Tp chimie mesures de pH des acides et des bases I. mesures du pH par différentes méthodes Document 1 : le papier pH C’est un papier imbibé d’un indicateur coloré universel . Grâce à l’échelle de teintes de la boîte, estimer le pH de ces deux solutions. Protocole : A l’aide d’un agitateur en verre propre, préalablement trempé dans la solution, toucher le papier pH déposé sur la coupelle en verre ( Ne jamais plonger le papier pH dans la solution ). Document 2 : les indicateurs colorés de pH Les indicateurs colorés de pH sont des molécules comportant des doubles liaisons conjuguées qui ont la capacité de changer de couleur suivant l’acidité du milieu environnant. Les domaines de pH délimitant la zone de virage (ou teinte sensible ) de quelques indicateurs colorés sont données ci-‐dessous : Hélianthine 3,1 rouge B.B.T Zone de virage : orange 6,0 Zone de virage : vert 8,2 Incolore jaune 7,6 jaune Phénophtaléine 4,4 bleu 10 Zone de virage : Rose très pâle Rose fuchsia Protocole : Placer 1 mL de solution S1 et S2 ( ou S3 et S4 ) dans chaque tubes à essais. Rajouter quelques gouttes d’un indicateur coloré judicieusement choisi. Agiter. ( Attention : Les indicateurs colorés ayant eux-‐mêmes des propriétés acido-‐basiques, ne pas en rajouter plus de 3 gouttes. ) Document 3 : le pH-‐mètre Mesurer précisément le pH de vos deux solutions en introduisant environ 40 mL de chacunes de ces solutions dans un bécher. Déterminer l’incertitude-type u pH sur les mesures sachant que le fournisseur indique une précision de « ± 0,01 pH » Déterminer l’incertitude-‐élargie UpH sur les mesures (On prendra un facteur d’élargissement k = 2) Précautions d’utilisation : - Etalonnage du pH-mètre : Avant utilisation, un pH-mètre doit être étalonné avec deux solutions de pH connues à la température de la salle. Cet étalonnage a déjà été réalisé. - L’électrode en verre devra être complètement immergée dans la solution ( au moins 4 cm ) Pour des mesures isolées, il est impératif de bien laver et sécher la cellule entre les mesures ou de la rincer avec la solution étudiée. Les électrodes étant très FRAGILES, on fera attention de ne pas les cogner. Document 4 : les solutions On dispose des solutions S1, S2, S3, S4 de concentration molaire en soluté apporté 1,0.10-‐2 mol.L-‐1 : -‐ S1 Acide chlorhydrique ( H+ (aq) + Cl-‐ (aq) ) 1 Tp chimie mesures de pH des acides et des bases -‐ S2 Solution d’acide éthanoïque ( CH3CO2H (aq) ) -‐ S3 Solution d’hydroxyde de sodium ( Na+ (aq) + HO -‐ (aq) ) -‐ S4 Solution d’éthanoate de sodium ( Na+(aq) + CH3COO-‐(aq) ) Travail à faire : Mesurer le pH des solutions S1 et S2 (groupe A) ou S3 et S4 (groupe B) par les trois méthodes présentées dans les documents 1, 2 et 3 et répondre aux questions suivantes : quelle est la méthode la plus précise ? la plus rapide ? la moins coûteuse ? Pour cela remplir le tableau ci-‐dessous : Groupe Solution Encadrement du pH à pH estimé pH mesuré au l’aide d’indicateurs au papier pH-‐mètre colorés pH pH = …….± Δ pH A S 1 A S2 B S3 B S4 Avantages et inconvénients des méthodes II. force des acides Document 5 : réaction entre un acide et l’eau Les solutions S1 et S2 ont été obtenues suite à des réactions entre un acide (l’acide chlorhydrique, l’acide éthanoïque) et l’eau . L’équation de cette réaction est : AH + H2O(l) = A-‐ (aq) + H3O+(aq) où AH est l’acide. Dans le cas de la solution S1 , AH = HCl(g) et A-‐ (aq) = Cl-‐(aq) Dans le cas de la solution S2, AH = CH3COOH et A-‐ (aq) = CH3COO-‐(aq) Document 6 : force des acides • Certains acides AH, appelés acides forts, réagissent totalement avec l’eau. L’acide AH n’existe donc pas dans l’eau ; il est sous la forme A-‐ (aq) et H3O+(aq) . Les acides forts sont totalement dissociés dans l’eau. • Certains acides réagissent partiellement avec l’eau. Ces acides sont appelés des acides faibles. A la fin de la réaction, toutes les espèces figurant dans l’équation de la réaction sont présentes (en particulier AH et A-‐). Les acides faibles sont partiellement dissociés dans l’eau. Document 7 : le pH pH = -‐ log [H3O+] pH grandeur sans dimension ; [H3O+] est un nombre qui exprime, en mol.L-‐1, la concentration en ions oxonium H3O+(aq) Cette relation s’écrit aussi : [H3O+] = 10-‐pH 2 Tp chimie mesures de pH des acides et des bases Travail à faire : • Mesurer le pH de la solution S1 (volume V1=100,0 mL) • A l’aide d’un tableau d’avancement associé à la réaction correspondant à fabrication de la solution S1 déterminer la valeur de l’avancement maximal xmax • A partir de la mesure de pH déterminer la concentration en ions oxonium de la solution S1 ; en déduire la valeur de l’avancement final xf • Comparer xf et xmax. Conclure. • Mesurer le pH de la solution S2 (volume V2 = 100,0 mL) • A l’aide d’un tableau d’avancement associé à la réaction correspondant à fabrication de la solution S2 déterminer la valeur de l’avancement maximal xmax • A partir de la mesure de pH déterminer la concentration en ions oxonium de la solution S2 ; en déduire la valeur de l’avancement final xf • Comparer xf et xmax. Conclure. III. relation entre pH et concentration en soluté apporté Document 8 : Protocole On va réaliser des dilutions successives et mesurer le pH correspondant. • Matériel :burette graduée, pH-‐mètre, pipette jaugée de 50 mL, bécher de 100 mL, barreau aimanté, agitateur magnétique, support • Solutions : solutions S1 et S2, eau distillée Dans un bécher de 100 mL, introduire un volume Vo = 50,0 mL d’eau distillée à l’aide d’une burette graduée ou d’une pipette jaugée de 50,0 mL. Ajouter mL par mL , à l’aide d’une burette graduée, un volume V d’une solution S d’acide ou de base à la concentration Cs = 1,00x10-2 mol/ L. Homogénéïser la solution à l’aide d’un barreau aimanté et d’un agitateur magnétique. Mesurer le pH. La concentration de la solution présente dans le bécher est C = V x Cs / ( Vo + V ) Document 9 : Ecart relatif !"#$%& !ℎé!"#$%& − !"#$%& !"#$%é! é!"#$ !"#$%&' = ×100 [%] !"#$%& !ℎé!"#$%& La valeur théorique du pKa de l’acide éthanoïque est de 4,75. Travail à faire : A l’aide du matériel mis à votre disposition et des mesures réalisées, démontrer les relations suivantes : • Acide fort : pH = -‐ log (c) • Acide faible : pH = ½ pKa -‐ ½ log (c) Où : c est la concentration de l’acide et pKa est une constante à déterminer (donner un écart relatif) 3 Tp chimie mesures de pH des acides et des bases 4