Aurélie juin04

titrages

exercices type oral bac



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titrage acide base 

Soit la transformation chimique obtenue en mélangeant V1 mL d'acide chlorhydrique de concentration molaire en soluté apporté C1 et le volume V2 mL de soude (solution d'hydroxyde de sodium) de concentration molaire en soluté apporté C2.

  1. - Quelles sont les espèces chimiques présentes initialement ?
    - Quels sont les couples mis en jeu ? Écrire l'équation de la réaction associée.
    - Exprimer puis calculer la constante d'équilibre associée à l'équation de cette réaction.
  2. Le titrage de l'acide chlorhydrique est suivi par pH-mètrie.
    - Faire un schéma annoté du dispositif expérimental.
    - Définir l'équivalence ; comment la repèrer ?
    - Pour titrer 10 mL de solution acide il a fallu 15 mL de soude. Parmi les propositions suivantes lesquelles sont correctes ?
    a- La soude est 1,5 fois moins concentrée que la solution acide.
    b- La solution obtenue lorsqu'on a versé 8 mL de soude est neutre.
    c- Un ajout d'eau distillée dans la solution initiale pour mieux immerger la sonde du pH-mètre modifiera lu volume équivalent. 
corrigé
espèces chimiques présentes initialement :

issues de l'acide : Cl-, H3O+, H2O.

issues de la soude : HO-, Na+, H2O.

couples mis en jeu : H3O+/ H2O pKa 1=0 et H2O / HO- pKa2 = 14

H3O+ +HO- = 2H2O constante d'éduilibre K= 1 / ([H3O+][HO-]) = 1/ 10-14 = 10-14.

A l'équivalence, les quantités de matière d'acide chlorhydrique et de soude sont dans les proportions stoéchiométriques.

Avant l'équivalence, dans le bécher, l'acide est en excès ; après l'équivalence, la soude est en excès.

Pour déterminer l'équivalence : utiliser un indicateur coloré

ou tracer la courbe pH= f ( volume soude ajouté) ; la méthode des tangentes permet de trouver ce point.

C1V1 =C2Véqui soit C1=C2Véqui / V1 =C2*15/10 = 1,5 C2.

la solution d'acide est donc1,5 fois plus concentrée que la solution de soude.

La solution obtenue lorsqu'on a versé 8 mL de soude n'est pas neutre : par contre, à l'équivalence, la solution de chlorure de sodium obtenue est neutre.

Un ajout d'eau distillée dans la solution initiale pour mieux immerger la sonde du pH-mètre ne modifie pratiquement pas la quantité de matière d'acide initial ( d'ion oxonium dans ce cas), donc ne modifie pas le volume équivalent. 



Méthylamine

On dispose d'une solution B de méthylamine de concentration en soluté apporté Cb. Le dosage pH-métrique d'un volume Vb = 20,0 mL de la solution B par une solution d'acide chlorhydrique, de concentration molaire Ca= 0,1 mol.L/L donne la courbe ci-dessous ainsi que la courbe dérivée dpH/dV.

CH3-NH3+ (aq)/CH3-NH2 (aq) : Ka = 2 10-11. Produit ionique de l'eau : Ke = 10-14 à 25 °C.

 

  1. Définir une base selon Bronsted ?
    - Ecrire la demi-équation acido-basique du couple CH3-NH3+ (aq)/CH3-NH2 (aq).
  2. Compléter le tableau d'évolution du système.

  		3.
    CH3-NH2
    + H3O+
    = CH3-NH3+
    + H2O
    initial



    en cours



    à l'équivalence



    - Définir l'équivalence.
    - Proposer la liste du matériel nécessaire au titrage.
    - En déduire la valeur de la concentration Cb
  4. Exprimer la constante d'équilibre à 25 °C en fonction de Ka. La calculer. 
corrigé
Une base est une espèce, ion ou molécule susceptible de gagner un proton H+.

CH3-NH3+ = CH3-NH2 + H+

constante d'acidité: Ka= [CH3-NH2][H+] / [CH3-NH3+] = 2 10-11.
CH3-NH2
+ H3O+ ajouté
= CH3-NH3+
+ H2O
initial
VbCb
0
0
solvant en grande quantité
en cours
VbCb -x
x= CaVa
x
à l'équivalence
VbCb -xéqui=0
xéqui=CaVéqui
xéqui
A l'équivalence, les quantités de matière d'acide chlorhydrique et de méthylamine sont dans les proportions stoéchiométriques.

Avant l'équivalence, dans le bécher, la méthylamine est en excès ; après l'équivalence, l'acide chlorhydrique est en excès.

liste du matériel : burette, bécher, agitateur magnétique, pipette jaugée de 20 mL, solutions acide chlorhydrique et méthylamine, pH-mètre.

A l'équivalence la courbe dpH/dV présente un pic : le graphe donne Véqui = 12 mL

VbCb= CaVéqui ; Cb=CaVéqui / Vb= 0,1*12/20 = 0,06 mol/L.

CH3-NH2 + H3O+ = CH3-NH3+ + H2O

constante d'équilibre : K= [CH3-NH3+] / ([CH3-NH2][H3O+])= 1 / Ka = 2 1011.

pH d'une solution d'acide

On réalise une solution d'acide éthanoïque CH3COOH de concentration 0,01 mol/L.

  1. Donner la définition d'un acide et d'une base selon Bronsted.
  2. Ecrire l'équation de la réaction associée à la transformation de l'acide éthanoïque et de l'eau en identifiant les couples acide/base mis en jeu.
  3. Le pH de cette solution vaut pH=3,4. Donner la définition du pH d'une solution aqueuse.
  4. Etablir le tableau descriptif de l'évolution du mélange acide éthanoïque-eau.
  5. Calculer l'avancement final de la réaction en considérant un litre de solution
  6. Calculer l'avancement maximal, le taux d'avancement final et conclure (en considérant un litre de solution).
corrigé
Une base est une espèce, ion ou molécule susceptible de gagner un proton H+.

Un acide est une espèce, ion ou molécule susceptible de céder un proton H+.

couples acide base : CH3COOH / CH3COO- ; H3O+ / H2O pKa = 0

CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+ .

Le pH d'une solution est égale à pH= - log [H3O+] avec [H3O+] exprimée en mol/L.
CH3COOH
+ H2O
= CH3COO-
+ H3O+
initial
0,01 mol
solvant en grande quantité
0
0
en cours
0,01-x
x
x
fin
0,01-xfin
xfin
xfin
si réaction totale
0,01-xmax=0
xmax=0,01 mol
xmax=0,01 mol
avec xfin = 10-pH= 10-3,4= 4 10-4 mol

avancement maximal : xmax =0,01 mol

taux d'avancement final : t = xfin /xmax =4 10-4 / 0,01 = 0,04 (4%)

la réaction de l'acide éthanoïque avec l'eau est partielle car t <<1.


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