Questionnaire a été réalisé avec Questy

Pour s'auto-évaluer

Aides

  

 Dispositif expérimental pour réaliser un dosage pH-mérique :

  

 Courbe d’évolution du pH

-  On verse progressivement la solution de soude dans la solution d'acide et on relève la valeur du pH après chaque ajout. Il faut adapter les volumes V_B versés aux variations de pH.

 

-  Le pH augmente lors de l’addition d’un volume V_B de soude.

-  Au départ, le pH est faible.

-  Il augmente d’abord lentement car l’acide est en excès par rapport à la base. La base est le réactif limitant.

-  Le pH augmente d’autant plus que l’excès d’acide se réduit.

-  On observe un saut de pH de plusieurs unités.

-  Ce saut de pH provient du changement de réactif limitant.

-  La courbe change de concavité, elle possède un point d’inflexion E.

-  Ce point particulier est appelé point d’équivalence, noté E.

-  En ce point, on change de réactif limitant. On passe d’un excès d’acide à un excès de base.

-  Puis l’acide est le réactif limitant et la base est le réactif en excès.

-  Cet excès impose un pH dont la valeur est élevée.

-  Le pH augmente à nouveau lentement puis se stabilise.

 La fonction dérivée :

 

-  À l’équivalence du dosage d’un acide par la soude, la dérivée de la courbe pH = f (V_B) donnant l’évolution du pH en fonction du volume de soude versé est à son maximum.

 La solution aqueuse de soude

-  Préparation d’une solution de soude.

-  On dissout des pastilles d’hydroxyde de sodium.

-  On obtient une solution aqueuse appelée soude.

-  Équation de dissolution :

-   

-  Formule de la solution :

-   

-  Nom : Solution aqueuse d’hydroxyde de sodium.

 La solution aqueuse d’acide chlorhydrique

-  Préparation de la solution aqueuse de chlorure d’hydrogène appelée acide chlorhydrique :

-   On dissout du chlorure d’hydrogène (gaz) dans l’eau.

-  Équation de dissolution :

-   

-  Autre écriture :

-   

-  Formule de la solution aqueuse :

-  En première S :

-  En terminale S :

 Caractéristiques de la réaction entre l’acide chlorhydrique et la soude :

-  La réaction de dosage entre l’acide chlorhydrique et la soude :

H₃O⁺ (aq) + HO^– (aq) → 2 H₂O (ℓ)

 

-   

-  C’est la réaction inverse de l’autoprotolyse de l’eau.

-  La constante d’équilibre de cette réaction est :

-   

-  cette réaction est quasi totale car K > 10 ^4.

-  À l’équivalence, la solution obtenue est une solution de chlorure de sodium.

-  Cette solution est neutre car elle contient des ions indifférents.

-  À 25 °C, le pH à l’équivalence pH _E = 7,0.

-  À l’équivalence, la quantité de matière d’ions hydroxyde ajoutée est égale à la quantité de matière d’ions oxonium initialement présente.

 Caractéristiques de la réaction de titrage acido-basique

-  Une réaction de titrage acido-basique :

-  Est quasi-totale

-  Son taux d’avancement final τ ≈ 1

-  La constante d’équilibre de la réaction K ≥ 10⁴

-  La réaction est unique et rapide.

 Équivalence acido-basique

-  il y a équivalence lorsque les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques de la réaction.

-  Le point d’équivalence E :

-  Le point d’équivalence est le point d’inflexion de la courbe pH = f (V_B).

-  Au point d’équivalence, on change de réactif limitant et la courbe change de concavité.

-  Le point d’équivalence est caractérisé par ses coordonnées : pH _E et V_BE.

-  Relation à l’équivalence :

-  Un dosage consiste à déterminer la concentration d’une solution à l’aide d’une réaction avec une solution titrée.

-  Lorsque l’on dose un acide à l’aide d’une base, il se produit la réaction suivante entre deux couples acide / base : HA / A^–   et BH⁺ / B :

-  Exemple :

-  À l’équivalence, la quantité de matière d’acide apporté est égale à la quantité matière de base apportée :

-   

-  Cette dernière relation permet de calculer la concentration inconnue C_A à partir de la détermination graphique du volume V_BE.

 Détermination des coordonnées du point d’équivalence E

 

-  Méthode des tangentes.

-  elle permet par une méthode graphique de déterminer les coordonnées du point d'équivalence E.

-  On trace deux tangentes à la courbe pH = f (V_B), parallèles et situées de part et d'autre du point d'équivalence (point d'inflexion de la courbe) et suffisamment proche de l'équivalence.

-  On trace ensuite la parallèle à ces deux tangentes, équidistantes de celles-ci.

-  Son point d'intersection avec la courbe définit le point d'équivalence E.

-  Méthode de la fonction dérivée.

-  Pour repérer le point d’équivalence E, on peut tracer la courbe représentant le coefficient directeur a de la tangente à la courbe pH = f (V_B).

-  Le coefficient a est défini par la relation :

-   

-  L’abscisse V_BE du point d’équivalence E est l’abscisse de l’extremum de la courbe représentant  en fonction de V_B.

-  Exemple :

 

 Détermination de V_BE à l’aide d’un indicateur coloré.

-  C’est le principe du dosage colorimétrique.

-  Ce sont des indicateurs dont la teinte dépend du pH de la solution. Ils possèdent une zone de virage.

 

-  Un indicateur coloré convient pour un dosage acido-basique si sa zone de virage contient le pH à l’équivalence.

-  L’indicateur est convenablement choisi si l’ajout d’une seule goutte de solution titrante s’accompagne à la fois du passage par l’équivalence et d’un changement de couleur de l’indicateur.

-  Exemple :

 

 Indicateurs colorés de pH

-  Les indicateurs colorés sont constitués par des couples acide faible / base faible dont les espèces conjuguées ont des teintes différentes.

-  Écriture symbolique :

-   

-  On admet, de façon générale, que l'indicateur coloré prend sa teinte acide si :

-   

-  On admet, de façon générale, que l'indicateur prend sa teinte basique si :

-   

-  Dans la zone de pH, comprise entre , l’indicateur coloré prend sa teinte sensible.

-  Les couleurs des teintes acide et basique se superposent. Cette zone est appelée zone de virage de l’indicateur coloré.

-  Cas du B.B.T : Domaine de prédominance :  zone de virage : 6,0 -  7,6.

 

-  Remarque : la zone de virage est inférieure à 2 unités pH car la teinte acide est jaune et la teinte basique est bleue.

-  L’œil peut bien distinguer les deux couleurs.

-  Il se peut que la zone de virage soit supérieure à 2 unités pH si l’œil a du mal à distinguer les deux couleurs.

 Détermination de la valeur de la concentration inconnue :

-  À l'équivalence, les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques :

-  n_A = n_B 

-  D'où :

-  C_A . V_A = C_B. V_B 

-   

-  La concentration est donnée avec la même précision que la donnée la moins précise. Ici, elle sera donnée avec deux chiffres significatifs. 

 Caractéristiques de la réaction entre l’acide éthanoïque et la soude.

-  La réaction acido-basique fait intervenir les couples acide / base :

-  CH₃COOH / CH₃COO^–, pK_A = 4,8 et H₂O / HO^–, pK_e = 14

-  Il se produit la réaction :

 

 

CH₃COOH (aq) + HO^– (aq) → CH₃COO^– (aq) + H₂O (ℓ)

-  On peut calculer la constante l’équilibre K de cette réaction :

-   

-   

-  cette réaction est quasi totale car K > 10 ^4.

-  L’acide éthanoïque réagit quantitativement avec les ions hydroxyde.

-  À l’équivalence, l’acide éthanoïque presque totalement transformé en ion éthanoate.

-  On obtient une solution d’éthanoate de sodium.

-  L’ion éthanoate est la base conjuguée de l’acide éthanoïque.

-  À l’équivalence, la solution est basique : pH _E > 7

 Caractéristiques de la réaction entre l’ammoniac et l’acide chlorhydrique.

-  Couples acide / base : NH₄⁺ (aq) / NH₃ (aq), pK_A1 = 9,2 et H₃O⁺ (aq) / H₂O (ℓ), pK_A2 = 0

-  Équation de la réaction :

 

H₃O⁺ (aq) + NH₃ (aq) → NH₄⁺ (aq) + H₂O (ℓ)

-  Constante d’équilibre K de la réaction :

-   

-   

^-      cette réaction est quasi totale car K > 10^4.

-  à l’équivalence, on est en présence d’une solution aqueuse de chlorure d’ammonium.

-  L’ion chlorure est un ion indifférent et l’ion ammonium est un acide : pH_E < 7.