détermination de la concentration d`acides et de bases par titrage

Chimie
GCI 190
Laboratoire 3
DÉTERMINATION DE LA CONCENTRATION
D’ACIDES ET DE BASES PAR TITRAGE
ACIDO-BASIQUE
OBJECTIFS
•
•
Utiliser les concepts de base/acide fort et faible;
Étalonner des solutions acides/basiques dont la concentration est inconnue;
•
Préparer des solutions de concentration connue;
•
Déterminer les pKa d’un acide polyfonctionnel.
INTRODUCTION
Étalonnage des acides forts à partir d’une base polyfonctionnelle
Les acides sont souvent étalonnés en titrant des masses connues de carbonate de calcium
(Na2CO3). Le carbonate est une base polyfonctionnelle. En solution, le carbonate réagit avec
l’eau pour former de l’hydogénocarbonate (pH = 8.3), puis forme de l’acide carbonique (pH =
3.8) selon les réactions à l’équilibre suivantes :
CO32- + H2O ↔ HCO3- + OHHCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-
Mise à jour : Mars 2011 par TH
Page 1
En se référant à ces équations, 1 mole de carbonate de calcium génère 2 moles de OH- qui
réagissent avec les protons (H+) libérés par les acides forts pour former de l’eau.
L’ajout d’un acide fort permettra, dans un premier temps, de favoriser la formation de HCO3-.
Au moment où cet acide est l’espèce dominante, le pH de la solution sera de 8.3. En ajoutant
de l’acide fort, le pH diminuera. L’espèce qui deviendra dominante sera l’acide carbonique.
Lorsque tout le carbonate sera transformé en acide carbonique, le pH de la solution sera de
3.8.
En connaissant la quantité de Na2CO3 initialement utilisée, et le volume de solution de l’acide
fort ajouté, il est possible de déterminer la concentration en acide fort.
Étalonnage d’une base fortes à partir d’un acide faible
L’hydrogénophtalate de potassium (C8H5KO4, masse moléculaire = 204.2 g/mol) une fois en
solution se dissocie pour former :
C8H5KO4 (s) ↔ C8H5O4-(aq) + K+ (aq)
Le C8H5O4- est un acide faible qui se dissocie en solution selon
C8H5O4-(aq) ↔ C8H4O42-(aq) + H+(aq)
Les ions hydroxyde réagiront de la base forte avec les protons libérés par cet acide. Lorsque
tous les hydroxydes présents auront réagi, l’espèce dominante sera la base conjuguée
C8H4O42-(aq) . Le pH de la solution sera de 5.5.
Indicateurs acido-basiques
Les indicateurs acido-basiques sont des molécules qui ont la capacité de changer de couleur
en fonction de l’acidité du milieu dans lequel ils se retrouvent. La propriété qui lie couleur
apparente et pH est appelée halochromisme. Cette propriété donne à ces indicateurs colorés
une utilité en chimie.
Ces indicateurs, sont des acides (ou des bases) faibles dont la forme non dissociée a une
couleur différente de sa forme basique (ou acide). On peut représenter l’équilibre d’un
indicateur acide (HIn) par l’expression suivante :
HIn ↔ In- + H+
Où les espèces HIn et IN- ont des couleurs différentes.
Le Tableau 1 présente les pH auxquels certains indicateurs changent de couleur.
Mise à jour : Mars 2011 par TH
Page 2
Tableau 1 : indicateurs acido-basiques couramment utilisés (tiré de Wikipedia)
Mise à jour : Mars 2011 par TH
Page 3
RAPPEL SUR LA THÉORIE
Pour un acide monofonctionnel (HA) la réaction de dissociation est la suivante :
HA + H2O ↔ A- + H3O+
La constante d’acidité (KA) est donnée par :
Et
conséquemment, nous retrouvons l’équation de Henderson-
Hasselbalch :
En y intégrant la définition du pH, nous obtenons l’expression suivante :
Lorsque l’on ajoute une base forte (ex : NaOH) à un tel acide, il y a neutralisation selon
l’expression suivante :
HA + OH- → A- + H2O
La Figure 1 illustre la courbe typique de la neutralisation d’un acide par une base forte. Au
point de demi-neutralisation (associé à la moitié du volume de base devant être ajouté pour
neutraliser entièrement l’acide), on retrouve une équivalence molaire de l’acide (HA) et de sa
base conjuguée (A-). Au point de neutralisation, nous avons ajouté autant de base qu’il y avait
d’acide dans le système initialement. À ce moment, la solution ne contient que la base
conjuguée.
Les Tableaux 2 à 4 présentent les bilans réactionnels de ces réactions.
Mise à jour : Mars 2011 par TH
Page 4
Le
Figure 1 : Neutralisation d’un acide monofonctionnel par une base forte.
Le Tableau 2 présente le bilan réactionnel général associé à la réaction de neutralisation.
Tableau 2 : Bilan de réaction de neutralisation (avant le point de neutralisation)
Où nNaOH = [NaOH]*VNaOH
Au point de demi-neutralisation, le nombre de moles de NaOH ajouté à la solution est égal à
la moitié du nombre de moles initial d’acide présent dans la solution (voir Tableau 3).
Mise à jour : Mars 2011 par TH
Page 5
Tableau 3 : Bilan de réaction de neutralisation (à la demi-neutralisation)
Au point de neutralisation, le nombre de moles de NaOH ajouté à la réaction est le même que
le nombre initial de HA présent en solution, tel que présenté au Tableau 4.
Tableau 4 : Bilan de réaction de neutralisation (à la neutralisation)
Pour sa part, un acide polyproptique (HnA, où n≥2) comporte n groupements fonctionnels
acides. Ce faisant, on retrouve plusieurs points de neutralisation lors du titrage d’un tel acide
par une base forte. Par exemple, un acide ayant trois groupements acides (ex : H3PO4) se
caractérise par une courbe de titrage similaire à celle présentée à la Figure 2.
Figure 2 : Neutralisation d’un acide polyprotique H3A par une base forte.
Mise à jour : Mars 2011 par TH
Page 6
Les constantes d’acidité associées à un acide polyfonctionnel sont telles que
KA1>KA2>KA3….>KAn.
Des bilans similaires à ceux réalisés pour l’acide monoprotique peuvent être réalisés pour un
acide présentant plusieurs fonctions acides.
SÉCURITÉ
1. Le port de lunette est obligatoire
2. Le port de gant de protection est obligatoire
3. En cas d’éclaboussure d’acide ou de basse, bien rincer à l’eau claire et aviser immédiatement
le responsable du laboratoire
PROCÉDURE
1. Étalonnage de l’acide chlorhydrique 0,2M
a. Pesez de 0,20 à 0,25g de carbonate de sodium (à ±0,1mg) dans un Erlenmeyer
de 250 ml
b. Ajouter 50 ml d’eau distillée
c. Ajouter 3 gouttes de bromocrésol vert
d. Titrez avec le HCl jusqu’à ce que la solution commence à virer du bleu au vert
e. Faire bouillir 2 à 3 minutes
f. La solution devrait revenir au bleu, si vous n’êtes pas passé tout droit. Sinon,
recommencer avec une nouvelle solution.
g. Laisser refroidir et terminez le titrage, jusqu’à l’obtention d’une solution bleue
(répétez les étapes e à h)
h. Calculer la concentration de HCl, connaissant la quantité de carbonate de
sodium utilisée.
2. Préparation d’une solution d’hydroxyde de sodium à 0,2M
a. Peser 4 grammes de NaOH
b. Mettre dans un ballon jaugé de 500 ml
c. Ajouter environ 100 ml d’eau distillée bouillie et refroidie
d. Dissoudre le NaOH
e. Compléter à la ligne avec de l’eau distillée
3. Étalonnage de la solution de NaOH
a. Peser de 0,7 à 0,8g d’hydrogénophtalate de potassium (à ± 0,1mg) dans un
Erlenmeyer de 250 ml
b. Ajouter de 50 à 75 ml d’eau distillée
c. Ajouter 2 gouttes de phénolphtaléine
d. Titrez avec le NaOH jusqu’à ce que la solution passe au rose et que la couleur
persiste 30 secondes
e. Calculez la concentration de la solution de NaOH
Mise à jour : Mars 2011 par TH
Page 7
4. Étalonnage de la solution de NaOH
a. Pipetez 25 ml de la solution de NaOH
b. Mettre dans un erlenmeyer de 250 ml
c. Ajoutez 3 gouttes de phénolphtaléine
d. Titrez avec la solution de HCl 0,2M
e. Calculez la concentration du NaOH
5. Détermination des constantes d’acidité de l’acide phosphorique à l’aide de NaOH
a. Pipetez 50 ml d’acide phosphorique dans un Erlenmeyer de 250 ml;
b. Insérez l’électrode du pHmètre et un barreau magnétique dans l’Erlenmeyer
contenant l’acide phosphorique. Prendre la lecture du pH initial;
c. Remplir une burette avec la solution de NaOH;
d. Ajouter graduellement 1 ml de la solution de NaOH dans la solution d’acide.
Lorsque les écarts de pH deviennent de plus en plus important (pour un même
volume ajouté), ajoutez 0.05 ml (ou moins) de NaOH. Continuez le titrage
jusqu’à une valeur de pH de 11.
e. Pour chaque point expérimental obtenu, rapportez vos résultats dans un tableau
semblable à celui présenté en annexe à ce protocole.
RÉDACTION DU RAPPORT DE LABORATOIRE
La rédaction du rapport de laboratoire doit se faire selon les consignes présentées sur le site
web du cours (http://www.civil.usherbrooke.ca/cours/gci190/protocole.html), et inclure les
éléments suivants :
•
Quelles sont les concentrations réelles des solutions titrées? À partir de ces
concentrations, déterminez le pH de ces solutions.
•
Quelles sont les réactions de neutralisation impliquées? Précisez les réactions
équilibrées.
•
Pourquoi a-t-on choisi ces indicateurs acido-basiques? Aurait-on pu optimiser ce
choix?
•
Comment peut-on choisir théoriquement l’indicateur adéquat pour un étalonnage
donné?
•
Avec les mêmes indicateurs, peut-on déterminer la concentration d’une solution
d’acétate de sodium (NaCH3COO)? Pourquoi? Si non, quel autre indicateur utiliseriezvous?
•
Fournir un tableau des lectures du pH pour différents volumes de NaOH ajoutés lors
de la titration de l’acide phosphorique;
•
Tracez le graphique du pH en fonction du volume de NaOH ajouté;
Mise à jour : Mars 2011 par TH
Page 8
•
Tracez le graphique de la dérivée première (∆pH/∆V) en fonction du volume moyen
de NaOH ajouté. (les maxima de ce graphique permettent de déterminer les volumes
de neutralisation;
•
Déterminez les pKA de l’acide titré;
•
Comparez les pKA obtenus avec les pH de demi-neutralisation;
•
Comparez les valeurs des KA de l’acide phosphorique avec celles tabulées dans votre
livre.
Mise à jour : Mars 2011 par TH
Page 9
ANNEXE – Prise des résultats
Essai
pH
exemple 1
exemple 2
exemple 3
exemple 4
3,96
3,975
3,979
4,121
Volume de
∆pH/∆ml
NaOH
∆pH
∆V (ml)
Vmoyen (ml)
(ml-1)
ajouté (ml)
0
1
0,015
1
0,015
0,5
2
0,004
1
0,004
1,5
2,5
0,142
0,5
0,284
2,25
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
Mise à jour : Mars 2011 par TH
Page 10
Essai
pH
Volume de
NaOH
ajouté (ml)
∆pH
∆V (ml)
∆pH/∆ml
(ml-1)
Vmoyen
(ml)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
Mise à jour : Mars 2011 par TH
Page 11