Série d'exercices sur Dosage Acide - Base - Ts. N ous notons pour volume équivalent le volume du point N1. Le pH d’une solution tampon est égale au pKa du couple acide /base. Dosages … Si on évapore toute l’eau dans la solution, il se forme des cristaux blancs de NaCl.GénéralisationDe manière générale, la réaction entre un acide fort et une base forte est celle entre les ions \({H_3}{O^ + }\) apportés par la solution acide et \({}^ - OH\) apportés par la solution basique tel que :\({H_3}{O^ + }\) \( + {}^ - OH\) \( \to \) \(2{H_2}O\)2.2 Dispositif expérimental.2.3 Courbe de pHa) Tracé de la courbe \(pH = f(Vb)\)Le dispositif ci-dessus permet, pour chaque volume de base versé de connaître la valeur du pH de la solution. corrigé: à l'équivalence la qté de matière d'acide initiale (mol) est égale a la qté de matière de soude versée (mol). Choix de l'indicateur dans le cas d'un dosage d'une base faible par un acide fort. 2. La définition d’un acide et d’une base ressemble beaucoup à celle d’un oxydant et d’un réducteur, si ce n’est que ces derniers s’échangent des électrons et non des protons comme c’est le cas pour un acide et une base. La courbe y présente un point d’inflexion ou point d’équivalence.◊ La partie CD ( \(Vb \succ 22\) mL) ou le pH croit très peu, la courbe tend vers une asymptote horizontale.c) Détermination graphique du point équivalent.Le pont équivalent noté E est le point de la courbe pour lequel \(Vb = V{b_E}\). acide ou d'une base ou lors d'une dilution. On dit alors qu'on est à l'équivalence. Faire de même pour les godets F4 et F6.4. acide. 5.2 Préparation d’une solution tampon. faux à la demi équivalence de la réaction de dosage d'un acide faible par une base forte, le … Elle présente un point d’inflexion. Exemple: dosage de l'ammoniaque (NH 3) par HCl La réaction de neutralisation est la suivante: NH 3 + HCl NH 4 + + Cl-+ H 2 O La neutralisation forme un sel d'acide faible. Définitions.Le dosage est une opération qui consiste à déterminer la concentration d’une solution à partir d’une autre solution de concentration connue.Dosage acido-basique : Opération qui consiste à déterminer la concentration d’un acide ou d’une base à l’aide d’une solution de base ou d’acide de concentration connue.Les indicateurs colorés sont des substances dont la couleur dépend du pH du milieu.Zone de virage : Intervalle de pH où se produit le changement de couleur de couleur de l’indicateur coloré.Teinte sensible : Couleur de l’indicateur coloré dans sa zone de virage.On distingue :• Le dosage pH-métrique qui consiste à mesurer progressivement la valeur du pH d’une solution par ajout modérer de la solution titrante. Remplir la micro burette avec la solution de \(NaO{H_{aq}}\) jusqu’à la graduation 0,00mL et la fixer dans les clips.3. Prélever à l’aide de la seringue 1,00 ml de la solution \(HC{l_{aq}}\) et l’introduire dans le godet F1. Chapitre 3 Dosages acido-basiques Page 2 sur 7 1.3. Ajouter une goutte de phénolphtaléine dans F1 et noter la couleur de la solution.5. Equivalence. Noter le volume V1 de \(NaO{H_{aq}}\) versé.7. Dans le dosage acide fort base faible ou acide faible base forte, les solutions obtenues à la demi-équivalence sont des solutions tampons.Le pH d’une solution tampon est égale au pKa du couple acide /base.5.2 Préparation d’une solution tampon.• Principe : Mélange équimolaire d’un acide et sa base conjuguée.•  Méthode : 3 méthodes sont généralement utilisées :a) Dosage d’un acide faible par une base forte jusqu'à la demi-équivalence.b) Dosage d’une base faible par un acide fort jusqu’à la demi-équivalence.c) Mélange d’une solution d’acide faible et d’une solution de sa base conjuguée, en quantités équimolaires.5.3 Importance de l’effet tampon.Les solutions tampons permettent de maintenir constant le pH du milieu ou elles ont introduites exemples :Les solutions tampons de bicarbonate et de phosphate contribuent à fixer le pH du sang (La valeur normale se situe entre 7,35 et 7,45, ce qui correspond à une concentration en hydrogène de 45 à 55 nanomol / Litre. H3o+ =n . Réaction acide fort- base faible : Cas de la solution d’acide chlorhydrique et de l’ammoniac.4.1 Équation de la réaction et caractéristiques.L’équation bilan de la réaction s’écrit :\({H_3}{O^ + } + \) \(N{H_3}\) \( \to \) \(NH_4^ + + \) \({H_2}O\)La réaction est réversible, exothermique et il ya formation d’une solution aqueuse de chlorure d’ammonium suivant l’équation bilan globale :\(({H_3}{O^ + } + C{l^ - })\) \( + N{H_3}\) \( \to \) \((NH_4^ + + C{l^ - })\) \( + {H_2}O\)4.2 Dispositif expérimental.Il est le même que celui de la fig.1, la solution de \(HC{l_{aq}}\) étant dans la burette et la solution d’ammoniac dans le bécher.4.3 Courbe de pH4.3.a) Tracé de la courbe pH = f(Va).A l’aide du dispositif expérimental précédent, on suit l’évolution du pH de la solution d’ammoniac de concentration \(Cb = 1,0\) mol/L et de volume \(Vb = 20\) mL. A chaque acide est associé une base (et donc à chaque base est associé un acide). Écrire l’équation bilan de la réaction qui s’est produite dans les godets.3. Copyright © Août 2016 - 2020 Camerecole - Tous droits réservés. Les nombres stoechiométriques étant, dans ce cas égaux, elle se traduit par la relation : Ili(HA) = IZE(B) si la solution de base est dans la burette ; À l'équivalence du titrage, ces deux espèces sont complètement consommées et donc leur quantité de matière est nulle. 5. À quel couple acide/base appartient l’ion hydroxyde HO ... L’équivalence est obtenue après avoir versé un volume V. E = (6,28 0,05) mL de solution de diiode. Objectifs :♣ Montrer les caractéristiques des réactions acide/base.♣ Montrer les applications de ces réactions aux dosages et à la préparation des solutions tampons.L’étude des réactions acide/base est très importante car elle nous permet de savoir et de comprendre de nombreuses réactions ayant lieu dans notre organisme lorsque nous consommons certains produits acides ou basiques. Il est déterminé par la méthode des tangentes.On trouve à l’équivalence pH = 8,5 et \(V{b_E} = 20\) mL.Sachant que l’équivalence est obtenue lorsque le mélange des réactifs, atteint les proportions stœchiométriques, c’est-à-dire quand la quantité d’ions \({}^ - OH\) versés est égale à la quantité d’acide initialement présent dans la solution.\({n_{{}^ - OH}} = {n_{C{H_3}COOH}}\)\(CbV{b_E} = CaVa\)ou \(V{b_E}\) est le volume de base verse à l’équivalence.La solution obtenue à un pH basique (pH>7).• Point de demi-équivalence I.Il correspond à un volume \(Vb = \frac{{V{b_E}}}{2}\) et à un pH = 4,8.« A la demi-équivalence, la moitié de la quantité d’acide éthanoïque introduite a réagit, produisant alors une quantité égale d’ion éthanoate ».soit, \([C{H_3}COOH]\) \( = [C{H_3}CO{O^ - }]\)L’équation de la réaction qui se produit étant\(C{H_3}COOH + \) \({}^ - OH\) \( \to \) \(C{H_3}CO{O^ - }\) \( + {H_2}O\)déterminons le pKa du couple \(C{H_3}COOH/C{H_3}CO{O^ - }\)\(Ka = \) \(\frac{{[C{H_3}CO{O^ - }][{H_3}{O^ + }]}}{{[C{H_3}COOH]}}\)car à la demi-équivalence \([C{H_3}COOH]\) \( = [C{H_3}CO{O^ - }]\) \( = [{H_3}{O^ + }]\)De plus \(pKa = \) \( - \log Ka\) \( = - \) \(\log [{H_3}{O^ + }]\) \( = pH\)Donc à la demi-équivalence, pKa = pH correspondant à la demi-équivalence.\(pK{a_{(C{H_3}COOH/C{H_3}CO{O^ - }\;)}}\) \( = 4,8\)Conclusion :Au cours de la réaction d’un acide faible sur une base forte, on a :♣ \(p{H_I} = pKa\) du couple contenant l’acide faible.♣ \(p{H_E} \succ 7\), l’équivalence se situe dans un milieu basique.c) Application au dosage et choix de l’indicateur.Le principe restant le même que précédemment, l’utilisation d’un indicateur coloré approprié en dosage colorimétrique permet de repérer le point d’équivalence.La relation quantitative restant toujours \(CbV{b_E} = \) \(CaVa\)Dans ce cas, l’indicateur approprié est la phénolphtaléine car sa zone de virage (8,0 - 10) contient le pH = 8,3 du point équivalent.Le BBT peut être utilisé pour ce dosage avec des erreurs négligeables. On a obtenu expérimentalement les résultats ci-dessous : Représentons la courbe \(pH = f(Vb)\)(Prendre 4 mm pour 1 mL en abscisse et 1 cm pour \(pH = 1\) en ordonnée).b) Analyse de la courbe \(pH = f(Vb)\).En observant cette courbe, on remarque qu’elle possède trois parties :◊ La partie AB (\(Vb \prec 16\) mL) ou le pH croit très peu : La courbe est pratiquement linéaire.◊ La partie BC ( \(18 \prec Vb \prec 16\) mL) qui correspond à une brusque augmentation du pH : C’est la zone du saut du pH. n(H3O+) est la quantité d'acide chlorhydrique mise dans le becher de dosage, c'est à dire n(H3O+) = CA.VA. Au point de demi-équivalence, les concentrations de l'acide et de sa base conjuguée sont égales. Titrage acide-base; Constante de dissociation* pKa des solutés* Calcul du pH* ... On appelle ce point le point d'équivalence. Détection de l’équivalence Méthode non instrumentale : utilisation d’un indicateur de fin de réaction Un indicateur de fin de réaction est constitué par un couple acide faible/base faible (molécules organiques) noté HIn/In– dont les espèces onjuguées ont des teintes différentes. La zone de virage est telle que pKi-1 7 (4) . La mesure du pH au point d'équivalence est donc également la mesure du pKa du couple acide/base titré. On choisit un indicateur coloré dont la zone de virage comprend le pH à l’équivalence. Le point de demi-équivalence d'une titration est le point où le nombre de moles du titrant ajouté est tout juste égal à la moitié du nombre de moles du titré au départ. La courbe présente deux point d’inflexion : Le point d’équivalence E et le point de demi-équivalence I.• Point d’équivalence E.Le second point d’inflexion noté E est le point d’équivalence. Il a pour coordonnées \(E(V{b_E},p{H_E})\) et peut être déterminé par trois méthodes :La méthode des tangentes parallèles (méthode graphique ; voir graphe précédent)La méthode de la courbe dérivée \(\frac{{dpH}}{{dVb}}\) (méthode numérique qui nécessite l’utilisation d’un tableur).L’utilisation d’un indicateur coloré (changement de coloration).Dans le cas du graphe précédent, la méthode des tangentes parallèles nous donne : \(E(V{b_E} = 20mL\) \(p{H_E} = 7)\)A l’équivalence, on a  \({n_{{H_3}{O^ + }}} = {n_{{}^ - OH}}\)\(CaVa = \) \(CbV{b_E}\)avec \(V{b_E}\) le volume de base équivalent.La concentration d’acide est donc\(Ca = \frac{{CbV{b_E}}}{{Va}}\)Remarque :Si nous dosons maintenant une solution de \(NaOH\) par une solution d’acide chlorydrique, le pH décroit puis varie brusquement et retrouve en fin une décroissance lente : On observe alors l’allure suivante de la courbe (exercices)d) Application : Dosage colorimétrique.- Activité expérimentale : Réaction entre une solution d’acide chlorhydrique et une solution d’hydroxyde de sodium.• Objectif : Doser une solution d’acide chlorhydrique par une solution d’hydroxyde de sodium.Matériels utilisées. C’est aussi une solution constitué d’un acide faible et de sa base conjugué, de concentrations voisines. Type d’activité Cette expérience permet aux élèves de faire un dosage pH-métrique entre un acide faible et une base forte, la même méthode pouvant être utilisée pour tous les dosages du … Il y a équivalence lorsque les réactifs sont mélangés dans les proportions stoechiométriques de la réaction de dosage. A partir de l’équation chimique, déterminer la concentration Ca de la solution d’acide chlorhydrique.\({n_{{H_3}{O^ + }}} = {n_{{}^ - OH}}\)\(CaVa = \) \(CbVb\)\(Ca = \frac{{CbVb}}{{Va}}\)AN) Ca = …………… Ca = ………….±0,01mol/L.Nous avons ainsi réalisé le dosage de notre solution d’acide chlorhydrique par la solution de soude.

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