Diapositive 1

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DOSAGE DUN ACIDE FAIBLE
Les produits de lindustrie agro-alimentaire font
lobjet de nombreux contrôles lors de leur
préparation. Parmi ces contrôles figurent les
dosages acido-basiques. La détermination de
lacidité dun vin, ou celle dun lait, sont des
exemples de dosage dacides faibles.
Comment dose t-on un acide faible ?
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Définition du pH dune solution.
Le pH dune solution est une grandeur sans unité
qui a été introduite en 1909 par le chimiste
danois SORENSEN. Sa définition fait appel à la
fonction logarithme décimal
Le pH dune solution est lopposé du logarithme
décimal de sa concentration en ions hydronium,
exprimée en mol/L Cette relation est
équivalente à
mol/L
La fonction logarithmique étant une fonction
croissante, le pH dune solution est dautant
plus élevé que sa concentration en ions H3O est
plus faible.
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Quelques rappels !
Lhydroxyde de sodium, encore appelé soude ou
soude caustique, est un solide blanc. Cest un
cristal ionique constitué par un empilement
ordonné dions Na et dions hydroxyde OH-. La
formule NaOH attribuée à lhydroxyde de sodium
est une formule statistique car il nexiste pas
de molécule NaOH.
Lhydroxyde de sodium est très soluble dans
leau à 25, un litre deau peut en dissoudre
près de 1000g. Lors de la dissolution, les ions
Na et OH- sont hydratés et dispersés. Léquation
bilan de la réaction sécrit
Dans une solution dhydroxyde de sodium de
concentration molaire C
Des mesures du pH de solutions diluées
dhydroxyde de sodium permettent détablir le
tableau suivant
Pour les trois solutions étudiées, nous
constatons que
Ce résultat peut être généralisé et constitue la
définition du produit ionique de leau.
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Dans toute solution aqueuse, à une température
donnée, le produit des concentrations des ions
hydronium et des ions hydroxyde est constant. Ce
produit, également appelé produit ionique de
leau, est noté Ke où H3O et OH- sont
exprimées en mol/L à 25C Ke 1,0.10-14
pKe -log Ke ou Ke 10-pKe À 25C pKe
14,0
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Lacide éthanoïque ou acide acétique.
Le pH dune solution aqueuse dacide éthanoïque
de concentration 1,00.10-2 mol/L est de 3,2.
Exploitons cette valeur
Le pH de la solution est inférieur à 7,0 cela
confirme que la solution est acide et que des
ions hydronium se sont formés lors de la
dissolution de lacide.
La concentration des ions H3O se déduit du pH

mol/L
Si la réaction de lacide éthanoïque avec leau
était totale, nous aurions
Mol/L et nous trouverions pH 2,0.
Il nen est pas ainsi la réaction de lacide
acétique avec leau nest donc pas totale.
On dit que lacide éthanoïque est un acide faible.
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Réaction entre lacide éthanoïque et la soude.
ETUDE EXPERIMENTALE
OBJECTIF étudier lévolution du pH dune
solution dacide éthanoïque lors de lajout
progressif dune solution dhydroxyde de sodium.
burette
Un bécher contient un volume de VA 20,0 mL
dune solution dacide éthanoïque CA 0,1 mol/L
bécher
Une burette remplie dhydroxyde de sodium
CA CB 0,1 mol/L
sonde
Une sonde permet de mesurer le pH de la solution.
pH-mètre
La lecture du pH seffectue sur le pH-mètre.
Un agitateur magnétique est utilisé pour
homogénéiser la solution.
agitateur magnétique
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Étalonnons le pH-mètre pour cela, utilisons une
solution tampon de pH 4.
Réglage à pH 4 avec la vis
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Réalisons le même étalonnage que précédemment
avec une solution tampon de pH 7
Réglage à pH 7 avec la vis
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Résultats les différentes valeurs obtenues
pour lajout dun volume VB dhydroxyde de sodium
sont regroupées dans le tableau suivant
On remarque que la solution dacide éthanoïque de
concentration 0,1 mol/L a un pH 3.
On remarque une brusque variation de pH pour un
volume dhydroxyde de sodium VB de 20 mL.
Les mesures réalisées permettent de tracer le
graphe pH f(VB).
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PRINCIPALES CARACTÉRISTIQUES DU GRAPHE pH
f(VB).
Utilisons le logiciel Excel pour tracer le graphe
Les graduations sur laxe des abscisses ne
conviennent pas car Excel ne place que les
couples de points proposés et léchelle nest
donc pas linéaire !
La solution est dutiliser un graphique en nuage
de points avec lissage de la courbe obtenue.
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GRAPHIQUE EN NUAGE DE POINTS AVEC LISSAGE SANS
MARQUAGE DE POINTS
Le graphique obtenu est maintenant exploitable.
Ajoutons cependant un quadrillage secondaire pour
quune lecture des valeurs des volumes VB
intéressants soit possible !
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On obtient le graphique suivant
D
F
C
B
A
La courbe pH f(VB) est croissante et peut être
décomposée en quatre parties
Une partie AB (0 mL lt VB lt 4mL) où le pH croît
assez nettement
Une partie BC (4 mL lt VB lt 18mL) où le pH varie
peu, la courbe est quasiment rectiligne
Une partie CD (aux environs de VB 20 mL où lon
observe une variation brusque du pH
Une partie DF où le pH varie faiblement et tend
vers une asymptote horizontale.
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ÉQUIVALENCE.
La réaction entre les ions hydroxyde et lacide
éthanoïque est quasi-totale. Tant quil reste des
molécules dacide éthanoïque, les ions OH-
introduits sont consommés et demeurent ultra
minoritaires dans le mélange le pH est alors
faible. Lorsque toutes les molécules dacide ont
réagi, les ions hydroxyde sont en excès le pH
est alors nettement supérieur à 7. La brusque
variation de pH observée correspond donc à la fin
de la réaction, ou équivalence.
DÉFINITION DE L ÉQUIVALENCE.
À léquivalence, lacide éthanoïque et les ions
hydroxydes ont été mélangés dans les proportions
stoechiométriques n0(CH3COOH)
n(OH-)introduits à léquivalence
Soit CA et VA, les concentrations et volume de la
solution dacide éthanoïque. Soit CB, la
concentration de la solution dhydroxyde de
sodium, et VBE, le volume qui a été introduit à
léquivalence. Nous pouvons écrire n0(CH3COOH)
CA . VA et n(OH-) CB . VBE
CA . VA CB . VBE
Soit
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Détermination du point déquivalence.
Léquivalence de la réaction correspond au point
dinflexion de la courbe dans le domaine du saut
de pH.
Déterminons graphiquement le point déquivalence
en utilisant la méthode des tangentes.
VBE
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Nous lisons
Valeur en accord avec la relation CA . VA CB .
VBE
pH à léquivalence
À léquivalence, nous lisons pHE 8,5, la
solution est donc basique. En effet, à
léquivalence, la solution obtenue a la
composition dune solution dacétate de sodium
qui est une solution basique.
DEMI-EQUIVALENCE
La demi-équivalence correspond à
En ce point, la quantité dions hydroxyde
introduits ni(OH-) est égale à la moitié de la
quantité dacide éthanoïque n0 introduit au
départ. La réaction prépondérante étant
Nous pouvons écrire à la demi-équivalence
Les concentrations en acide éthanoïque et ions
acétate sont donc égales, et la relation
sécrit alors pH pKA
KA est la constante dacidité du
couple CH3COOH/CH3COO-
À la demi-équivalence CH3COOH CH3COO- et
pH pKA
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pKA
INFLUENCE DE LA CONCENTRATION DES SOLUTIONS.
Recommençons la manipulation en faisant réagir
des solutions dacide éthanoïque et dhydroxyde
de sodium toutes deux à 10-2 mol/L.
Il sera intéressant de tracer sur un même
graphique les deux courbes obtenues pour comparer
linfluence de la concentration sur lévolution
du pH lors de réaction.
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On obtient les résultats suivants
On remarque que le pH de lacide éthanoïque de
concentration CA 10-2 mol/L est de 3,2.
Précédemment, le pH de lacide éthanoïque de
concentration CA 0,1 mol/L était de 3.
Les pH initiaux sont différents, car ils
dépendent de la concentration de la solution
dacide éthanoïque
Traçons la courbe obtenue en utilisant le
logiciel Excel
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CA CB 0,1 mol.L-1 CA CB 10-2 mol.L-1
Létude des courbes ainsi tracées montre que

• Au départ, les courbes sont toutes légèrement
  incurvées.

• Autour du point de demi-équivalence, les courbes
  coïncident, car toutes les solutions ont un pH
  pKA à la demi-équivalence.

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La courbe ci-dessous est une courbe représentant
le pH f(VB) pour trois concentrations
différentes

• les pH à léquivalence dépendent de la dilution,
  tout en restant supérieurs à 7,0, ils sont
  dautant plus proches de 7,0 que les solutions
  sont diluées.

• La variation du pH au voisinage de léquivalence
  est dautant moins importante que les
  concentrations sont faibles.

• Au-delà de léquivalence, les graphes diffèrent
  nettement puisque les asymptotes correspondent
  aux pH des diverses solutions de soude utilisées.

Le dosage dun acide faible par une base forte
permet donc de déterminer de façon relativement
précise la concentration de lacide. Le dosage
dun acide faible est dautant plus précis que sa
solution est concentrée.
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Le graphique pH f(VB) ci-contre est réalisé au
voisinage de léquivalence pour différentes
concentrations de lacide éthanoïque. Plus les
solutions sont diluées, plus le saut de pH est
faible et plus la détermination de léquivalence
est imprécise.

• Pour les dosages acide faible base forte,
  lajout deau pure na aucune conséquence
• sur le volume équivalent, car leau pure apporte
  autant dions H3O que dions OH-
• sur le pH à la demi-équivalence, car le pH est
  indépendant de la concentration il vaut pH
  pKA.
• Mais cet ajout entraîne une dilution de la
  solution, ce qui modifie
• le pH initial de la solution celui-ci augmente
• le pH à léquivalence celui-ci diminue.

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Emploi dindicateurs colorés.
Un indicateur coloré convient pour le dosage dun
acide si sa zone de virage contient le pH du
point équivalent
Zone de virage des indicateurs colorés les plus
courants.
Les indicateurs colorés sont des réactifs dont la
couleur dépend du pH ils sont caractérisés par
leur zone de virage qui sétend environ sur deux
unités de pH. Voici un tableau regroupant les
indicateurs colorés les plus utilisés.
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Pour la solution dacide éthanoïque de
concentration CA 10-2 mol/L, la courbe était la
suivante
7,6
Le pH du point déquivalence est de lordre de
7,6. Daprès le tableau précédent, utilisons le
bleu de bromothymol. Compte tenu de
lincertitude sur la détermination du pH daprès
la courbe obtenue, jai décidé de réaliser aussi
un dosage avec la phénolphtaléine.
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DOSAGE AU BLEU DE BROMOTHYMOL
Le bleu de bromothymol devient bleu turquoise
pâle.
Le bleu de bromothymol vire au bleu.
Teinte de départ jaune
Le bleu de bromothymol vire au bleu pour un
volume de soude de VB 19,5 mL, ce qui confirme
les résultats obtenus sur le graphe pH f(VB).
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DOSAGE À LA PHENOLPHTALÉINE
La phénolphtaléine commence à devenir rose pale.
La phénolphtaléine vire au rose.
Teinte de départ incolore
La phénolphtaléine vire au rose pour un volume de
soude de VB 20 mL, ce qui confirme les
résultats obtenus sur le graphe pH f(VB).
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UNE PROBLÉMATIQUE INTÉRESSANTE
VERIFICATION DU DEGRE DUN VINAIGRE
Létiquette dune bouteille de vinaigre indique
huit degrés. Le degré dacidité exprime la masse,
en gramme, dacide acétique pur contenu dans 100
g de vinaigre. On considère le vinaigre comme une
solution aqueuse dacide acétique.
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On prépare 100,0 mL de solution S en diluant dix
fois la solution commerciale on prélève VA
10,0 mL de S que lon dose avec une solution
dhydroxyde de sodium de concentration CB 0,100
mol/L.
Les mesures obtenues permettent de tracer le
graphe ci-dessous
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En utilisant la méthode des tangentes, nous
déterminons le point déquivalence E. Nous lisons
VBE 13,4 mL
À la demi-équivalence, les formes acide et
basique ont même concentration et pH pKA doù
pKA 4,8
E
4,8
13,4
VBE/2
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Léquation-bilan de la réaction de dosage sécrit
À léquivalence
Soit
CA 0,134 mol.L-1
Pour le vinaigre
C 10 . CA 1,34 mol.L-1
En assimilant la masse volumique du vinaigre à
celle de leau soit µ 1,00 g.cm-3, on en déduit
le degré du vinaigre
Dans un volume V 100 mL de vinaigre, soit une
masse m µ . V 100 g, la masse dacide
acétique m vaut
m V . C . M(CH3COOH) 0,100 x 1,34 x 60,0
8,04 g
LE VINAIGRE ANALYSÉ EST DONC EFFECTIVEMENT A HUIT
DEGRÉS.