Dosages colorimétriques (correction)
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Dosages colorimétriques (correction)
Terminale S – Chimie Chapitre 4 TP de Chimie n°4 Correction Dosages colorimétriques (correction) Comment les mettre au point ? Le vinaigre blanc est une solution aqueuse d’acide éthanoïque (ou acétique) de formule CH3COOH(aq). Le degré d’acidité d’un vinaigre correspond à la masse d’acide acétique que renferment 100 g de ce vinaigre. Sur une étiquette de vinaigre blanc, on lit : « vinaigre 8° ». 1 – Etude théorique 1. En justifiant vos hypothèses, calculer la concentration molaire théorique de ce vinaigre en acide acétique. En supposant que le vinaigre n’est pas une solution concentrée, on peut considérer que la masse volumique du vinaigre équivaut à celle de l’eau, 1, 00 kg.L1 . Sachant que le vinaigre contient 8g d’acide acétique pour 100 g de solution, on écrira que sa concentration molaire est n CH 3COOH m CH 3COOH 8 c 1, 3 mol.L1 3 V M CH 3COOH V 60,0 100.10 2. Pour vérifier cette indication, nous allons réaliser un dosage colorimétrique. On utilisera pour ce faire une solution basique de soude, à la concentration CB = 1,00.10–1 mol.L–1. a. Quel est le principe d’un titrage par dosage colorimétrique ? Titrer, c’est déterminer une concentration inconnue ; pour ce faire, on peut utiliser une réaction de dosage (rapide, totale et univoque) et déterminer une relation d’équivalence conduisant à la concentration inconnue. Le repérage de l’équivalence peut se faire par utilisation d’un indicateur coloré adapté (colorimétrie). b. Ecrire les demi-équations puis l’équation de ce dosage. CH3COOH(aq) HO–(aq) + H+ CH3COOH(aq) + HO–(aq) = = CH3COO–(aq) + H+ H2O(l) CH3COO–(aq) + H2O(l) c. Rappeler la définition de l’équivalence du dosage. A l’équivalence du dosage, les réactifs sont introduits dans les proportions stoechiométriques dictées par l’équation support du dosage. d. Dresser le tableau d’évolution du système à l’équivalence et en déduire la relation d’équivalence. équation de la réaction état du avancement système état initial 0 état x intermédiaire xE état final CH3COOH + HO– = CH3COO– n(CH3COOH) n(HO–) n(CH3COO–) ni nB = CBVE ni x nB x x ni xE nB xE xE + H2O n(H2O) solvant Ici, on aura 1 Terminale S – Chimie Chapitre 4 n CH 3COOH ini n HO TP de Chimie n°4 Correction E e. Quel volume théorique de soude faudra-t-il verser pour atteindre l’équivalence si l’on dose 10,0 mL de solution ? Discuter cette valeur et proposer une solution. On écrira ici c CH 3COOH Vini cB VE VE c CH 3COOH Vini cB 1,3 10,0.103 1,3.101 L 130 mL 1, 00.101 Impossible à gérer avec une burette graduée de 25 mL… On peut donc proposer une dilution du vinaigre 10 fois avant d’envisager le dosage. f. Quel est le pH à l’équivalence ? Comment évolue le pH au cours du dosage et plus particulièrement autour de l’équivalence ? Justifier. A l’équivalence, les espèces CH3COOH(aq) et HO–(aq) sont entièrement consommées. Il ne reste en solution que l’ion acétate CH3COO–(aq) (et de l’eau) : l’ion acétate étant basique, on s’attend à un pH basique à l’équivalence. Avant l’équivalence, les espèces présentes en solution sont CH3COOH(aq) en quantité décroissante, CH3COO–(aq) en quantité croissante et l’eau (les ions HO–(aq) sont consommés sitôt qu’ils sont ajoutés à la burette). Le pH avant l’équivalence a donc tendance à être acide mais à augmenter. Après l’équivalence, les espèces présentes en solution sont HO–(aq) en quantité décroissante, CH3COO–(aq) en quantité croissante et l’eau (les ions HO–(aq) sont consommés sitôt qu’ils sont ajoutés à la burette). Le pH avant l’équivalence a donc tendance à être acide mais à augmenter. g. Quel indicateur coloré proposez-vous d’utiliser pour ce dosage ? Argumenter. L’indicateur choisi doit « virer » à l’équivalence, c’est-à-dire pour un pH plutôt basique : il semble judicieux de choisir la phénolphtaléine, mais le BBT pourrait également faire l’affaire tant le pH risque de varier rapidement autour de l’équivalence. VE Données Hélianthine Bleu de Bromothymol Phénolphtaléine Rouge Jaune Incolore zone de virage 3,1 – 4,4 6,0 – 7,6 8,2 – 10,0 Jaune Bleu Rose fuschia 2 – Réalisation du dosage 1. Détailler le protocole expérimental. En particulier, faire le schéma légendé du dosage. Etape préliminaire : dilution du vinaigre. L’idée est de préparer 50,0 mL de solution S correspondant au vinaigre So dilué dix fois (et pas 100,0 mL puisqu’on n’en utilisera 10,0 mL dans le dosage !). Dans un becher rincé au vinaigre, on prélève à la pipette jaugée de 5,0 mL (elle aussi rincée au vinaigre) 5,0 mL de vinaigre que l’on place dans une fiole jaugée de 50,0 mL préalablement rincée à l’eau distillée. On ajoute de l’eau distillée, on agite ; on complète à l’eau jusqu’au trait de jauge, on bouche et on agite. 2 Terminale S – Chimie Chapitre 4 Dosage à proprement parler TP de Chimie n°4 Correction Dans la burette, la solution titrante de soude (Na+(aq) + HO– (aq)), de concentration CB = 1,00.10–1 mol.L-1. Dans l’erlenmeyer, 10,0 mL de la solution titrée S de vinaigre dilué. Agitateur magnétique et son barreau aimanté. Une feuille de papier blanc entre l’agitateur et l’erlenmeyer peut permettre de mieux distinguer la couleur du mélange réactionnel. 2. Noter le volume équivalence VE obtenu. Quelle est l’incertitude sur cette mesure ? On obtient ici VE = 12,9 mL à VE = 0,1 mL près, VE VE = ( 12,9 0,1 ) mL 3 – Exploitation des résultats 1. Déterminer la concentration molaire du vinaigre puis son degré d’acidité en estimant l’incertitude sur votre mesure. La relation d’équivalence permet d’écrire l’égalité des quantités de matière CS VS CB VE CB VE 1, 00.101 13, 2.103 soit CS 0,132 mol.L1 3 VS 10,0.10 D’où l’on déduit la concentration molaire du vinaigre, C 10 CS 1,32 mol.L1 . L’erreur de 0,1 mL sur la lecture du volume équivalent conduit à des valeurs de concentrations « basse » et « haute », CB VE 1, 00.10 1 13,3.103 CS ,hte 0,133 mol.L1 3 VS 10,0.10 CB VE 1, 00.10 1 13,1.10 3 CS ,basse 0,131 mol.L1 3 VS 10,0.10 Le degré d’acidité s’obtient par un raisonnement inverse de celui de la question 1, ac c M CH 3COOH V 1,32 60,0 100.103 7,92 Ce degré est compris, compte tenu de la précision, entre 7,86° et 7,98°. 2. Commenter le résultat obtenu. Le résultat obtenu est bien conforme avec l’indication de la bouteille de vinaigre à « 8° », voire légèrement inférieur (il peut être « éventé »…). 3 Terminale S – Chimie Chapitre 4 TP de Chimie n°4 Correction Bonus On dispose au laboratoire d’acide acétique à 99,5% en masse ; c’est un liquide de densité 1,05. Après avoir déterminé la concentration de cette « solution » commerciale, détaillez le protocole de fabrication de 750 mL de vinaigre commercial. La densité indique qu’1 L de cette solution d’acide (quasiment pur) pèse 1,05 kg ; sur cette masse, 99,5 % est de l’acide acétique, soit 1,05 0,995 = 1,04 kg. A cette masse correspondent m CH 3COOH 1, 04.103 n CH 3COOH 17, 3 mol 60,0 M CH 3COOH et par conséquent une concentration molaire de C1 = 17,3 mol.L–1. La concentration molaire du vinaigre en acide est de C2 = 1,3 mol.L–1 : pour en préparer V2 = 750 mL, il faut diluer (ou dissoudre) l’acide, c1V1 c2V2 V1 c2V2 1,3 750.103 5, 6.103 L 5, 6 mL c1 17,3 La préparation du vinaigre se fera à la burette graduée, seule verrerie graduée susceptible d’atteindre le degré de précision exigé. Cette burette contiendra la solution d’acide acétique initiale et devra être rincée avec elle. Les 5,6 mL d’acide seront placés dans une fiole jaugée de 750 mL rincée à l’eau distillée contenant un fond d’eau distillée. On ajoutera de l’eau distillée pour effectuer la dissolution (agiter sans boucher) ; on complètera à l’eau distillée jusqu’au trait de jauge, on bouchera et on agitera. 4