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Zitiervorschau

Omri Riadh : Harbile - Sétif

Dosage acido-basique I. Qu'est-ce qu'un titrage / dosage ? Le principe : A l'aide d'une réaction complète où l'on utilise une solution de concentration connue, on détermine via des quantités stœchiométriques, la concentration d'une solution inconnue de volume fixé. Le dosage acido-basique : Le dosage acido-basique est utilisé afin de déterminer la concentration inconnue d'une solution composée d'un acide ou d'une base, ou d'un mélange. Si la solution de titre inconnu est un acide, on verse une base de façon à neutraliser l'acide, l'intérêt étant de déterminer précisément la quantité de base ajoutée pour neutraliser l'acide. Il existe deux méthodes : • •

l'utilisation d'un indicateur coloré (volumétrie colorimétrique non-instrumentale), le tracé de la courbe qui donne le pH en fonction du volume de base ajouté (volumétrie instrumentale).

Le même principe est utilisé pour déterminer le titre d'une solution de base de concentration inconnue : on utilise alors une solution acide pour effectuer le titrage. La méthode est fiable, couramment utilisée, mais néanmoins limitée dans le cas des solutions trop diluées ou dans les cas de certains dosages de polyacides ou de polybases. 4. Principe du titrage volumétrique C'est une technique d'analyse quantitative qui permet de déterminer la quantité d'une substance nécessaire pour effectuer complètement une réaction chimique donnée. Le titrage consiste à verser à partir d'une burette un volume précis d'une solution dont la concentration est connue dans une solution contenant la substance à doser, de concentration inconnue. La substance contenue dans le titrant réagit de façon continue avec la substance à analyser. Le point atteint quand on a ajouté suffisamment de titrant pour que la totalité de la substance à analyser réagisse est appelé point d'équivalence. On identifie souvent ce point à l'aide du changement de couleur d'un produit chimique appelé indicateur. Les différentes conditions pour un titrage réussi sont : · Connaître la réaction exacte qui a lieu entre le titrant et la substance à analyser. · Le point d'équivalence doit coïncider avec le point de virage de l'indicateur utilisé (celui où il change de couleur).

Omri Riadh : Harbile - Sétif · Le volume de titrant requis pour atteindre le point d'équivalence doit être mesuré précisément. Indicateur coloré Substance chimique prenant une couleur caractéristique en présence d'une certaine dose d'une autre substance chimique ou organique et utilisé pour les dosages Choix d'un indicateur : Pour qu'un indicateur soit considéré comme valable, il faut que sa zone de virage (= variation de pH sur laquelle il change de couleur) soit comprise dans la portion verticale du graphe. Quelques indicateurs : Nom usuel de l' indicateur coloré

Couleur de la forme HA

Zone sensible, intervalle de pH

Couleur de la forme A-

Bleu de thymol (premier virage)

Rouge

1.20-2.80

Jaune

Bleu de bromophénol

Jaune

3.00-4.60

Bleu

Hélianthine

Rouge

3.10-4.40

Jaune

Vert de bromocrésol

Jaune

3.80-5.40

Bleu

Rouge de méthyle

Rouge

4.20-6.20

Jaune

Bleu de bromothymol

Jaune

6.00-7.60

Bleu

Rouge de phénol

Jaune

6.80-8.40

Rouge

Bleu de thymol (second virage)

Jaune

8.00-9.60

Bleu

Phénolphtaléine

Incolore

8.30-10.00

Violet

Thymolphtaléine

Incolore

9.30-10.50

Bleu

Rouge d' alizarine S (second virage)

Violet

10.00-12.00

Jaune

5. Exemple d'un titrage acide-base : Titrage acide Fort / base Forte HA (concentration + inconnue) Etat initial Etat intermédiaire A l'équivalence

OH(concentration connue)

A- + H2O

n H3O+

0

0

0

n H3O+ - x

x

x

x

0

n OH-

n

n

Omri Riadh : Harbile - Sétif Au départ, nous avons n moles d'acide fort, soit n moles d'H3O+. Durant la réaction, les ions OH- réagissent avec l'acide fort pour former sa base conjuguée et de l'eau. Au point d'équivalence, l'entièreté de l'acide est transformée en sa base conjuguée. A ce moment, le nombre de moles d'acide fort et de base forte sont identiques ! •

Au point d'équivalence, n H3O+ = n OH-

Ce point d'équivalence pourra être repéré à l'aide d'un indicateur qui changera de couleur ou par mesures de conductimétrie ou encore via l'analyse de l'évolution du pH. C'est une technique qui permet de déterminer la concentration d'une solution inconnue en la faisant réagir avec une solution de concentration connue. Il s'agit en fait de déterminer le volume de la substance connue qu'il a fallu ajouter pour neutraliser la solution inconnue dont le volume est fixé. De là on peut calculer le nombre de moles consommées afin de neutraliser (consommer) totalement les moles de la solution inconnue. L'on peut ensuite déterminer quel volume de la solution connue a dû réagir pour arriver à l'équivalence. Ensuite, on utilise la relation ci-dessous pour déterminer la concentration de la solution inconnue.

CA x VA = Cb x Vb Où C = la concentration (molarité) en mol.L-1 des solutions et V leurs volumes exprimés dans des unités de volume identiques ! Pour une réaction équimolaire, a l’équivalence (fin de réaction), le nombre d’équivalent-grammes de la solution connue (ex : NaOH) est égal au nombre d’équivalent-grammes de la solution inconnue (ex : HCL).

NA x VA = Nb x Vb Où N = la normalité des solutions et V leurs volumes exprimés dans des unités de volume identiques ! Manipulation Dispositif expérimental : Verrerie et matériel :

Réactifs :

Erlenmeyer. Bécher. Pipette jaugée de 10 mL. Noix et pince. Statif. Agitateur magnétique. Turbulent ou barreau aimanté. Burette graduée.

NaOH (0.1N). Acide chlorhydrique (inconnue). Acide phosphorique (inconnue). Phénolphtaléine. Hélianthine. Eau distillée.

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Dosage d’ un acide fort HCL par une base forte NaOH de titre connu en présence d’un indicateur coloré.

Mode opératoire : A l’aide d’une pipette graduée, prendre 20mL de la solution de HCl de concentration inconnue et les mettre dans un Erlenmeyer, y rajouter 2 gouttes de phénolphtaléine, plonger un barreau magnétique dans le contenu. Remplir ensuite la burette graduée avec une solution de NaOH (0,1N). Mettre en route l’agitateur magnétique. On verse NaOH goutte à goutte jusqu'à l'apparition de la coloration rose.

On note le volume versé correspondant à la neutralisation de l'acide. On refait un autre essai puis on calcule la concentration de la solution de HCl. Une fois, qu'on a trouvé le volume de soude nécessaire pour neutraliser la totalité de l'acide, soit à l'aide d'un indicateur coloré, on peut calculer la normalité. Le volume de NaOH versé au point équivalent: V1= 20 ml V2= 19.5ml Vmoyen=19.75ml La réaction de la neutralisation: H3O+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + 2 H2O. NA .VA=NBVB Soit : NB= 0.1 mol/ml

NA =NB .VB / VA VB=10 ml

La normalité de la solution de HCl: NA= 0.1975 mol/ml Concentration de la solution inconnue : connaissant maintenant le volume d'équivalence, nous pouvons déterminer quelle était la concentration de la solution inconnue : M1 . V1 = M2 . V2

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M2 = 0,05 mol.L-1

Dosage d’ un triacide fort H3PO4 par une base forte NaOH de titre connu en présence d’un indicateur coloré. H3PO4 + NaOH Na3PO3 + 3 H2O Mode opératoire : On prélève, dans un erlenmeyer, 20ml d'une solution de H3PO4 de concentration inconnue, et on ajoute une à deux gouttes d'indicateur coloré (Hélianthine). plonger un barreau magnétique dans le contenu.

On rempli la burette de NaOH de concentration connue (0.1N), Mettre en route l’agitateur magnétique et on verse goutte à goutte jusqu'à l'apparition de la coloration jaune claire et noter le volume V1. Puis, après la première équivalence, on ajoute 2 gouttes de phénolphtaléine, la solution redevient rose à la deuxième équivalence. Noter le volume V2. Le point d’équivalence de la troisième acidité (trop faible) n’est pas dosé dans ces conditions. On note le volume versé correspondant à la neutralisation de l'acide. On refait un autre essai puis on calcule la concentration de la solution de H3PO4. Une fois, qu'on a trouvé le volume de soude nécessaire pour neutraliser la totalité de l'acide, soit à l'aide d'un indicateur coloré, on peut calculer la normalité. Calcul de la normalité : A la première équivalence on a dosé un tiers de l'acidité potentielle totale de l'acide phosphorique. On a donc comme relation : H3PO4 + OH -→H2PO4- + H2O 1/3 NA* VA = NB* V1 (1)

Omri Riadh : Harbile - Sétif A la seconde équivalence on a dosé les deux tiers de l'acidité potentielle totale de l'acide phosphorique. D'ou la relation : H2PO4 - +OH -→ HPO42- + H2O 2/3 NA* VA = NB* V2 (2) En additionnant, l'équation (1) et l'équation (2) on obtient : NA* VA = NB* (V1 + V2) D'ou l'expression de la normalité de la solution d'acide phosphorique : NA = NB * (V1 + V2)/VA