Transcript Dosage faible-fort

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Neutralisation d’une solution d’acide faible
par une solution de base forte
I- Etude expérimentale
1/ 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
éthanoïque et on suit l’évolution du pH du
mélange. Les résultats sont rassemblés
dans le tableau suivant.
(Na+ + OH-)
Cb= 0,1 mol.L-1
pH-mètre
(VA+Veau)
Agitateur
magnétique
Vb(c 0 1 2 3
m3)
pH
4 5
6 7
8 9 9, 9, 1 10, 11 12 14
5 7 0 5
2/ Courbe pH = f(vb)
( voir transparent)
3/ Analyse des résultats
 On constate que la courbe présente quatre zones de variation de
pH et deux points d’inflexions ( point de demi-équivalence et point
d’équivalence).
La courbe commence par une variation assez rapide de pH, une variation lente
de pH, un saut de pH puis une variation lente de pH.
 On constate qu’à l’équivalence le mélange a un caractère basique.
II- Justification théorique
1/ pH initial de la solution d’acide
L’acide éthanoïque étant un acide faible, sa dissociation est partielle.
H3O+ + CH3COO-
CH3COOH + H2O
On note C'a la molarité de la solution acide après dilution.
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Ca .va
101.10


 2 .10 2 mol.L1.
va  veau 10  40
1
1
pH  (pKa  log C'a )  (4,75  1,69)  3,22
2
2
2/ pH au point d’équivalence
C'a
a- Equation de la réaction
H3O+ + CH3COO- (1)
CH3COOH + H2O
Na+ +OH-
NaOH
Lorsqu’on ajoute progressivement la solution de soude les ions OHneutralisent les ions H3O+ et participent à la dissociation de l’acide selon
l’équation.
H3O+ + OH-
H2O + chaleur (2)
Equation bilan de la réaction
CH3COOH + OH-
H2O + CH3COO-
b- PH à l’équivalence acido-basique
Au point d’équivalence (na= nb) les ions H3O+ provenant de la solution acide
OHsont neutralisés par les ions
provenant
de la solution basique et l’acide est
complètement dissocié. Les espèces chimiques présentes à l’équivalence sont
Na+, CH3COO- et H3O+, OH- provenant de dissociation de l’eau. Les ions Na+
sont inertes par contre les ions CH3COO- sont des ions plus forte que l’eau ils
réagissent selon l’équation
CH3COO- + H2O
OH- + CH3COOH
Les ions provenant de cette réaction s’ajoutent à ceux de l’eau et on aura
H3O  OH d’où le caractère basique du mélange à l’équilibre.

 

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3/ pH du mélange à la demi-équivalence
H O .CH COO   pKa  pH  log CH COO 
Ka 

3


3
3
CH3COOH
CH3COOH
A la demi-équivalence on a : CH3COO   CH3COOH
donc pH = pKa. Alors le point de demi-équivalence E1/2(v1/2,pKa)
III- Application au dosage : Choix de l’indicateur coloré
Pour marquer la fin du dosage d’une solution d’acide par une solution de base
forte on choisit la phénolphtaléine dont la zone de virage (8,2< pH < 10)
encadre le pH du point d’équivalence.
IV Solution tampon
Définition
Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu à la suite d’une
addition d’une petite quantité d’acide ou de base ou à la suite d’une dilution
modérée.
Remarque
Une solution tampon peut être préparée en mélangeant la même quantité d’un
acide faible avec sa base conjuguée ou d’une base faible avec son acide
conjugué.
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