Transcript Dosage fo
[email protected] Neutralisation d’une solution d’acide fort par une solution de base forte I- Etude expérimentale 1/ Définitions On appelle réaction de neutralisation la réaction qui se produit entre une solution aqueuse acide et une solution aqueuse basique. 2/ Expérience Burette graduée On ajoute goutte à goutte la solution de soude à laide de la burette graduée à un volume v de la solution d’acide chlorhydrique (0,1 M). Après chaque addition, on mesure la valeur du pH mélange. Les résultats sont rassemblés dans le tableau suivant. (Na+ + OH-) Cb = 0,1mol.L-1 pH-mètre (VA+Veau) Agitateur magnétique Vb(c 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 9, 9, 1 10, 11 12 14 m3) 5 7 0 5 pH 1, 1, 1, 1, 1, 1, 1, 1, 2, 2, 4 4, 7 10, 10 11 11, 6 6 6 65 7 75 8 95 1 6 5 3 ,9 ,2 4 3/ Courbe pH = f(vb) ( voir transparent) 4/ Analyse des résultats On constate que la courbe présente trois zones de variation de pH et un point d’inflexion. La courbe commence par une variation lente de pH, un saut de pH puis une variation lente de pH. Définition On appelle équivalence acido-basique lorsque le nombre de moles H3O+ 1/4 [email protected] d’ions capable d’être donnés par la solution acide est égal au nombre de moles d’ions OH- capables d’être donnés par la solution basique. On peut écrire alors na = nb ou Ca.Va = Cb.Vb On détermine graphiquement le point d’équivalence ( point d’inflexion) par la méthode des tangentes. On constate qu’à l’équivalence le mélange a un caractère neutre pHE = 7. II- Interprétation 1/ pH initial de la solution de HCl L’acide chlorhydrique étant un acide fort, sa dissociation est totale. HCl + H2O H3O+ + Cl- On note Ca la molarité de la solution acide après dilution C celle avant. 1 C .va 10 .10 2 .10 2 mol.L1. On donne 2 = 100,3 Ca v veau 10 40 H O C 3 a 101,3 pH 1,7 2/ pH au point d’équivalence a- Equation de la réaction H3O+ +Cl- HCL + H2O NaOH Na+ +OH- La réaction se produit entre les ions hydroniums provenant de la solution acide et les ions hydroxyde provenant de la solution basique. H3O+ + OH- 2H2O + chaleur b- pH à l’équivalence acido-basique Les espèces chimiques présentes à l’équivalence sont : Na+, Cl- et H3O+, OH- de l’eau Les ions Na+ et Cl- sont inertes alors 2/4 [email protected] H O OH 3 ; à 25C H3O 107 mol.L1 pH 7 Généralisation Lorsqu’on réalise la neutralisation d’une solution d’acide fort par une solution de base forte le pH du point d’équivalence est neutre. III Application au dosage 1/ Définition On appelle dosage d’une solution acide est la détermination de sa molarité à l’aide d’une solution basique dont la molarité est connue. 2/ Application Pour déterminer la molarité d’une solution d’acide chlorhydrique, on réalise son dosage à l’aide d’une solution déci molaire de soude. Pour atteindre l’équivalence, on a ajouté à va= 10 cm3 de la solution d’acide un volume vb= 15 cm3 de soude. Déterminer la molarité Cb de la base. IV Choix de l’indicateur coloré 1/ Les indicateurs colorés Un indicateur coloré est un couple acide base formé d’un acide faible et de sa base conjuguée. Nous symbolisons un indicateur coloré par Hind (forme acide) et par ind- sa base conjuguée (forme basique) dont les couleurs sont distinctes. 2/ teinte sensible et zone de virage d’un indicateur pH pKa Couleur de Hind Couleur de ind- Teinte sensible Exemple Indicateur B.B.T Hélianthine 3/4 Ph.ph [email protected] Zone de virage 6,0 - 7,6 3,0 - 4,4 8,2 - 10 Teinte sensible verte Jaune orangé Legèrement rose 3/ Chois de l’indicateur coloré L’indicateur coloré qui convient le mieux à un dosage est celui dont la zone de virage encadre le pHE. Pendant un dosage d’une solution d’un acide fort par une solution de base forte on utilise le Bleu de bromothymol. 4/4