + OHHCl + H20 _ H3O+ + ClNa2S + HCl + 2H2O_ 2Na+ + HS2- + Cl- + H3O+ + OH-
Préparation de 3 solutions tampons
La préparation de ces trois tampons ne pose pas trop de problème et leur précision n’est pas
primordiale car ils ne serviront qu’à mettre en évidence des indicateurs.
Comportement d’une solution tampon
Cette expérience nous montre comment réagit un tampon si on lui ajoute soit une base soit un
acide et on compare cela a un témoin qui est de l’eau du robinet (pH=7) à qui on ajoute le
même acide et la même base. On remarque que le pH de la solution tampon na pas bougé
alors que celui de l’eau a subit l’influence de l’acide ou de la base.
Indicateurs synthétiques et naturels
En testant ces six indicateurs avec cinq solutions connues allant du plus acide au plus basique
on a pu mettre en évidence leur propre domaine de réaction. Ils n’interviennent pas non plus
dans la stoechiométrie de la réaction. Il appartient donc au chimiste de connaître à peu près la
valeur du pH au point d’équivalence de sa réaction de titrage pour utiliser le bon indicateur.
Préparation de la solution de borax
Cette préparation et sa précision est très importante car elle va être l’étalon de base de toutes
les réactions qui vont suivre. Même si l’on a fait une erreur de calcul et que notre masse
prélevée est moindre de 0.201 g que la masse théorique, cela n’a pas de répercutions sur la
suite car la masse ayant été pesée très précisément, il a alors été possible de calculer la
concentration pratique exacte.
Standardisation du chlorure d’hydrogène, de l’hydroxyde de sodium, d’acide acétique
connue et inconnue
Grâce à un bon indicateur il est possible de titrer ces solutions très précisément. Pour une plus
grande précision l’expérience est répétée plusieurs fois ce qui permet de faire une moyenne
des concentrations ainsi qu’un écart type qui valide notre expérience s’il ne dépasse pas 1. Le
titrage du borax par le HCl permet de connaître exactement la concentration du HCl qui
servira à son tour d’étalon secondaire pour titrer les autres solutions. Il est donc ensuite
possible de mesurer la concentration d’acide acétique d’une solution de composition inconnue
de vinaigre.
N.b. Pour améliorer la facilité de lecture et le calcul des résultats, une feuille excel a été
élaborée où l’on retrouve toutes formules et les résultats de façon synoptique. (voir annexe)
- 10 -
Groupe 9
TP 3!: Acides/bases
5 Octobre 2007
5. CONCLUSION
Ce travail pratique nous a permis de nous familiariser avec les propriétés des acides et des
bases et de leurs réactions. Les notions de pH, de la force des acides/bases et de leur
neutralisation ont été bien développées.
Le pouvoir tampon de certaines solutions a pu être testé et par là nous avons pu mettre en
avant leur fonctionnement et leur zone d’efficacité.
Ces notions intégrées, l’utilisation d’indicateurs adaptés nous a permis d’effectuer un titrage
d’acide, dont la précision a été accrue par deux étalonnage successifs dont le premier en
partant d’un sel solide pesé précisément.
- 11 -