I- Évolution du pH lors de l’addition d’une base à un acide.

TP Chimie N° 06 : Suivi pH-métrique d'un réaction acido-basique.

1)- Réaction entre l’acide chlorhydrique et la soude.

a)- Expérience :

-  à un volume V_A = 10 mL d’acide chlorhydrique de concentration C_A = 1,0 x 10 ^{– 1} mol / L,

-  on ajoute progressivement de la soude (solution aqueuse d’hydroxyde de sodium) de concentration C_B = 1,0 x 10 ^{– 1} mol / L.

  On mesure le pH de la solution initiale et le pH de la solution obtenue après chaque ajout de soude.

b)- Exploitation :

-  on trace le graphe : pH = f (V_B).

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

-  Partie AB de la courbe : -  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.

2)- Réaction entre l’acide éthanoïque et la soude.

a)-     Expérience :

à un volume V_A = 10 mL d’acide éthanoïque de concentration C_A = 1,0 x 10 ^{– 1} mol / L,

-  On ajoute progressivement de la soude (solution aqueuse d’hydroxyde de sodium) de concentration C_B = 1,0 x 10 ^–1 mol / L.

-  On mesure le pH de la solution initiale et le pH de la solution obtenue après chaque ajout de soude.

b)-     Exploitation : on trace le graphe : pH = f (V_B).

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

3)- Équivalence :

a)- Définition :

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

b)- 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.

c)- Influence de la dilution.

-  La dilution de l’acide et de la base dans les mêmes proportions ne change pas le volume de base versée à l’équivalence (V_BE).

-  La dilution influe sur le saut de pH. L’amplitude du saut de pH diminue lorsque l’on dilue.

II- Repérage du point d’équivalence E.

1)- Détermination graphique de V_BE.

a)- 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.

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b)- 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.

2)- 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 la valeur du  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 1 : dosage de l’acide chlorhydrique par la soude.

Fichier Excel.zip

-  L’hélianthine qui change de couleur avant l’équivalence ne convient pas mais nous renseigne sur le début de l’équivalence.

-  Le B.B.T vire à l’équivalence.

-  Le B.B.T convient pour ce type de dosage.

-  La phénolphtaléine vire après l’équivalence.

-  Elle nous renseigne sur la fin de l’équivalence.

-  Exemple 2 : dosage de l’acide éthanoïque par la soude.

-  L’hélianthine qui change de couleur nettement avant l’équivalence ne convient pas.

-  Le B.B.T nous renseigne sur le début de l’équivalence. 

-  La phénolphtaléine convient pour ce dosage.

3)- Détermination d’une concentration inconnue.

-  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 :  

HA    +   B      =    A^–   +   BH ⁺

-  On connaît :

-  On détermine la valeur de V_BE , à l’aide d’une méthode graphique ou à l’aide d’un indicateur coloré.

-  Par définition, à l’équivalence, l’acide et la base ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques de la réaction.

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

-  n_A =   n_BE

-  C_A .  V_A  =  C_B . V_BE

-  Cette dernière relation permet de calculer la concentration inconnue.

III- Caractéristiques de la réaction de titrage acido-basique.

1)- Taux d’avancement final des réactions acido-basiques.

-  Application : étude de la réaction entre l’acide éthanoïque et la soude. On donne :

-  En déduire la valeur τ du taux d’avancement de la réaction et conclure.

-  Réponse :

-  Tableau d’avancement de la réaction.

-          Connaissant C_A, V_A et C_B ,on peut en déduire la valeur de V_BE.

-          À l’équivalence : 

-  Conclusion : V_B <   V_BE.

-  La base est le réactif limitant.

-  Avancement maximal : 

-  x_max =  C_B. V_B = 5,0 x 10 ^{– 4} mol

-  Avancement final : 

-  La valeur du pH permet de connaître la concentration en ions oxonium mais aussi la concentration en ions hydroxyde HO ^–  .

-  Pour la détermination de l'avancement final, c'est la valeur de la concentration en ions hydroxyde qui est utile.

-  [HO ^–]_f = 10 ^{pH – pKe} _avec  n (HO ^–) _f = C_B. V_B – x_f

-  x_f = C_B. V_B – n (HO ^–)_f 

-  x_f = C_B. V_B – [HO ^–]_f . (V_A + V_B + V_eau)

-  x_f = C_B. V _B – 10 ^{pH – pKe} . (V_A + V_B + V_eau)

-  x_f = (1,0 x 10 ^{– 1} x 5,0 x 10 ^{– 3}) – 10 ^{4,8 – 14} x (10 + 5,0 + 10) x 10 ^{– 3} 

-  x_f ≈ 5,0 x 10 ^{– 4} mol

-  Taux d’avancement de la réaction :

-  La transformation est quasi totale.

2)- Caractéristiques de la réaction entre l’acide chlorhydrique et la soude.

-  Le chlorure d’hydrogène réagit totalement sur l’eau.

-  Il découle de ceci que l’espèce HCℓ n’existe pas en solution aqueuse. 

-  On écrit  :          

HCℓ  _(g) +   H₂O  _(ℓ)  →  H₃O⁺ _(aq)  + Cℓ^–_(aq) 

-  L’ion chlorure Cℓ^–  ne réagit pas avec l’eau.  

-  Il ne capte pas de proton pour redonner l’acide HCℓ. 

-  On dit que l’ion chlorure Cℓ^–  est un ion indifférent, il est spectateur.

-  La soude est une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium.

-  L’hydroxyde de sodium est un composé ionique (solide blanc) qui réagit totalement avec l’eau.

-  On donne l’équation simplifiée :       

-  Il découle de ceci que l’espèce NaOH n’existe pas en solution aqueuse.

-  L’ion sodium Na⁺  ne réagit pas avec l’eau. 

-  Il n’a pas de propriété acide.

-  On dit que l’ion sodium

-  Na⁺  est un ion indifférent, il est spectateur.

-  La réaction entre l’acide chlorhydrique et la soude fait intervenir les couples acide / base de l’eau :

-  H₃O⁺_(aq) / H₂O _(ℓ) et  H₂O _(ℓ) / HO ^–_(aq) 

-  il se produit la réaction  :     

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.

-  Conclusion : 

-  La réaction d’un acide de pK_A inférieur à 0 sur une base de pK_A supérieur à 14 a pour équation :

-  il se produit la réaction  :     

H₃O⁺_(aq)   +    HO^–_(aq)   →   2 H₂O _(ℓ) 

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

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

-  La réaction de l’acide éthanoïque sur l’eau conduit à un équilibre chimique :

CH₃COOH _(aq)     +   H₂O _(ℓ)      =   CH₃COO^– _(aq)    +   H₃O⁺ _(aq)   

-  Avec pK _A = 4,8

-  La solution d’acide éthanoïque de concentration C_A = 1,0 x 10 ^{– 1} mol / L à un pH ≈ 2,9.

-  Alors : pH   <   pK_A : c’est l’espèce acide qui prédomine.

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-  La soude est une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium.

-  L’hydroxyde de sodium est un composé ionique (solide blanc) qui réagit totalement avec l’eau.

-  On donne l’équation simplifiée :

-  Il découle de ceci que l’espèce NaOH n’existe pas en solution aqueuse.

-  L’ion sodium Na ⁺  ne réagit pas avec l’eau. 

-  Il n’a pas de propriété acide.

-  On dit que l’ion sodium

-  Na ⁺  est un ion indifférent, il est spectateur.

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

-  CH₃COOH _(aq) / CH₃COO ^– _(aq) et  H₂O _(ℓ) / HO ^–_(aq)

-  Il se produit la réaction :

CH₃COOH _(aq)  +   HO^–_(aq)  =   CH₃COO^– _(aq)   +    H₂O _(ℓ) 

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

-  On multiplie le numérateur et le dénominateur par la concentration en ions oxonium à l’équilibre.

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

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

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

-  À l’équivalence, l’acide éthanoïque est 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 ≈  8,7.

-  Il faut utiliser la phénolphtaléine comme indicateur coloré. Le pH du point d’équivalence appartient à la zone de virage de l’indicateur coloré.

-  Conclusion : 

-  La réaction d’un acide de pK_A supérieur à 0 sur une base d’un couple de pK_A supérieur à 14 a pour équation :

-  Il se produit la réaction :

HA_(aq)   +    HO^–_(aq)   →    A^–_(aq)     +     H₂O _(ℓ) 

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

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

-  Application : On donne :

-  Donner les couples acide / base qui interviennent.

-  Écrire l’équation de la réaction entre l’ammoniac et l’acide chlorhydrique.

-  Calculer la valeur du volume V_AE d’acide versé à l’équivalence.

-  Écrire et calculer la constante d’équilibre K  de cette réaction. Conclure.

-  Que peut-on dire de la valeur du pH de la solution obtenue à l’équivalence ? Justifier.

-  Réponses : 

-  H₃O⁺_(aq) / H₂O _(ℓ) et  H₂O _(ℓ) / HO^–_(aq) 

-  Couples acide / base :  NH₄⁺_(aq) / NH_{3 (aq)} et H₃O⁺_(aq) / H₂O _(ℓ)  

-  Équation de la réaction : 

H₃O⁺_(aq)   +  NH_{3 (aq)}  =  NH₄⁺_(aq)   +  H₂O _(ℓ)     

-  À l’équivalence :

-  

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

H₃O⁺_(aq)   +  NH_{3 (aq)}  →  NH₄⁺_(aq)   +  H₂O _(ℓ)     

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

-  L’ion chlorure est un ion indifférent et l’ion ammonium est un acide :  pH_E  < 7. (pH ≈ 5,3)

IV- Applications.

1)- QCM :

2)- Exercices :