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.L1 .
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.L1
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
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n  CH 3COOH ini  n  HO  
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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 10,0.103
 1,3.101 L  130 mL
1, 00.101
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.
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Dosage à proprement parler
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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, 00.101  13, 2.103
soit CS 

 0,132 mol.L1
3
VS
10,0.10
D’où l’on déduit la concentration molaire du vinaigre, C  10  CS  1,32 mol.L1 .
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  13,3.103
CS ,hte 

 0,133 mol.L1
3
VS
10,0.10
CB  VE 1, 00.10 1  13,1.10 3
CS ,basse 

 0,131 mol.L1
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 100.103  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 »…).
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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  750.103

 5, 6.103 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.
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