052 – Titrage acido-basique 2

Le titrage est la méthode standard pour répondre à une question qui ne peut être résolue par une simple observation : quelle quantité de substance dissoute est présente. Une solution de concentration connue est ajoutée à un volume mesuré de la solution inconnue, en petites quantités contrôlées, jusqu'à ce qu'il y en ait juste assez pour la consommer. Le volume nécessaire est lu sur une burette, et comme l'équation stœchiométrique fixe le rapport dans lequel les deux substances réagissent, ce volume donne directement la concentration inconnue. Les usines de traitement de l'eau, les laiteries, les caves vinicoles, les gestionnaires de piscines et les laboratoires cliniques effectuent tous des titrages quotidiennement, et la technique reste la méthode de référence par rapport à laquelle les analyses instrumentales plus rapides sont étalonnées.

La chimie sous-jacente est une neutralisation. L'acide chlorhydrique et l'hydroxyde de sodium réagissent à raison d'une mole pour une mole, HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂Ainsi, au moment où l'acide est exactement consommé, la quantité de base ajoutée est égale à la quantité d'acide qui était présente. Ce moment est le point d'équivalence et, le chlorure de sodium étant le sel d'un acide fort et d'une base forte, aucun de ses ions ne réagit avec l'eau et la solution à l'équivalence est exactement neutre, de pH 7,00. Le problème est de le voir. Un indicateur est ajouté — ici le bleu de bromothymol, qui est jaune en dessous d'un pH de 6,0 et bleu au-dessus de 7,6 — de sorte que la solution change de couleur lorsque le point d'équivalence est franchi.

Dans ce laboratoire, vous fixerez une burette de 50 mL à une potence, la remplirez d'hydroxyde de sodium à 2,0 mol/L avec le ménisque réglé à zéro et sans bulle dans le robinet, prélèverez à la pipette 10 mL d'acide chlorhydrique de concentration inconnue dans un erlenmeyer, et ajouteras trois gouttes de bleu de bromothymol. Vous libérerez ensuite la base goutte à goutte, en mélangeant après chaque ajout, jusqu'à ce que la solution jaune vire. Le comptage des gouttes donne le volume de base versé, et à partir de ce volume, la concentration de l'acide se déduit en deux lignes de calcul. C'est la première véritable titration de la collection : le laboratoire 047, malgré son titre, est une détermination colorimétrique du pH sans burette ni point d'équivalence.

Objectifs Éducatifs

Le principe de l'analyse volumétrique

• La titration mesure la concentration d'une substance dans une solution, et un volume peut représenter une quantité de substance parce que, lorsque la concentration molaire (le nombre de moles par unité de volume) est connue, le volume mesuré permet de calculer directement le nombre de moles grâce à la relation : quantité = concentration × volume.
• Distinguer le point d'équivalence, qui est fixé par la chimie, du point de fin de titrage, qui est ce que l'indicateur montre.

Stœchiométrie de neutralisation

• HCl + NaOH → NaCl + H₂O₂O et reconnaissez le rapport molaire de 1:1 qu'il impose.
• Appliquer C_aV_a = C_bV_b pour obtenir une concentration inconnue, et expliquer pourquoi la relation ne vaut que pour une réaction 1:1.
• Comprenez que la neutralité signifie des quantités égales de H₃O⁺ et OH⁻, des volumes inégaux des deux solutions.

Choisir et lire un indicateur

• Justifier le bleu de bromothymol pour un titrage d'acide fort par une base forte, étant donné que son intervalle de virage de pH 6,0 à 7,6 encadre le pH à l'équivalence de 7,00.
• Reconnaître le premier vert persistant comme le point final, et un bleu ou turquoise établi comme la preuve que le point final a été dépassé.

technique de la verrerie jaugée

• Installez une burette : fixez-la verticalement, chassez la bulle d'air du robinet et amenez le ménisque à zéro, en lisant une échelle de burette orientée vers le bas.
• Délivrer une aliquote définie avec une pipette volumétrique et mélanger le fiole après chaque ajout.
• Approchez-vous du point final une goutte à la fois, et sachez pourquoi la dernière goutte est celle qui compte.

Gestion des données et précision

• Convertir un nombre de gouttes en volume, puis en quantité de matière, en suivant les unités à chaque étape.
• Donnez le résultat au nombre de chiffres significatifs que la mesure peut réellement supporter.
• Expliquez pourquoi les essais répliqués sont moyennés.

Sécurité avec les produits corrosifs concentrés

• Manipulez l'hydroxyde de sodium à 2 mol/L, qui est plus nocif pour l'œil que l'acide qu'il neutralise, avec l'équipement de protection approprié.
• Éliminez les déchets neutralisés dans le bac de récupération et rincez la verrerie à l'eau distillée.

Protocole

Nous voulons déterminer la concentration d'une solution d'acide chlorhydrique (HCl).

Configuration

1. Fixer une pince universelle sur le support.
2. Fixez la burette graduée de 50 mL sur la pince.
3. Mesurez 10 mL de solution d'acide chlorhydrique de concentration inconnue à l'aide de la pipette.
4. Videz la pipette contenant l'acide chlorhydrique dans le flacon Erlenmeyer.
5. Ajoutez 3 gouttes de bleu de bromothymol dans le flacon Erlenmeyer, à l'aide de la pipette.
6. Mélangez la solution à l'aide de la tige de verre. Notez la couleur et estimez le pH à l'aide de l'échelle colorimétrique.
7. Rincez la tige de verre à l'eau distillée.
8. Remplir la burette à moitié avec la solution neutralisante NaOH 2M.
9. Placez un bécher de 50 mL sous le robinet de la burette.
10. Attention, il ne doit pas y avoir de bulles dans le robinet. Pour les enlever, faites couler un peu de NaOH 2M de la burette dans le bécher de 50 mL en touchant le petit robinet rouge du robinet.
11. Vider le bécher de 50 mL dans le plateau de récupération et le remettre sous la burette.
12. Remplir complètement la burette avec la solution neutralisante NaOH 2M jusqu'à ce que le ménisque soit au niveau de zéro. Attention, la burette est graduée dans le sens inverse d'une éprouvette graduée.
13. Remplacez le bécher de 50 mL placé sous la burette graduée par l'erlenmeyer de 100 mL contenant de l'acide chlorhydrique.

Titrage de la solution

1. Laissez couler 1 goutte (environ 0,05 mL) de solution neutralisante (NaOH 2M) en effleurant la petite vanne rouge du robinet de la burette (la vanne s'ouvre brièvement et se ferme automatiquement après l'écoulement de la goutte).
2. Après chaque goutte, mélangez la solution à l'aide de la tige de verre.
3. Répétez les étapes 1 et 2 jusqu'à ce que la couleur de la solution passe du jaune au premier vert persistant, ce qui correspond à un pH neutre (7) pour le bleu de bromothymol. Une solution nettement bleue ou turquoise signifie que le point d'équivalence a été dépassé.
4. Lorsque la solution a atteint un pH neutre, rincez la tige de verre à l'eau distillée.
5. Le volume de solution neutralisante (NaOH 2M) ajouté est consigné dans le tableau des résultats.
6. Il est recommandé de répéter l'expérience 2 fois pour moyenner les résultats obtenus.
7. Calculez la quantité de NaOH 2M nécessaire pour neutraliser une quantité égale de HCl. La quantité obtenue, calculée pour 1 L de solution, sera la molarité de la solution de HCl.

Note : 1 goutte = 0,05 mL, NaOH 2 moles/1000 mL = NaOH 0,0001 mole / 0,05 mL, et 1 mole de NaOH neutralise 1 mole de HCl. Le nombre de moles de NaOH utilisées pour neutraliser 10 mL d'acide chlorhydrique indiquera le nombre de moles de HCl trouvées dans 10 mL de solution. Pour extrapoler la molarité de la solution de HCl, vous devez multiplier par 100 (donc 10 mL * 100 = 1000 mL).

Résultats attendus

La réaction et ce que signifie le point final. La réaction de titrage est HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂OH, ou en termes ioniques simplement H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂Oh, puisque le sodium et le chlorure sont spectateurs du début à la fin. Le rapport est de un pour un, donc à l'équivalence $n(\text{NaOH ajouté}) = n(\text{HCl présent})$. Le chlorure de sodium ne s'hydrolyse pas — le chlorure est la base conjuguée d'un acide fort et le sodium n'est pas acide — donc la solution à l'équivalence est exactement neutre et le pH à l'équivalence est de 7,00. C'est inhabituel et pratique : pour un acide faible, il serait supérieur à 7, et le bleu de bromothymol serait alors le mauvais indicateur.

La mesure. La goutte est l'unité de volume dans ce laboratoire. Une goutte représente 0,05 mL, de sorte que chaque goutte d'hydroxyde de sodium à 2,0 mol/L délivre

n = C × V = 2.0 mol/L × 0.05 × 10⁻³ L = 1,0 × 10⁻⁴ mole de NaOH par goutte

Le point d'équivalence est atteint après 15 gouttes. Cela fait 15 × 0,05 = 0,75 mL, contenant 15 × 1,0 × 10⁻⁴ = 1,5 × 10⁻³ mole de base qui, selon le rapport de 1:1, a dû neutraliser 1,5 × 10⁻³ mol d'acide. L'acide occupait 10,00 mL, donc

C(HCl) = n / V = 1.5 × 10⁻³ mol / 0,0100 L = 0,15 mol/L

La même réponse suit sur une ligne depuis C_aV_a = C_bV_b: C_a = (2,0 mol/L × 0,75 mL) / 10,0 mL = 0,15 mol/L. La voie du protocole — multiplier la quantité trouvée dans 10 mL par 100 pour atteindre un litre — est la même arithmétique écrite différemment.

Ce que fait la gourde, goutte à goutte. La couleur de la solution est régie par son pH, et le pH est régi par celui des deux réactifs qui est en excès. Avant le point d'équivalence, il reste de l'acide ; après, il reste de la base ; le passage est brusque car un acide fort et une base forte ne laissent rien pour tamponner la solution. Le tableau ci-dessous détaille toute la démarche, en utilisant la quantité en excès divisée par le volume total à chaque étape.

Lecture de la burette. Une burette est graduée de haut en bas, avec le zéro en haut, parce que la quantité qui intéresse est celle qui en est sortie plutôt que celle qui reste. Le titre est par conséquent la lecture finale moins la lecture initiale, et ajuster le ménisque à zéro avant de commencer est une commodité plutôt qu'une nécessité. La bulle dans le robinet a de l'importance pour la même raison : une bulle expulsée pendant le titrage est comptée comme volume délivré alors qu'elle n'a jamais atteint le fiole, et elle fausse le titre vers le haut ainsi que la concentration calculée avec lui.

Pourquoi le bleu de bromothymol et non un autre indicateur. Un indicateur est lui-même un acide faible dont les deux formes ont des couleurs différentes, et il change sur environ deux unités de pH centrées sur son pK_Dans. Le bleu de bromothymol a un pK_Dans ≈ 7,1, c'est pourquoi sa zone de virage encadre la neutralité ; le laboratoire 049 étudie l'arithmétique qui sous-tend cette plage de deux unités. Pour ce titrage particulier, le choix est plus large que critique : le pH passant d'environ 4 à environ 10 en une fraction de goutte lors d'un titrage fort-fort de conception normale, le rouge de méthyle ou la phénolphtaléine donneraient le même volume équivalent. Le choix devient critique dès que l'acide est faible. Le titrage de l'acide éthanoïque, sujet du laboratoire 048, laisse de l'éthanoate en solution à l'équivalence, le pH y est d'environ 8,7, et le bleu de bromothymol indiquerait le point de fin de titrage trop tôt tandis que la phénolphtaléine serait adéquate.

Où cela se situe parmi les autres laboratoires de pH. Le laboratoire 046 établit ce qu'est le pH et comment il est mesuré. Le 048 sépare la concentration de la force en comparant l'acide éthanoïque à l'acide chlorhydrique à la même concentration. Le 049 couvre les équilibres des indicateurs colorés et la largeur d'une zone de virage. Le 050 montre que pour un acide fort, le pH est simplement le logarithme du facteur de dilution. Ce laboratoire est le lieu où ces idées deviennent une méthode analytique : pour la première fois, le pH n'est plus la réponse mais le signal, et la réponse est une concentration lue sur une burette.

Résumé du devoir par tranche d'âge

Classe de 3e à la 2de

Concentration. Observation, vocabulaire et méthode rigoureuse. Le calcul est fourni et l'élève complète les nombres.

• Installez l'appareil correctement : burette verticale et fixée par une pince, aucune bulle d'air dans le robinet, ménisque à zéro.
• Comptez les gouttes jusqu'au changement de couleur et convertissez ce nombre en volume en utilisant 1 goutte = 0,05 mL.
• Décrivez la séquence de couleurs et nommez l'indicateur ; indiquez ce que signifient le jaune, le vert et le bleu.
• Compléter un calcul fourni pour atteindre 0,15 mol/L.
• À la fin, le vocabulaire suivant doit être utilisé correctement : titration, titrant, burette, aliquote, indicateur, point d'équivalence, neutralisation.

11e année

Concentration. Le calcul complet sans aide et la signification du point d'équivalence.

• Dériver la concentration à partir des premiers principes : quantité par goutte, quantité administrée, quantité d'acide, concentration — sans que la voie d'administration ne soit fournie.
• Obtenez le même résultat d'une autre manière en utilisant le langage C_aV_a = C_bV_b, et expliquez pourquoi ce raccourci n'est valable que pour une réaction 1:1.
• Calculez le pH de l'acide avant le titrage et confirmez 0,82, et le pH du titrant et confirmez 14,3.
• Expliquez pourquoi le pH d'équivalence est exactement de 7,00 pour cette paire de réactifs, et justifiez le choix du bleu de bromothymol sur cette base.
• Calculez le pH après 14 et après 16 gouttes et expliquez pourquoi la transition est si brusque.
• Arrondissez la réponse à la précision correspondant à une goutte.

12e année / Niveau universitaire

Concentration. Conception de méthode, analyse des erreurs et limites de la technique. Les étudiants sont invités à critiquer la procédure plutôt qu'à l'exécuter.

• Tracez la courbe de titrage complète (pH en fonction du volume de titrant) et identifiez le point d'inflexion ; comparez la pente de ce point à la largeur de la bande de l'indicateur.
• Montrez de manière quantitative qu'un titrant à 2,0 mol/L limite le résultat à deux chiffres significatifs, et calculez l'amélioration qu'apporterait un titrant à 0,10 mol/L.
• Modifiez le titrage pour atteindre un point d'équivalence entre 20 et 40 mL, et spécifiez la concentration du titrant et le volume de la prise d'essai qui y parviennent.
• Prédisez comment la courbe et le pH d'équivalence évolueraient si l'analyte était de l'acide éthanoïque plutôt que de l'acide chlorhydrique, puis choisissez l'indicateur approprié dans ce cas.
• Discutez de la différence entre le point d'équivalence et le point de fin comme source d'erreur systématique plutôt que aléatoire, et estimez sa taille ici.
• Reliez la méthode à ses utilisations industrielles et cliniques — alcalinité de l'eau traitée, acidité titrable dans le vin et le lait, analyse de l'acide gastrique — et dites ce qui fait de la titrimétrie une méthode de référence pour l'étalonnage de techniques instrumentales plus rapides.

Essentiels de laboratoire

Instruments

• Burette (50 ml) avec robinet à trois voies
• Pince et support universels
• Pipette volumétrique (10 ml)
• Erlenmeyer (100 mL)
• Bécher (50 ml), utilisé pour purger le robinet à trois voies
• Goutte
• Baguette de verre
• Échelle de couleurs du pH (tableau de laboratoire)
• Plateau de récupération

Produits

• Acide chlorhydrique HCl, concentration inconnue (prise d'essai de 10 mL ; trouvée à 0,15 mol/L)
• Hydroxyde de sodium NaOH 2,0 mol/L (titrant)
• Indicateur bleu de bromothymol (3 gouttes)
• Eau distillée (rinçage)