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TP1 dosage volumétrique d’une solution d’acide  chlorhydrique par une solution de soude (NaOH)
Compte-rendu		PDF		WORD
Fiche technique

Objectif :

ü  L’objectif de cette manipulation est de savoir réaliser un dosage acido-basique simple,

ü  Il y sera effectué la détermination par dosage de la normalité, la molarité et la concentration massique d’une solution d’acide chlorhydrique (HCl) inconnue par une solution de soude (NaOH),

ü  La réalisation de cette expérience nécessite la maîtrise de calcul en volumétrie.

Principe : Le titrage (dosage) acido-basique est une méthode volumétrique pour la détermination de la normalité inconnue de l’acide en utilisant la normalité connue de la base et inversement, telle que :

ü  Chaque molécule d’acide chlorhydrique dissoute dans l'eau libère un proton H⁺ , qui peut être neutralisé à l'aide d'un ion hydroxyde OH^- provenant d'une base forte telle que NaOH, dont on connaît la concentration,

ü   Cette analyse s'appelle un titrage acide-base,

ü   Lorsque la quantité de base ajoutée est exactement équivalente à la quantité d'acide à titrer, le système est au point d'équivalence, point où la concentration en H⁺ est exactement égale à celle des OH^-,

ü   Pour déterminer le point d'équivalence dans un titrage acide-base, nous utiliserons la méthode de l’indicateur coloré,

ü   Les indicateurs sont des acides faibles organiques dont la forme protonée est d'une couleur différente de la forme non protonée,

ü   La relation suivante permet de calculer la concentration d'acide : CA .VA = CB .VB,

ü  Après avoir trouvé la concentration en mol/L d'acide dans l'eau, il faudra la convertir en concentration massique (g/L) pour pouvoir la comparer avec la valeur imprimée par le fabricant.

Equations de réactions mises enjeu :

ü  Equation de dissociation de NaOH dans l'eau : NaOH+H₂O àNa⁺+HO^-+H₂O,

ü  Equation de dissociation de HCl dans l'eau : HCl+H₂O àH₃O⁺+Cl^-,

ü  Equation de titrage  : H₃O⁺+ HO^- à2H₂O.

Mode opératoire avec le schéma annoté :

Après avoir rincer tous les verreries avec l’eau distillée, les étapes à suivre sont :

ü  Préparer 100 mL d’une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (NaOH) de concentration connue,

ü  Remplir la burette avec la solution de soude (NaOH) préparée,

ü  Avec une pipette, prendre 10 ml de chlorhydrique (HCl) et verser la dans un erlenmeyer,

ü  Ajouter deux gouttes d'indicateur coloré (phénolphtaléine) à la solution à titrée,

ü  Poser l’erlenmeyer sur un agitateur magnétique au-dessous de la burette,

ü  Commencer le titrage en ouvrant le robinet de la burette doucement,

ü  Titrer le chlorhydrique (HCl) jusqu’au point d’équivalence (changement de colore),

ü  Noter le volume de la solution de soude (NaOH) versé, notée V_G, et refaire le titrage trois fois.

Tableaux des résultats et calculs :

1-      Calculons le titre de la solution de soude diluée :

Ø  Pour la normalité N:

Selon la relation de dilution on a N_f.V_f=N_m.V_m : Donc       

Et puisque  donc

Alors      d’où      alors

Alors  

Application numérique : =0,003103N donc

Finalement

Ø  Pour la molarité M:

On a NaOH+H₂O àNa⁺+HO^-+H₂O, donc le nombre d’équivalente est p=1,

Et on sait que N=P.M , alors M=N  finalement  

Ø  Pour la concentration massique C_m :

On sait que C_m=M.M  avec M  c’est la masse molaire et M(NaOH)=23+16+1=40g/mol

Application numérique : C_m=0,030×40=1,200g/L

Ø  Calculons rC_m :

On a C_m=M.M  donc Ln(Cm)=Ln(M) + Ln(M)

Alors  donc  application

Donc  finalement

2-      Calculons le titre de la solution d’acide chlorhydrique :

Ø  Pour la normalité N:

On sait que N_f.V_fE=N_HCl.V_HCl : donc       

Ø  Pour la molarité M: on a HCl+H₂O àH₃O⁺+Cl^-,

Donc le nombre d’équivalente est p=1, et on sait que N=P.M, alors M=N, donc

Ø  Pour la concentration massique C_m :

On sait que C_m=M.M  avec M  c’est la masse molaire et M(HCl)=1+35,5=36,5g/mol

Application numérique : C_m= ×36,5=0,697515g/L

3-      On faire un calcul d’erreur sur la détermination de la normalité, molarité et la concentration massique de la solution d’acide chlorhydrique :  

Ø      Calculons r  : puisque  donc

Alors      d’où      

alors  donc    

Application numérique : =0,0019669N donc

Finalement

Ø      Calculons r  :

r  =r  = M, finalement 

Ø  Calculons rC_m : on a C_m=M.M  donc Ln(Cm)=Ln(M) + Ln(M)

Alors  donc  application

Donc  finalement

Ø  Observation et interprétation des résultats

Ce type de dosage se fait avec un indicateur coloré. En effet, très souvent les acides et les bases sont incolores. Pour visualiser l’équivalence il faut donc un indicateur coloré. Cet indicateur change de couleur à l’équivalence.

Ø  Conclusion

Le titrage est une technique de dosage utilisée en chimie analytique pour déterminer le titre d’une solution : la normalité, la molarité et la concentration massique d'une espèce chimique,

Titre : TP2

manganimétrie 

 Dosage d’une solution de permanganate de potassium par une solution d’acide oxalique

ie : Dosage d’une solution de permanganate de potassium par une solution d’acide oxalique

Objectif :

ü  L’objectif de cette manipulation est de savoir réaliser un dosage d’oxydo-réduction en milieu acide,

ü  L’étalonnage d’une solution de permanganate de potassium par une solution d’acide oxalique,

ü  Détermination de titre (normalité, molarité et concentration massique) de la solution de permanganate de potassium (KMnO₄).

Principe : les réactions d’oxydo-réduction sont des processus chimiques au cours desquels un transfert d’électrons se produit entre les espèces réagissantes, dans ces réactions l’élément actif est l’électron, telle que :

ü  Un oxydant est une substance chimique capable de fixer des électrons,

ü  Un réducteur est une substance chimique capable de céder des électrons,

ü  L’oxydation d’une substance chimique implique une perte des électrons,

ü  La déduction d’une substance chimique implique un gain des électrons.

 Le titrage (dosage) d’oxydo-réduction est une méthode pour la détermination de la normalité inconnue de la solution à titrée en utilisant la normalité connue d’une autre solution et inversement, telle que :

ü  Le couple rédox mis en jeu est MnO₄^- / Mn²⁺,

ü   Les propriétés oxydantes de l'ion permanganate sont à l'origine de la manganimétrie,

ü  La forme oxydante MnO₄^- est violette, la forme réductrice Mn²⁺ est incolore, ce qui permet de déterminer le point équivalent sans utiliser d'indicateurs colorés,

ü   En milieu acide la demi réaction du couple MnO4^-/Mn²⁺ s'écrit MnO₄^- + 8 H⁺ + 5 e^- ßàMn²⁺ + 4H₂O,

ü   Les ions H⁺ sont mis en excès, on utilise de l'acide sulfurique H₂SO₄,

ü   L'excès d'acide sulfurique permet d'éviter la réaction en milieu neutre: MnO₄^- + 2H⁺ ßà MnO₂ + 4 OH^-.

Equations de réactions mises enjeu :

ü  Pour l’oxydant la demi équation est : MnO₄^- + 8H⁺+5e^- ßàMn²⁺+4H₂O,

ü  Pour le réducteur la demi équation est : H₂C₂O₄+2H₂O ßà2CO₂+2H₃O⁺+2e^-,

ü  Equation globale de dosage est : 2MnO₄^- + 6H₃O⁺+ 5H₂C₂O₄à2 Mn²⁺+10CO₂+ 14H₂O.

Mode opératoire avec le schéma annoté :

Après avoir rincer tous les verreries avec l’eau distillée, les étapes à suivre sont :

Calculs :

1-      Calculons le titre (normalité, molarité et concentration massique) de l’acide oxalique :

Ø      Pour la normalité   de l’acide oxalique :

On a H₂C₂O₄+2H₂O ßà2CO₂+2H₃O⁺+2e^-, donc le nombre d’équivalence est P=2

Et puisque la normalité est :  alors

Ø      Pour la molarité   de l’acide oxalique :

On a  alors

Ø  Pour la concentration massique Cm de l’acide oxalique :

On sait que C_m=M.M avec M c’est la masse molaire et M (acide oxalique)=126,07g/mol

Application numérique : C_{m(acide oxalique)}=0,05×126,07=6,3035g/L

2-      Calculons le titre (normalité, molarité et concentration massique) de la solution de permanganate de potassium (KMnO₄) :

Ø  Pour la normalité N de permanganate de potassium :

On sait que :   

A l’équivalence, on a  c’est-à-dire

Donc  or  et

Alors

Donc

Avec  et  et

Application numérique :

Ø  Pour la molarité M de permanganate de potassium :

On a MnO₄^- + 8H⁺+5e^- ßàMn²⁺+4H₂O donc le nombre d’équivalence est P=5

Et puisque la normalité est :  alors

Ø  Pour la concentration massique C_m de permanganate de potassium :

On sait que C_m=M.M avec M c’est la masse molaire et M(KMnO4)=158g/mol

Application numérique :  

3-      Calculons les incertitudes de l’acide oxalique :

Ø      Calculons

On a  donc

Alors      avec  et

Donc  alors

 

Application numérique :  donc

Finalement

Ø     Calculons  : On a H₂C₂O₄+2H₂O ßà2CO₂+2H₃O⁺+2e^-, donc le nombre d’équivalente est p=2,

Et on sait que , alors  

Donc   avec  

Donc    alors   

Application numérique :    donc

finalement 

Ø  Calculons rC_m pour l’acide oxalique : On a C_m=M.M  donc Ln(Cm)=Ln(M) + Ln(M)

Alors  donc  application

Donc    finalement

4-      Calculons les incertitudes de permanganate de potassium :

Ø      Calculons

On a  donc

Alors     Donc   

alors

Alors

application numérique :

finalement   et

Ø     Calculons  : On a MnO₄^- + 8H⁺+5e^- ßàMn²⁺+4H₂O ^-, donc le nombre d’équivalente est p=5,

Et on sait que , alors  

Donc   avec  Donc    alors   

Application numérique :    donc

finalement 

 

Ø      Calculons : on sait que  C_m=M_en.mol/l.M_en.g/mol  donc Ln(Cm)=Ln(M_en.mol/l) + Ln(M_en.g/mol)

Alors  avec

Donc   alors  avec

application   donc  et   

finalement

Ø  Observation et interprétation des résultats

ü  Les ions permanganate violets ajoutés réagissent et se transforment en ions manganèse (Mn²⁺) incolores,

ü  Le liquide de l’erlenmeyer reste incolore tant qu’il contient des molécules de l’acide oxalique,

ü  Lorsque le liquide prendre une coloration rose persistance, c’est qu’il ne contient les molécules de l’acide oxalique,

ü  Les ions de permanganate ne peuvent pas réagir, c’est le point de l’équivalence,

Ø  Conclusion : Cette méthode donc est permet de déterminer le titre (molarité, normalité et concentration massique) de la solution de permanganate de potassium KMnO₄.