ChimieIndicateur coloré et aspirine Chap.8

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Thème : Constitution et transformation de la matière TP 18

Chimie Indicateur coloré et aspirine  Chap.8



But du TP :

Estimer la valeur de la constante d’acidité d’un couple acide-base à l’aide d’une mesure de pH. Justifier le choix d’un indicateur coloré lors d’un titrage.

Barème

Partie S'approprier Réaliser Ana/Rai Valider Communiquer

I

A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D

1-2 3 4-5-6-7-8 9 __

II A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D

1 2 3-4-6-8 5-7 __

Global A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D

Coefficient 2 4 4 2 2

NOTE : ... /20

I. Indicateur coloré

 Le bleu de bromothymol, ou BBT, est un indicateur coloré dont la couleur varie selon le pH de la solution.

 Comment déterminer la zone de virage du BBT, c’est-à-dire la zone de pH où sa couleur change ? Document 1 : Données

 Formule brute du bleu de bromothymol : C27H28Br4O5S

 pKA du couple acide-base du BBT, noté Hind / Ind^- : pKA = 7,1

 Spectre d’absorption des formes acide et basique du BBT

 Les valeurs expérimentale et théorique sont cohérentes si le % d’erreur relative est inférieure à 10 %.

Document 2 : Protocole expérimental

 A l’aide de l’éprouvette graduée, prélever 20 mL de la solution de Britton-Robinson (solution contenant plusieurs acides) et les verser dans un bécher de 50 mL ;

 Ajouter à la pipette le volume V de solution de soude comme indiqué dans le tableau du document 4 ;

 Prélever 10,0 mL de cette solution et les verser dans un bécher de 50 mL numéroté ;

 A l’aide d’une pipette graduée, ajouter 1,00 mL de solution de bleu de bromothymol ;

 Homogénéiser, puis mesurer les valeurs du pH et de l’absorbance à 620 nm pour chaque solution.

05/02/22 tempfile_1714.doc

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Document 3 : Matériel

Béchers 50 mL et 100 mL Eprouvette graduée 25 mL Solution de « Britton-Robinson » Spectrophotomètre + cuve Pipette graduée 1,00 mL Solution de BBT à 3,00  10^-4 mol.L^-1

pH-mètre étalonné Pipette graduée 5,0 mL Solution de soude

Burette graduée + agitateur magnétique Pipette jaugée 10,0 mL Pissette eau distillée Document 4 : Tableau de mesure

S S1 S2 S3 S4 S5 S6 S7 S8 S9 S10

V (mL) 0 4,0 5,0 5,5 6,0 6,5 7,0 8,0 9,0 10,0

pH A

Question préliminaire (S’approprier)

1) Quelle est la couleur de la forme acide et celle de la forme basique du bleu de bromothymol ? Est-il un indicateur coloré de pH ?

2) Pourquoi l’étude est faite à la longueur d’onde λ = 620 nm ? Protocole expérimental (Réaliser)

3) Mettre en œuvre le protocole expérimental du document 2 et remplir le tableau du document 4.

Exploitation (Analyser-Valider)

4) Montrer que la concentration en bleu de bromothymol apporté dans chaque solution est égale à C = 2,7310^-5 mol.L^-1.

5) D’après la loi de Beer-Lambert, quelle est la relation entre [Ind^-] et l’absorbance A ?

6) En considérant qu’à pH élevé, seule la forme basique du bleu de bromothymol est présente, préciser la valeur de [HInd]10 pour S10. Exprimer alors la concentration C en fonction de Amax à ce pH, où Amax l’absorbance maximale mesurée.

7) Démontrer que l’on peut calculer les concentrations de la forme basique et de la forme acide à partir des relations suivantes : [Ind^-] = C  et [HInd] = C  (1 - )

8) Quelles grandeurs doit-on représenter pour tracer le diagramme de distribution du bleu de bromothymol ? Le tracer sous Regressi.

9) Déterminer, graphiquement, le pKA du couple acide-base étudié et comparer avec sa valeur théorique.

II. Un acide qui vous veut du bien

 L’aspirine, ou acide acétylsalicylique, est le principe actif de médicaments principalement utilisés pour lutter contre la douleur ou la fièvre. L’aspirine est l’acide d’un couple acide-base noté AH/A^-.

 Comment vérifier la quantité d’aspirine contenu dans un comprimé et la valeur de la constante d’acidité de l’acide acétylsalicylique ?

Document 6 : Données

 Formule brute de l’aspirine : C9H8O4

 pKA du couple acide-base de l’aspirine, noté AH / A^- : pKA = 3,5

 Masses molaires (en g.mol^-1) : M(C) = 12,0 g.mol^-1 ; M(H) = 1,00 g.mol^-1 : M(O) = 16,0 g.mol^-1

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Document 7 : Protocole expérimental

 Le laborantin a dissous un comprimé d’aspirine pour préparer 250 mL d’une solution aqueuse S0.

 Le titrage pH-métrique d’un volume V0 = 10,0 mL de S0 s’effectue par une solution d’hydroxyde de sodium (Na⁺(aq) + HO^-(aq)) de concentration CB = 1,00  10^-2 mol.L^-1 (voir le schéma ci-dessous).

 Afin de repérer visuellement l’équivalence, on ajoute quelques gouttes d’un indicateur coloré de pH telle que sa zone de virage coïncide avec le pH à l’équivalence. Ici, le pH à l’équivalence vaut pHE ∈ [7,0 ; 8,0].

 Le volume à l’équivalence est compris entre 10 et 14 mL.

 Rappels : ajouter un peu d’eau distillée pour immerger la sonde pH-métrique, l’agitation doit être modérée…

Document 8 : Indicateurs colorés de pH

Question préliminaire (S’approprier)

1) Quel est l’indicateur coloré de pH le plus adapté et le changement de couleur attendu ?

Protocole expérimental (Réaliser)

2) Réaliser le montage expérimental du document 7 (voir le schéma ci-contre).



Faire vérifier le montage par le professeur, puis réaliser le titrage.



Exploitation (Analyser-Valider)

3) Ecrire l’équation de la réaction support du titrage.

4) A l’équivalence, déterminer graphiquement le volume à l’équivalence VE et le pH à l’équivalence pHE.

5) L’indicateur coloré de pH a-t-il été bien choisi ?

6) Expliquer qu’on ait [AH(aq)] = [A^-(aq)] à la demi-équivalence définie par V = .

7) En déduire la valeur du pKA de l’acide acétylsalicylique. Commenter.

Problème (Raisonner)

8) L’indication de l’étiquette est-elle exacte ?