Compte Rendu Ph-Mètrie [PDF]

Zitiervorschau

Compte rendu :

Dosage pH-mètrie i

i

Réaliser par :    

BOULAJOUL Ikram Esseghraoui Hassna Boumahdi Fatima Elyazidi meryam

Encadré par :  Mr. LAABILTA  Mme. AMEDAOUF

11/12/2021

But :  Réaliser un dosage pH-métrique (acide fort, acide faible et un polyacide, par une base forte)  Déterminer la concentration de l’espèce à traiter.  Faire une comparaison entre la précision des dosages pH-métriques et les dosages colorimétriques d’après les résultats obtenus.

Principe : Ce TP est basé sur la réalisation d’un dosage pH-métrique qui consiste à déterminer la concentration appropriée d’acide dans la solution. Pour cela, on effectue le titrage d’un volume précis de la solution d’acide de concentration inconnue par une solution de base de concentration connue, afin de déterminer l’équivalence. Les méthodes utilisées pour déterminer l'équivalence sont :

 Utilisation d'un indicateur coloré : qui provoque à un changement de couleur de réactif titré à l’équivalence.  Mesures du pH : On mesure le pH du milieu réactionnel au fur et à mesure de l'ajout du réactif titrant, on trace alors la courbe donnant les variations du pH. À partir de cette courbe, on détermine l'équivalence.

Matériels et produits utilisées : Matériels utilisées : -pH-mètre -Burette de 50ml -Béchers -Agitateur magnétique -Barreau magnétique -Eprouvette -Fiole jaugé de 1L pour (HCl, CH3COOH, H3PO4) -Fiole jaugé de 2L pour NaOH -Spatule -Balance électrique

produits utilisées -HCl (acide fort) -NaOH (base forte) -CH3COOH (acide faible) -H3PO4 (triacide) -Indicateur coloré (bleu de bromothymol BBT – méthyle orange – phénolphtaléine PP)

Schéma de la manipulation :

La base

Barreau magnétique

L’acide

 Montage du titrage d’un acide fort par une base forte.

Préparation des produits :  Préparation de NaOH : On veut préparer une solution de NaOH de concentration 0.1mol/ et de M(NaOH)= 40g/mol : C=m/ (V*M)

m=C*V*M

m=0.1*2*40

D’où : m= 8g Donc la masse traité de NaOH va être : m(NaOH)= m+ 5%*m m(NaOH)= 8.4g -Verser alors m=8.4g dans la fiole jaugé de 2L en ajoutant de l’eau jusqu’à le trait de jauge -Homogénéiser la solution avec un agitateur magnétique.

Mode opératoire :

 Mettre la solution basique préparé dans la burette de 50ml et versé, à l’aide d’une éprouvette, 40ml de la solution titré dans le bécher de 100ml  Ajouter quelques gouttes de l’indicateur coloré le BBT au HCl (avoir un mélange de coloration jaune) pour le 2éme TP ajouté le PP au CH3COOH.  Pour le triacide on ajoute le méthyle orange puis le BBT.  Commencer le dosage, on laisse passer la solution titrante ml par ml  Pour chaque ml on note la valeur de volume versé de la soude et le pH correspondant  Noter la valeur de Volume versé et de pH correspondants à la coloration apparente; c’est l’équivalence du dosage colorimétrique  Continuer le dosage de la même manière jusqu’à atteindre le V versé= 50ml.  Tracer la courbe pH=f (V versé)  Déterminer le point d’équivalence  Trouver la concentration des solutions titrante expérimentalement et théoriquement.

1er TP : acide fort par une base forte Courbe de pH= f (V versé) :

pH=f(Vversé) 14 12 10 pHeq

8 pH=f(Vversé)

6 4 2 0 0

10

20

30

40

Veq

50

60

 Expérimental :

Ve pHe pHi pH1/2 Ca

I.C 43.3 7.02 1.19 1.6 0.108

GA pH-m 41.2 6.9

0.103

I.C 37.4 6.6 1.26 1.68 0.0935

GB pH-m 37.2 6.78

0.093

 Théorique : 1. Ca= 0.12M 2. Réaction du dosage : H3O₊ + 3. pHi= -log (H3O+)i = -log(Ca)

OH₋

2H2O

pHi= 0.92 pHe= 7 4. pH 1/2 = -log (H3O+) = -log ((Ca*Va-Cb*Vb1/2 / (Va+Vb1/2) pH 1/2 = 1.5

2éme TP : acide faible par une base forte

pHi Veq V½ pHe Courbe de pH= f (V versé) :

GROUPE A théorique pratique 3.11 35.2 35.2 17.6 17.6 8.6 8.5

GROUPE B théorique pratique 3.29 32.8 32.85 16.4 16.42 8.09 8.62

1- V’e = 35.2ml 2- pHi = 3.11 3-

pHe = 8.5

pH pHi pHe pH1/2

pH1/2 = 4.75

Les espèces chimiques CH3COOH, H2O CH3COO-, H2O CH3COOH, OH-, CH3COO-, H2O

pHi˂pKa

/

pHe˃pKa

Réaction de dosage: CH3COOH 4- Ve’ * C’a = Cb*Vb ; Ca’= 0.113 mol/L

+

/ OH-

pH1/2= pKa CH3COO-

+

H2O

Ca’= (Cb*Vb)/ Ve’= (0.1*40)/35.2

5- pHi= ½*(pKa- log Ca’) pHi= ½ (4.76- log0.113) pHi= 2.85 6- pH ½ = pKa 7- pKa= pH ½ = 4.75 ΔpKa = pKa théorique – pKa exp= 4.76-4.75 ΔpKa = 0.01 8- pH (base faible)= ½ (pKa+ pKe+ log(C’aV’a/(Ve’+Vb)) pH = ½ (4.75+14+log(0.1*35.2/35.2+40)) pH= 8.71 9pHi pH ½ pHe

pH exp 3.11 4.75 8.5

pH th 2.85 4.76 8.71

10- pHe (colorimétrie)= 7.76 pHe (pH métrie)= 8.5 pHe (théorique)= 8.71 alors pHe/ cal plus proche à pHe th que pHe pH-métrie 11- On choisit les indicateurs colorés car le ph équivalent appartient aux zones de virages de ces indicateurs.

3éme TP : triacide par une base forte

Courbe de pH= f (V versé) :

1- Veq₁ = 31.8mL (méthyle orange) Vaq₂ = 67.2mL (phénolphtaléine) 2- 1er virage : pH initiale = 1.93 pH à l’équivalence = 4.6 pH de demi équivalence = 2.4 2ème virage : pH initiale = 1.93 pH à l’équivalence = 9 pH de demi équivalence = 5,7 3pH Ph initiale pH de demi équivalence 1 pH d’équivalence 1 pH de demi équivalence 2 pH d’équivalence 2 1er virage : pH de demi équivalence = 2.45 > pKa1 = 2.148 pH d’équivalence = 4.6 > pKa1 = 2.148

Les espèces chimiques H₃PO₄ , H₂O H₃PO₄ , H₂O , OH⁻ , H₂PO₄⁻ H₂PO₄⁻ , H₂O H₂PO₄⁻ , H₂O , OH⁻ , H₂PO₄²⁻ PO₄³⁻ , H₂O

2ème virage : pH de demi équivalence = 5.7 < pKa2 = 7.198 pH d’équivalence = 9.15 > pKa1 = 7.198 4- Les réactions : 1er virage : H₃PO₄ + OH⁻ → H₂PO₄⁻ + H₂O 2ème virage : H₃PO₄⁻ + OH⁻ → H₂PO₄²⁻ + H₂O

5- On a Ca’’ * Va = CB*(VBeq₂ - VBeq₁) C = 0.0882 mol/l 6- pH de demi équivalence 1 = pKa₁ = 2.148 pH de demi équivalence 2 = pka₂ = 7.198 7- On choisit les indicateurs colorés car le ph équivalent appartient aux zones de virages de ces indicateurs.