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Thème N°10 :

Comparaison des propriétés d’un acide faible et d’un acide fort

MATERIEL ET PRODUITS :

Solutions titrées 0,1 M d'acide chlorhydrique, d'acide acétique et de soude - zinc en poudre - solution 0,1 M de carbonate de sodium - Alcool isoamylique - Tertiobutanol - propanol- 2 - Acide sulfurique concentré - Acide chlorhydrique concentré - Solution de brome dans CCl4 (ou dans l’hexane) - Chlorure de zinc solide - Tubes à essais (12) - Portoirs (2) - pH-mètre - Tampons 4 et 7 - Conductimètre - Burette - Agitateur magnétique - Pipette 10 ml et 5 ml - Fioles jaugées 50 ml (10) - Tube à dégagement pour tube à essai (2) - erlens 50 ml (2) - bain-marie - éprouvette 10 ml et 20 ml -

 

Introduction :

Selon la théorie de Bronsted et Lowry, un acide est une substance capable de céder un proton. En solution aqueuse le proton libéré sert à protoner l'eau pour donner l'ion hydronium H3O+. Ainsi les acides réagissent sur l'eau pour donner H3O+ et leur base conjuguée : Acide + eau ----> Base + H3O+. Selon les acides, cette réaction peut être totale ou équilibrée. Si la réaction est totale l'acide est fort, si elle est équilibrée l'acide est faible. Nous allons illustrer expérimentalement les différences de propriétés entre ces deux sortes d'acides.

I) Comparaison pH-métrique :

Faire bouillir préalablement un litre d'eau distillée. Cette opération est destinée à chasser au maximum le dioxyde de carbone dissout. L'eau ainsi préparée doit avoir un pH proche de 7, le vérifier au pH-mètre. Préparer ensuite par dilutions successives d'une solution titrée 1 M, des solutions 10-1, 10-2 , 10-3, 10-4, 10-5, 10-6 et 10-7 M d'acide chlorhydrique et d'acide acétique. Mesurer le pH de ces solutions avec un pH-mètre préalablement étalonné à pH = 4 et pH = 7. Tracer ensuite sur un même graphe les courbes pH = f (-logC) pour les deux acides. On utilisera de préférence un tableur-grapheur. Les deux courbes très différentes d'aspect doivent se superposer pour les fortes dilutions. Cela est une illustration de la loi de dilution d'Ostwald : pour les fortes dilutions les électrolytes faibles se comportent comme des électrolytes forts. Montrer qu'on retrouve les approximations classiques pH = -Log C et pH = ½ (pKa-logC) pour les faibles dilutions. Pour cela faire une régression linéaire.

Pour une exploitation informatique des résultats expérimentaux voir disquette d’accompagnement : Fichier Compaci.

II) Comparaison des courbes de titrage par une base forte :

1) Mode opératoire :

Dans un becher 250 ml muni d'un agitateur introduire 10 ml (pipette) d'acide chlorhydrique 0,1 M et 90 ml d'eau distillée. Immerger dans le becher une électrode double Verre/Calomel reliée à un pH-mètre et une cellule de conductimétrie relié à un conductimètre. Lire pH et conductance de la solution initiale puis verser la solution de soude 0,1 M par fractions de 0,5 ml. Lire après chaque ajout pH et conductance de la solution. Verser ainsi 20 à 25 ml de Soude.

Procéder de manière identique pour la solution 0,1 M d'acide acétique. Tracer les deux courbes de titrage pH-mètrique sur un même graphique. Procéder de même pour les titrages conductimétriques. Utiliser un grapheur si possible.

2) Comparaison des titrages pH-métrique :

On constate que les deux courbes différentes en début de titrage se rejoignent à partir du point équivalent. La courbe de titrage de l'acide faible présente deux points d'inflexions à la 1/2 équivalence et à l'équivalence, alors que celle de l'acide fort n'en possède qu'un seul à l'équivalence. Le saut de pH à l'équivalence est moins important pour l'acide faible. Le pH à l'équivalence est différent de 7 pour l'acide faible.

Pour une exploitation informatique des résultats expérimentaux voir disquette d’accompagnement ; Fichier DosAHHX

On peut aussi réaliser une simulation informatique des deux titrages : voir thème N° 29 et disquette d’accompagnement Fichier ComppH.

3) Comparaison des titrages conductimétriques :

Pour l'acide fort la conductance diminue régulièrement en début de titrage passe par un minimum au point équivalent puis augmente régulièrement.

Pour l'acide faible la conductance augmente tout au long du titrage, le point équivalent se traduit par un simple changement de pente. La conductance augmente plus vite après le point équivalent qu'avant celui-ci.

Cela s'explique par la mobilité différente des ions concernés (voir thème N° 7).

Pour l'acide fort totalement dissocié la réaction de titrage est :

H3O+ + OH- ----> 2 H2O

En début de titrage on consomme des ions H3O+ très mobiles la conductance diminue donc. Au point équivalent on à de l'eau pure très peu conductrice. Après le point équivalent on ajoute des ions OH- très mobiles et la conductance augmente. Comme H3O+ est plus mobile que OH-, la pente avant le point équivalent est plus forte qu'après, le vérifier. L'ajout d'ions Na+ peu mobiles influence peu la conductance.

Pour l'acide faible peu dissocié la réaction de titrage est :

AH + OH- ----> A- + H2O

Au départ la conductance est très faible puisque l'acide est peu dissocié. Il se forme des ions A- peu mobiles et on ajoute des ions Na+, la conductance augmente donc jusqu'au point équivalent. Après le point équivalent on ajoute des ions OH- très mobiles et la conductance augmente plus rapidement d'où le changement de pente observé.

III) Expériences qualitatives :

1) Action sur les métaux :

Comparer l'attaque du zinc en poudre par des solutions 5 M d'acide chlorhydrique et acétique. L'attaque est beaucoup plus rapide et efficace avec l'acide fort.

2) Réaction avec une base faible :

Dans deux tubes à essais introduire 2 ml de solution 0,1 M de carbonate de sodium. Dans le premier tube verser 1 ml de solution 1 M d'acide chlorhydrique, dans le second 1 ml de solution 1 M d'acide acétique. Surmonter les deux tubes d'un tube à dégagement trempant dans de l'eau de chaux. Ici aussi la réaction est beaucoup plus rapide avec l'acide fort, le dioxyde de carbone se forme très rapidement et l'eau de chaux se trouble plus rapidement qu'avec l'acide faible.

(Il est plus facile de réaliser la réaction avec un morceau de craie CaCO3.)

3) Réaction avec les alcools :

Les acides peuvent réagir avec les alcools pour donner des esters. Toutefois selon l'acide utilisé les produits obtenus seront très différents.

* Avec les acides faibles organiques (acides carboxyliques) c'est la "réaction normale" qui se produit.

Exemple : Dans un tube à essais introduire 2 ml d'alcool iso-amylique et 5 ml d'acide acétique pur. Porter quelques minutes au bain-marie bouillant. Transvaser le mélange réactionnel dans un becher d'eau salée, l'ester formé surnage en formant une phase plus légère que l'eau, son odeur de banane est très caractéristique. (On peut catalyser la réaction avec 3 gouttes d'acide sulfurique pur.)

* La formation d'esters nitriques est aussi réalisable mais l'oxydation de l'alcool est une réaction parasite non négligeable et les esters nitriques formés sont des explosifs dont la célèbre nitroglycérine est le prototype.

* L'acide sulfurique donne aussi des esters mais la réaction conduit surtout aux alcènes par déshydratation de l'alcool.

Exemple : Déshydratation du propan-2-ol :

Dans un petit erlen 50 ml, introduire 4 ml d'alcool et 1 ml d'acide sulfurique concentré. Surmonter d'un tube à dégagement que l'on fera tremper dans une solution diluée de dibrome dans CCl4. Chauffer sur grille d'amiante, on observe un dégagement gazeux qui décolore Br2.

Remarque : CCl4 présentant une toxicité relativement élevée on pourra si on le désire le remplacer par l’hexane par exemple

* L'acide chlorhydrique peut aussi conduire à une déshydratation mais on observe le plus souvent une réaction de substitution nucléophyle.

Exemple : Dans un tube à essais introduire 3 ml d'acide chlorhydrique pur et deux ou trois gouttes de tertio-butanol (diméthyl-2,2 propanol), bien agiter. On observe la précipitation du chlorure de tertio-butyle. Tiédir au bain-marie si nécessaire. La réaction marche mieux en présence de chlorure de zinc solide dissous dans HCl, on a alors le réactif de Lucas (Voir thème N°24).

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