Etude de solutions tampons

Etude de solutions tampons
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TP TSTL n°8
Classe : ………………………
Introduction
Une solution est qualifiée de tampon quand son pH varie très peu que ce soit par dilution ou par addition de petites
quantités d’ions H3O+ ou OH- apportés par des acides ou des bases pouvant être forts.
I- Etude d’une solution tampon n°1 (tampon acétate)
a- Préparer un mélange n°1 comportant 50 mL d’acide éthanoïque à 0,100 mol.L-1 + 50 mL d’éthanoate de sodium
à 0,100 mol.L-1.
b- Prélever 20 mL du mélange n°1 et les placer dans un bêcher de 150 mL. Y ajouter progressivement à la
burette une solution d’HCl à 0,02 mol.L-1 en mesurant le pH au fur et à mesure.
c- Refaire la même expérience en utilisant de l’HCl à 0,100 mol.L-1.
d- Tracer les courbes (courbe n°1 et 2) donnant le pH en fonction du volume d’HCl ajouté :
e- Prélever 20 mL du mélange n°1 et les placer dans un bêcher de 150 mL.
f- Y ajouter progressivement une solution d’NaOH à 0,02 mol.L-1 en mesurant le pH au fur et à mesure.
g- Ajouter sur le graphique ci-dessus la courbe (courbe n°3) de variation du pH en fonction du volume d’NaOH
ajouté.
h- Refaire de même avec du NaOH à 0,100 mol.L-1. Tracer la courbe n°4.
i- Prélever 20 mL du mélange n°1 et les placer dans un bêcher de 150 mL.
j- Y ajouter progressivement de l’eau distillée en mesurant le pH au fur et à mesure.
k- Ajouter sur le graphique ci-dessus la courbe (courbe n°5) de variation du pH en fonction du volume d’eau
ajouté.
l- Le pKa du couple CH3COOH/CH3COO- est de 4,75. Comparer le pH du mélange n°1 et la valeur du pKa,
conclusion ?
m- Après avoir écrit l’équation-bilan correspondant à l’équilibre acido-basique de l’acide éthanoïque et de l’ion
éthanoate, écrire l’expression littérale de la constante d’acidité Ka.
n- Déduire du m- l’expression du pH en fonction du pKa et du log
CH COOH .
CH COO 
3
3

o- A partir, des quantités d’acide éthanoïque et d’ion éthanoate utilisées pour la préparation du mélange n°1,
démontrer que le pH de ce mélange est de 4,75.
p- Observer la courbe pH = V(NaOH) du dosage de l’acide éthanoïque au voisinage de la ½ équivalence ? Quelle
est alors la valeur du pH ? Proposer alors une autre méthode pour préparer un mélange tampon ayant les
mêmes propriétés que le mélange n°1.
q- Faire une conclusion générale.
II- Etude d’une solution tampon n°2 (tampon ammoniac)
a- Préparer un mélange n°2 comportant 50 mL d’ammoniac à 0,100 mol.L-1 + 50 mL de chlorure d’ammonium à
0,100 mol.L-1.
b- Prélever 20 mL du mélange n°2 et les placer dans un bêcher de 150 mL.
c- Y ajouter progressivement à la burette une solution d’HCl à 0,02 mol.L-1 en mesurant le pH au fur et à
mesure.
d- Refaire la même expérience avec de l’HCl à 0,100 mol.L-1.
e- Tracer les courbes (courbe n°1 et 2) donnant le pH en fonction du volume d’HCl ajouté :
f- Refaire la même manipulation avec une solution d’NaOH à 0,02 mol.L-1 (puis à 0,100 mol.L-1) puis ajouter sur
le graphique ci-dessus les courbes (courbe n°3 et 4) de variation du pH en fonction du volume d’NaOH
ajouté.
g- Refaire la même manipulation en ajoutant de l’eau distillée, puis ajouter sur le graphique ci-dessus la courbe
(courbe n°5) de variation du pH en fonction du volume d’eau ajouté.
h- Le pKa du couple NH4+/NH3 est de 9,2. Comparer le pH du mélange n°2 et la valeur du pKa, conclusion ?
i- Après avoir écrit l’équation-bilan correspondant à l’équilibre acido-basique de l’ion ammonium et de
l’ammoniac, écrire l’expression littérale de la constante d’acidité Ka.
NH4
.
j- Déduire du i- l’expression du pH en fonction du pKa et du log
NH3


 
k- A partir, des quantités d’ammoniac et d’ion ammonium utilisées pour la préparation du mélange n°2,
démontrer que le pH de ce mélange est de 9,2.
l- Observer la courbe pH = V(HCl) du dosage de l’ammoniac au voisinage de la ½ équivalence ? Quelle est alors
la valeur du pH ? Proposer une autre méthode pour préparer un mélange tampon ayant les mêmes propriétés
que le mélange n°2.
m- Faire une conclusion générale.