Chapitre 6 : réaction acido-basique, titrage

Une solution d’éthanoate de sodium

N.B. : aucune réaction chimique ne peut "a priori" être considérée comme totale (quantitative). La température des solutions est de 25°C dans tout l’exercice.

Donnée : pKe = 14,0

L’éthanoate de sodium NaCH₃COO est un solide blanc, soluble dans l’eau, de masse molaire M = 82,0 g.mol^–1. Sa solution aqueuse contient, entre autres, les ions Na⁺ et CH₃COO^–.

I. On prépare 100 mL d’une solution aqueuse, notée (S), d’éthanoate de sodium de concentration C = 0,10 mol.L^–1 à partir du solide pur. On mesure le pH de la solution (S) obtenue : pH = 8,9.

1.1. Donner le mode opératoire permettant de préparer (S), en précisant le matériel utilisé.

1.2. Ecrire l’équation de la réaction modélisant la transformation qui explique que (S) soit basique.

1.3. Donner l’expression de son quotient de réaction Q_R.

1.4. Calculer la concentration [OH^–] en ions hydroxyde dans (S).

1.5. A l’aide d’un tableau d’avancement, calculer l’avancement final x_f de cette réaction, et l’avancement maximal x_m si la réaction était totale (ou quantitative).

1.6. En déduire le taux d’avancement final t (exprimé en %). Conclure.

1.7. Donner la liste des espèces présentes dans (S). Quelles sont les deux espèces, à part l’eau, dont la concentration est très nettement supérieure à celles des autres ?

II. A V’=20 mL de la solution (S) précédente, on ajoute V’’=5,0 mL d’acide chlorhydrique de concentration C’ = 0,10 mol.L^–1. Le mélange a alors un pH = 5,3.

2.1. Ecrire l’équation de la réaction modélisant cette transformation.

2.2. Calculer la quantité de matière n_o de CH₃COO^– initialement présente dans les 20 mL et celle n_o’ de H₃O⁺ apportée par les 5,0 mL. Quel réactif est en excès ?

2.3. Calculer la quantité de matière n’ de H₃O⁺ dans le mélange, lorsque l’équilibre est atteint.

2.4. A l’aide d’un tableau d’avancement, montrer que x_f vaut environ 5.10^–4 mol.

2.5. En déduire t . Conclure.

2.6. Calculer le pKa du couple auquel appartient CH₃COO^– en utilisant les résultats obtenus à la question II.4.

III. Afin de vérifier la concentration de la solution (S) (préparée partie I), on dose 20 mL de (S) par une solution titrée d’acide chlorhydrique de concentration C’ = 0,100 mol.L^–1. On obtient le tableau de mesures suivant :

V(mL)	0	0.2	0.5	1	2	4	6	8	10	12	14	15	16	17	18	18.5	18.8	19	19.2	19.5	20	20.5	21	22	23	25
pH	8,9	6,8	6,3	6,0	5,7	5,4	5,1	4,9	4,7	4,6	4,35	4,2	4,1	3,9	3,6	3,4	3,2	3,05	2,9	2,7	2,55	2,4	2,3	2,1	2,0	1,9

On trace ensuite le graphe pH = f(V) à l’aide d’un logiciel (figure 1), puis on calcule l’opposé de la dérivée de pH par rapport à V (courbe notée « opdpH » sur la figure 2), et on trace les deux courbes, en joignant les points.

N.B. : les valeurs en ordonnée de la courbe « – = f(V) » ne sont pas indiquées.

Fig1

Fig2

3.1. Définir l’équivalence d’une réaction chimique en général.

3.2. Déterminer V_E le volume d’acide versé à l’équivalence, et pH_E la valeur du pH à l’équivalence. Expliquer brièvement votre méthode.

3.3. En déduire la véritable concentration de la solution C₁ (S).

3.4. Si la solution (S) a bien été préparée comme à la question I.1., calculer le « degré de pureté » des cristaux de NaCH₃COO, c’est-à-dire le rapport de la masse de NaCH₃COO réellement contenu dans une masse m de cristaux, sur la masse m des cristaux, exprimé en % .

3.5. On donne les couleurs et zones de virage de quelques indicateurs colorés acido-basique :

nom :	couleur de la forme acide :	zone de virage :	couleur de la forme base :
jaune d’alizarine	Rouge	2,1 - 3,4	jaune
Hélianthine	Rouge	3,2 – 4,4	jaune
vert de bromocrésol	Jaune	3,8 – 5,4	bleu
bleu de bromothymol	Jaune	6,0 – 7,6	bleu
phénolphtaléïne	Incolore	8,2 – 10,0	rose

3.5.1. lequel de ces indicateurs colorés pourrait-on « a priori » utiliser pour effectuer un dosage sans pH-mètre de (S) par l’acide chlorhydrique ?

3.5.2. expliquer pourquoi le résultat serait trop imprécis.