Physique générale : Courbes et titrages acides-bases

WILLAM Laura                                                                                                                    Bio B Bleu     THOMA Clément                                                                                                                3/12/2020  

Rapport TP : « Courbes et titrages acides-bases » 

BUT : 

Trouver le point d’équivalence, demi-équivalence et double équivalence des différentes solutions d’acides bases préparées préalablement par titrage et en tracer les graphiques.

PARTIE THÉORIQUE : 

Le point d’équivalence est défini comme le point où la quantité molaire d’acide est la même que la quantité molaire de la base délivrée lors du titrage ou en d ‘autres termes : tous les ions H3O+ ont été consommés et la solution passe rapidement d’un état acide à un état basique séparés par la neutralité (pH = 7). L’acide fort est alors transformé en sa base conjuguée à ce moment précis. C’est pourquoi on observe une augmentation du pH à la suite du point d’équivalence puisqu’un acide fort présente un pH faible tandis qu’une base forte a un pH élevé.

                      pH = − log Ca                                                   Ca = 10−pH 

PARTIE EXPÉRIMENTALE :  

Lors de notre TP, nous avons préparé 3 dilutions d’acides : acide chlorhydrique à 0,1 M, acide acétique 0,1 M et acide phosphorique 0,03 M.  

 Nous avons relevé les pH grâce au pH-mètre de ces acides après différents volumes de Na OH délivrés. Nous avons ainsi pu dresser un graphique avec ces mesures et déterminer le point d’équivalence, de demi-équivalence et de double équivalence pour chacune de ces expériences.  

RÉSULTATS : 

Avant de réaliser les titrages, nous avons dû effectuer des dilutions pour obtenir la concentration d’acide adéquate. Il a fallu passer dans certains cas par des réactions en cascade.

Pour l’HCl, celui-ci était concentré à 12 M alors que nous avions besoin de 25 ml d’une solution concentrée à 0,1 M. Notre choix a été de diluer l’acide chlorhydrique dans 250 ml d’eau distillée et pour se faire, il nous fallait prélever 2 ml d’HCl à 12 M. Au final, nous disposions de 250 ml d’une solution de HCl à 0,1 M dans laquelle nous pouvions prélever 25 ml pour commencer notre titrage. (Voir calculs page suivante)

C1V1 = C2V2 

C2V2

V1 = [pic 1] 

C1

V[pic 2] 

V1 = 2,083.10−3 

        V[pic 3]        2mL 

Le CH3COOH était concentré à 17 M alors qu’il nous fallait 25 ml d’une solution d’acide à 0,1 M. C’est pourquoi, nous avons calculé le volume à prélever pour obtenir 250 ml d’une solution à 0,1 M. Après résolution de nos calculs, nous avons trouvé qu’il fallait un volume de 1,5 ml de CH3COOH 17 M à déverser dans 250 ml d’eau distillée pour obtenir une solution à 0,1 M.

C2V2

V1 = [pic 4] 

C1

V[pic 5] 

V1 = 1,471.10−3 

V1 ≈ 1,5mL 

Pour le H3PO4, nous disposions d’une solution concentrée à 15M que nous devions diluer 500x pour en obtenir une à 0.1M. pour ce faire nous avons réalisé une dilution en cascade en diluant d’abord 10x et ensuite 50x : pour la dilution 10x, 5mL d’H3PO4 ont été prélevé et dilué dans 50mL d’eau déminéralisée ce qui nous a donné une solution mère à 1.5M. En outre, nous avons prélevé 2mL de cette solution mère que nous avons porté à 100mL nous donnant une solution fille à 0.03M de laquelle nous pouvions prélever les 25mL requis au titrage.

Concernant la solution de NaOH, nous devions calculer la masse à prélever pour obtenir 0,1 M. Pour 100 ml de solution de NaOH à 0,1 M, il nous fallait trouver le nombre de moles de NaOH puis multiplier celui-ci par sa masse atomique :  

1. C = [pic 6]n  donc n = C. V  V

                                           = 0,1 M.0,1 L

                                           = 0,01 mol

1. n = m[pic 7] donc m = n.M M

                                            = 0,01 mol.39,997 mol/l

                                            = 0,39997 g (= 0,4 g)

La masse trouvée, il ne nous reste plus qu’à dissoudre le NaOH avec de l’eau distillée dans un matras de 100 ml et effectuer la mise au trait en remuant au fur et à mesure.

Toutes nos préparations réalisées, nous avions répété 3 fois la même opération. À savoir :

• Mettre le dispositif avec la burette en place et y verser la solution de NaOH
• Prélever 25 ml de l’acide en question et le verser dans un bécher  
• Placer l’électrode du pH-mètre dans la solution d’acide et vérifier le pH  
• Mettre en marche l’agitateur magnétique et commencer le titrage

    Voici nos résultats obtenus lors de ces titrages : 

• 25 mL d’HCl 0.1M titré par NaOH 0.1M (= acide fort – base forte).

[pic 8]

• 25mL de CH3COOH 0.1M titré par NaOH 0.1M (= acide faible – base forte).

[pic 9]

• 25mL d’H3PO4 0.03M titré par NaOH 0.1M (= polyacide – base forte).

[pic 10]

ANALYSE DES RÉSULTATS : 

⇨ 25 mL d’HCl 0.1M titré par NaOH 0.1M (= acide fort – base forte)

Sur le graphique, nous voyons que le point de demi-équivalence se trouve à ≈6 mL ce qui correspond à l’instant où la moitié des ions H3O+ ont été consommés. Nous voyons ensuite que le point d’équivalence se trouve à environ 12mL de NaOH déversé et que le pH passe subitement de ≈3 à 12. La raison à cela est que, vu que l’on a atteint le point d’équivalence, tous les ions H3O+ ont été consommés et la solution passe rapidement d’un état acide à un état basique séparés par la neutralité (pH = 7). Enfin, au point de double équivalence (≈24mL), le double les molécules nécessaires pour arriver à l’équivalence ont été introduites dans la solution d’acide chlorhydrique ce qui a pour conséquence que la base prend le dessus sur l’acide et que la solution devient très fortement basique avec un pH dépassant le pH 12.

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