H3O+

TS1 Cb groupe 1
TPG_07 TP D’EVALUATION
ETUDE DE LA SOLUTION B
L’objectif de ce TP est de déterminer la composition du flacon B (ou D). Celui-ci contient une solution acido-basique
dont il faut déterminer les espèces et les concentrations.
Après avoir évalué le pH à l’aide du papier pH, nous pourrons doser la solution B par la solution titrante (antagoniste)
qui aura été préalablement étalonnée afin d’en connaître précisément sa concentration.
I- La solution B
Le papier pH vire au bleu violet lorsqu’il est mis en contact d’une goutte de la solution B. Celle-ci est donc basique et
devra être dosée par l’acide chlorhydrique.
II- Etalonnage de l’acide chlorhydrique
Cette opération consiste à doser une quantité exactement connue d’un étalon (solide pur, anhydre ou d’hydratation
connue et stable) par la solution d’acide chlorhydrique dont on désire connaître précisément la concentration.
L’acide chlorhydrique sera étalonné par un étalon basique :
On peut choisir l’hydrogénocarbonate de potassium ou le carbonate de sodium dont l’équation de dissolution dans
l’eau est :
2O
Na2CO3 H

2Na  CO3 Cette dissolution étant totale, on a la relation n(Na2CO3 )  n(CO3 )
2


2O

H3O  Cl soit
De plus, la dissolution de l’acide chlorhydrique dans l’eau est aussi totale : HCl H
n(HCl)  n(H 3O )

L’équation de la réaction support du dosage est :

2

2H3O  CO3  CO2  3H2O dont la constante de réaction vaut :
K

2
CO2 
H O  .CO 
 2
3
2
3

1
 1016,7 10 4 La réaction est considérée comme totale.
Ka1.Ka2
a- Calculs de la masse à peser

On désire avoir un volume équivalent aux environs de 10 mL et on sait que la concentration de l’acide chlorhydrique
vaut environ 0,2 mol.L-1.
A l’équivalence, on a la relation :
n(H 3O )
2
 n(CO3 )
2
n(HCl)
 n(Na2CO3 )
2
C(HCl).Ve m(Na2CO3 )

2
M(Na2CO3 )
m(Na2CO3 ) 
M(Na2CO3 ).C(HCl).Ve 105,99  0,2  0,010

 0,11g
2
2
1

TS1 Cb groupe 1
Deux essais sont réalisés avec des masses approximatives de 0,11 g et 0,12 g.
b- Choix de l’indicateur coloré
L’indicateur coloré doit changer de couleur à l’équivalence donc sa zone de virage doit comprendre le pH à
l’équivalence.
Or à l’équivalence, les espèces acido-basiques présentes en solution sont le dioxyde de carbone (CO2) dissous dont la
concentration est :
C(CO2 ) 
2
n i (CO3 )
m(Na2CO3 )
0,11


 3,5.102 mol.L1
Ve
M(Na2CO3 ).Ve 105,99  0,03
Le pH est alors celui d’un acide faible :
1
1
pH  
( pKa  log(C(CO2 )))  (6,4  log( 3,5.102 )  3,9
2
2

On peut alors choisir l’hélianthine car sa zone de virage (3,1 - 4,4) contient le pH à l’équivalence et donc virera du
jaune au rouge à l’équivalence.
c- Résultats
Le premier essai donne un volume équivalent à V1 = 10,00 mL pour une masse de m1 = 0,1095 g.
Les calculs donnent :
C(HCl) 

2 * m(Na2CO3 )
2  0,1095

 0,2066623mol.L1
M(Na2CO3 ) Ve 105,99  0,01000
Avec le deuxième essai, V’1 = 11,10 mL pour m’1 = 0,1223 g, de la même façon, on peut calculer
C(HCl)’ = 0,207907 mol.L-1
Pour un étalonnage dont la précision est de 0,8 % ;
C  p  Cmoy  p  (
C  C'
)  0,008  0,207265  0,002mol.L1
2
On peut maintenant vérifier la concordance des résultats :

2C  0,004mol.L1
C  C'  0,206623  0,207907  0,00128mol.L1
on a bien 2C  C  C'
Les résultats sont concordants et donc CHCl = (0,207  0,002) mol.L-1
 la solution B par l’acide chlorhydrique à 0,207 mol.L-1
III- Dosage de
Le suivi du dosage acidobasique se fera par pH-métrie à l’aide de l’électrode de verre (de mesure) et l’électrode au
calomel saturée (de référence).
2
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a- Prise d’essais
La concentration de la dibase est d’environ 0,09 mol.L-1, on s’attend à observer 2 sauts (car les pKA > 3 les réactions
de dosage seront successives). La prise d’essais E devra être telle que le premier saut soit à V 2 > 5 mL et V3 < 15 mL,
on peut calculer E pour avoir V2 = 7 mL (sachant que V3 = 2 × V2)
Les deux réactions de dosages sont :
B  H 3O  BH   H 2O
BH   H 3O  BH 22  H 2O
K1  1/KA 2
K2  1/KA1
A la première équivalence (fin de la première réaction), on a la relation :
n(B)  n(H 3O )

C(B).E  C HCl .V2
E
C HCl .V2 0,207  7

 16mL  15mL
C(B)
0,09
On prendra E = 15,00 mL
b- Résultats

Remarque : Pour savoir si le dosage est fini après un saut, regardez la valeur du pH. Si vous êtes en train de doser
par de l’acide chlorhydrique à 0,2 mol.L-1, tant que le pH n’est pas aux environs de 3 c’est qu’il y a encore une (des)
espèce(s) basique(s) qui impose(nt) le pH. (idem dans l’autre sens dosage par une base, en fin de dosage le pH doit
dépasser 10)
Simulation dozzzaqueux
3
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Dosage élève
Le graphe doit contenir :
-
un titre : « Dosage acido-basique de 15,00 mL de solution B (à env. 0,09 mol.L1) par une solution d’acide
chlorhydrique à 0,207 mol.L-1, suivi pH-métrique»
-
la fonction pH=f(VHCl)
-
les électrodes utilisées : électrode de mesure : électrode de verre
électrode de référence : électrode au calomel saturée
-
les 2 coordonnées des 2 équivalences (Véq, pHeq)
-
les 2 coordonnées des 2 demi-équivalences (Véq/2, pHéq ½ éq)
c- Observations
Aux demi-équivalences, on lit les pKA
pKA1 = pH à V = (V2 +V3)/2= 10,97 mL On lit pKA1 = 6,3
et pKA2 = pH à V = V2/2= 3,65 mL, on obtient pKA2 = 10,2
En étudiant, la tables des constantes d’acidités des espèces chimiques courantes, on constate aisément que la dibase
étudiée dont les pKA sont 10,2 puis 6,3 est le carbonate.
d- Résultats
Il est alors possible de calculer la concentration en carbonate dans la solution B.
Les équations de dosage sont alors :
CO32-
+
H3O+ =
H2O +
HCO3-
HCO   1
dont la constante d’équilibre est : K 
CO .H O  K

3
1
2
3

3
 1010,2
A2
4

TS1 Cb groupe 1
La réaction est donc totale.
Puis, HCO3- + H3O+ = 2H2O + CO2 dont la constante d’équilibre est : K2 
CO2 
HCO .H O 

3

3

1
 10 6,4 La
KA1
10,2
réaction est totale et se fait après la première car :
K1 10
 6,4  10 3,8  103
K2 10

On remarque qu’en effet V3 = 2 × V2 ce qui est bien caractéristique d’une dibase (ou diacide), on préfère calculer la
concentration de la dibase à partir du deuxième volume équivalent qui est plus précis (saut moins écrasé).

A la première équivalence :
n(CO32 )  n E1 (H 3O )
V3
2
C
.V
0,207
14,64
3

 0,101016mol.L1
CO32  HCl
2.E
2 15,00
CO .E  C
2
3
HCl
.V2  C HCl .
Avec une précision de 1%, l’incertitude vaut 2.10-3 mol.L-1
Donc CO32  (0,101 0,002)mol.L1


5
TS1 Cb groupe 1
NOM :
Feuille de résultats TPG_07
I Etalonnage de la solution titrante
Solution titrante :
0,8 %
Etalon : Na2CO3
Acide Chlorhydrique
IC : Hélianthine
Essai 1
Essai 2
Essai 3 (si besoin)
m1 = 0,1095 g
m’1 = 0,1223 g
m’’1 =
V1 = 10,00 mL
V’1 = 11,10 mL
V’’1 =
C1 = 0,206623 mol.L-1
C’1 = 0,207907 mol.L-1
C’’1 =
CHCl = ( 0,207 ± 0,002 ) mol.L-1
II Dosage acido-basique, suivi pH-métrique
E=
15,00 mL
Veau = 20 mL
V2 =
7,29 mL
V3 =
pKA1 = 6,3
1,0 %
14,64 mL
pKA2 = 10,2
CCO32- = ( 0,101 ± 0,002 ) mol.L-1
6