APPLICATION AUX DOSAGES 1-Définition

CHAPITRE 9 : ACIDES/BASES

APPLICATION AUX DOSAGES 1-Définition

Doser ou titrer une solution c’est déterminer expérimentalement sa concentration molaire grâce à une solution titrée par une méthode appropriée.

2-La réaction acide fort-base forte.

2-1-Etude de la réaction entre l’acide chlorhydrique et l’hydroxyde de sodium

Lorsqu’on réalise un mélange équimolaire de solution d’acide chlorhydrique et d’hydroxyde de sodium :

-On observe l’élévation de la température du milieu réactionnel : la réaction entre un acide fort et une base forte est exothermique

-Le p^H du milieu réactionnel est égal à 7 à 25°C.

-Par évaporation de l’eau, il se forme du chlorure de sodium. La réaction qui a lieu concerne uniquement les ions hydroniums apportés par la solution d’d’acide chlorhydrique et les ions hydroxyde apportés par la solution d’hydroxyde de sodium. Elle est d’équation-bilan : H₃O⁺ + OH^- → 2H₂O

2-2-Evolution du p^H au cours du temps 2-2-1-Etude expérimentale

On effectue un dosage p^H-métrique de la solution d’acide chlorhydrique par la solution d’hydroxyde de sodium.

Précautions à prendre avant le dosage : -Etalonner le p^H-mètre

-Bien faire le zéro de la burette graduée.

2-2-2-Etude de la courbe p^H = f(VB)

Les différentes valeurs de p^H et de volume V_B de base Permet de tracer la courbe p^H = f(VB)

Cette courbe est croissante et présente un point d’inflexion appelé point d’équivalence E dans une partie appelée saut de p^H . L’équivalence est atteinte lorsque les réactifs sont

dans les proportions stœchiométriques de l’équation-bilan de la réaction de dosage.

A l’équivalence nH3O⁺ = nOH^- ↔ CAVA = CBVB

NB : Toujours faire attention lorsqu’il y a un diacide fort ou une dibase forte.

L’équation-bilan globale de la réaction s’écrit : H₃O⁺ +Cl^- + Na⁺ + OH^- → 2H₂O+ Na⁺ + Cl

-Détermination du point d’équivalence

-Par la méthode des tangentes parallèles : elle consiste à tracer :

*deux tangentes parallèles de même direction Support

Barreau aimanté Agitateur magnétique aimanté

pinces

Burette graduée contenant la solution d’hydroxyde de sodium

Bécher contenant la solution d’acide chlohydrique

P^H-mètre Schéma du dispositif expérimental de dosage

p^H

VB(ml)

93 de part et d’autre du saut de p^H

*Un segment joignant les deux tangentes et perpendiculaire à ces deux dernières

*La médiatrice du segment qui coupe la courbe au point d’équivalence noté E.

-Par la méthode de la courbe dérivée : à l’aide d’un logiciel informatique de calcul, on trace la courbe

= f(V_B)(ici en traits interrompus) qui présente un maximum pour V_B = V_BE

-Par l’utilisation d’un indicateur coloré approprié (dosage colorimétrique) qui est le bleu de bromothymol

Un indicateur coloré approprié est un indicateur coloré dont le p^H_Eappartient à sa zone de virage.

Relation donnant le p^H du mélange au cours du dosage de l’acide fort par la base forte -Avant l’équivalence : nH₃O⁺ > nOH^- ↔

p^H =- log( ) = - log( ^{. .} )( monoacide et monobase forts) -A l’équivalence : nH₃O⁺ = nOH^- ; p^H =7 à 25°C.

-Après l’équivalence : nH3O⁺ < nOH^- ↔

p^H =14+ log( ) =14 + log( ^{. .} )( monoacide et monobase forts) -A la fin du dosage de l’acide fort par la base forte, lorsque VB≫VA ou alors lorsque VB≫

p^H =14+log(

.[ ]

( )) Or →0 ↔ p^H = 14+ log(C_B) Donc à la fin du dosage, le p^H tend vers celui de la solution dosante(Na⁺ + OH^-)

2-3-Dosage d’une base forte par un acide fort.

La courbe p^H = f(V_A) est décroissante et admet un seul point d’inflexion.

-Avant l’équivalence : nOH^-< nH3O⁺↔

p^H =14+ log( ) = 14+log( ^{. .} )( monoacide et monobase forts)

-A l’équivalence : nH₃O⁺ = nOH^- ; p^H =7 à 25°C.

-Après l’équivalence : nH₃O⁺ > nOH^- ↔

p^H =- log( ) = - log( ^{. .} )( monoacide et monobase forts)

-A la fin du dosage de la base forte par l’acide fort, lorsque V_A≫VB ou alors lorsque V_A≫VAE

p^H =- log(

.[ ]

( )) Or →0 ↔ p^H = - log(C_A) Donc à la fin du dosage, le p^H tend vers celui de la solution dosante(H₃O⁺ + Cl^-)

NB : Ces dernières relations permettent de calculer le p^H d’un mélange de solutions d’acide fort et de base forte.

EXERCICE D’APPLICATION :Calculer le p^H de la solution obtenue par mélange de 20 ml de solution centimolaire d’acide sulfurique avec 30 ml d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration 5× 10 mol/L.

p^H

VB(ml) V_BE

pH_E

0

E dp

dV

VA(ml) 0

p^H

94 SOLUTION :

Calculons les quantités de matière d’ions hydronium apportés par la solution d’acide sulfurique et d’ions hydroxyde apportés par la solution d’hydroxyde de sodium, puis comparons ces valeurs afin de choisir la relation correspondante du p^H

Acide sulfurique :Ca=10^-2mol/L Va= 20 ml hydroxyde de sodium :Cb=5× 10 mol/L

Il existe trois types de dosage acido-basique : le dosage p^H-métrique, le dosage colorimétrique et le dosage conductimétrique.

3-Dosage acide faible-base forte

3-1-Etude de la réaction entre l’acide éthanoïque et l’hydroxyde de sodium.

C’est une réaction exothermique et totale d’équation : CH3-COOH + OH^- → CH3-COO^- + H2O

Elle met en jeu les couples CH3-COOH / CH3-COO^- et H2O/ OH^- La différence de p^KA est :

∆p^KA = p^KA(H2O/ OH^-) - p^KA(CH3-COOH / CH3-COO^-) = 14 - 4,8= 9,2 > 4 donc la réaction est quasi totale.

La réaction qui se produit est celle de l’acide le plus fort avec la base la plus forte du milieu réactionnel selon la règle du gamma( elle est appelée réaction prépondérante).

La réaction entre un acide faible et une base forte est une réaction exothermique et quasi totale.

3-2-Evolution du p^H au cours du temps

A l’aide d’un dispositif expérimental de dosage et pour plusieurs volumes de solution d’hydroxyde de sodium ajoutés, les valeurs de p^H mesurées permettent de tracer la courbe p^H =f(VB)

La courbe est croissante, change de concavité deux fois, admet deux points d’inflexion dont un appartient au saut de p^H appelé point d’équivalence E l’autre avant le saut appelé point de demi

équivalence E . L’équation bilan globale de la réaction s’écrit:

OH^- H2O

95 CH₃-COOH + Na⁺ + OH^- → CH₃-COO^- + Na⁺ + H₂O A la demi-équivalence nOH^- = ↔

-Si la base est liquide alors : CBVB = ^. ↔ VB = ^. -Si la base est solide alors : = ^. ↔ m = ^{. .}

V_B et m représentent respectivement le volume et la masse d’hydroxyde de sodium à ajouter à une solution d’acide faible pour atteindre la demi-équivalence.(Solution de p^H=p^KA)

NB : A la demi-équivalence, la solution obtenue est une solution tampon.

Au cours du dosage colorimétrique de l’acide acétique par l’hydroxyde de sodium, la phénolphtaléine est l’indicateur coloré approprié.

Remarques :

Définition équivalence : il y a équivalence lorsque les réactifs sont mélangés dans les proportions stœchiométriques de la réaction de dosage.

Une réaction quantitative : est une réaction quasi-totale qui peut être utilisée pour un dosage. Une réaction est quantitative ou quasi-totale si sa constante d’équilibre est supérieure à 10⁴ (Kr> 10⁴) ou alors si l’écart entre les p^KA est supérieur à 4(∆p^KA > 4) Lors d’un dosage colorimétrique il faut utiliser une petite quantité d’indicateur coloré.

Si elle est trop petite alors le changement de couleur aura lieu après l’équivalence et si elle est trop grande, alors le virage aura lieu avant l’équivalence.

NB : Pour la justification, une seule démarche suffit. Lors des évaluations, on parle de réaction totale pour simplifier l’écriture)

Relations donnant le pH au cours du dosage

-Avant l’équivalence lorsque n CH₃-COOH > nOH^- alors : p^H = p^KA + log( ) p^H = p^KA + log( ^.

. . )

-Après l’équivalence lorsque nOH^- > n CH3-COOH p^H =14+ log( ) =14 + log( ^{. .} )

-A la fin du dosage de l’acide faible par la base forte, lorsque VB≫VA ou alors lorsque V_B≫ BE

p^H =14+-log(

.[ ]

( )) Or →0 ↔ p^H = 14+ log(CB) Donc à la fin du dosage, le p^H tend vers celui de la solution dosante(Na⁺ + OH^-)

4-Réaction acide fort –base faible

4-1-Réaction entre une solution d’acide chlorhydrique et l’ammoniac.

C’est une réaction rapide et totale d’équation bilan : NH3 + H3O⁺ → N + H2O

∆p^KA = p^KA(N / NH₃ ) - p^KA(H₃O⁺/ H₂O) = 9,2- 0= 9,2 > 4 donc la réaction est quasi totale.

La réaction qui se produit est celle de l’acide le plus fort(H₃O⁺) avec la base la plus forte(NH3) du milieu réactionnel selon la règle du gamma.

La constante de cette réaction est : Kr = ^{[ ]}

[ ].[ ]

Kr = ↔ Kr = =10

AN :Kr = 10^9,2 =1,58× 10 >10⁴ d’où la réaction est totale.

La réaction entre un acide fort et une base faible est une réaction exothermique et quasi totale.

NH₃ N

H₂O H3O⁺ p^KA

9,2

0

96 4-2-Evolution du p^H au cours du temps La courbe est décroissante et présente deux points d’inflexion( le point d’équivalence et le point de demi-équivalence) car change de concavité deux fois. Le p^H a l’équivalence est acide : p^HE < 7 à 25°C.

A la demi équivalence, n H₃O⁺ = ↔ C_AV_A = ^. ↔ V_A = ^. Où V_A est Le volume de solution de monoacide fort A ajouter à une solution de base faible pour

atteindre la demi-équivalence(solution de p^H=p^KA).

NB : Dans le cas du dosage p^H-métrique de la solution d’ammoniac par celle de l’acide chlorhydrique, l’indicateur coloré approprié est le rouge de méthyle.

Relations donnant le pH au cours du dosage

-Avant l’équivalence lorsque n NH3 > n H3O⁺ alors : p^H = p^KA + log( ) p^H = p^KA + log( ^{. .}

. )

-Après l’équivalence lorsque n H₃O⁺ > n NH3

p^H = p^H =- log( ) = - log( ^{. .} )( monoacide et monobase forts)

-A la fin du dosage de la base faible par l’acide fort, lorsque V_A≫VB ou alors lorsque V_A≫

p^H =- log(

.[ ]

( )) Or →0 ↔ p^H = - log(CA) Donc à la fin du dosage, le p^H tend vers celui de la solution dosante(H₃O⁺ + Cl^-)

5-Solutions tampons 5-1-Définitions

C’est une solution dont le p^H varie peu par addition modérée d’acide ou de base ou par dilution modérée.

C’est une solution constituée d’un acide faible et de sa base conjuguée de concentrations voisines.

5-2-Propriété principale de la solution tampon

Son p^H est peu sensible(ou varie peu) à la dilution modérée et aux additions modérées de base ou d’acide.

5-3-Préparation

Le principe de préparation d’une solution tampon consiste à réaliser :

-Un mélange équimolaire d’une solution d’acide faible et de sa base conjuguée

-Un dosage d’une solution de base faible par une solution d’acide fort jusqu’à la demi-équivalence

- Un dosage d’une solution d’acide faible par une solution de base forte jusqu’à la demi-équivalence

5-4-Importance de l’effet tampon Les solutions tampons permettent : -L’étalonnage des p^H-mètres -L’analyse chimique à p^H contrôlé

p

0 V_AE V (ml)

E

V 2 p^KA

p^HE

97 -La régulation des milieux biologiques

-L’optimisation de l’action ou la réduction des effets secondaires néfastes de nombreux produits pharmaceutiques et cosmétiques

Dans le document AVANT-PROPOS Le SOLEIL (Page 92-97)