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etude d'un titrage pH-métrique



  1. #1
    shivaji

    etude d'un titrage pH-métrique


    ------

    Bonjour à tous,

    J'ai un exercice à faire pour la rentrée, et malgré mes investigations, je ne trouve pas le fin mot de l'histoire. Voici l'ennoncé :

    On considère le couple C2H5NH3+/C2H5NH2, de pKa=10,7. Il s'agit de faire un titrage de l'éthylamine par une solution d'acide chlorydrique (H3O+ + Cl-). On note V le volume d'éthylmamine, avec V=10,0 mL

    I Etude du pH avant l'équivalence

    1/ Ecrire l'équation de la réaction et dressez un tableau d'avencement du système. Cette question ne me pose pas de problème.

    2/ Exprimer l'avancement final de la transformation en fonction de Va et Ca, où Va est le volume d'acide versé et Ca la concentration en soluté apporté de l'acide chlorydrique. La transformation étant totale (car réaction de dosage), et le réactif titrant étant limitant (puisque nous sommes avant l'équivalenece), on a :
    CaVa-xf=0
    soit xf=CaVa

    3/ Exprimer la constante d'acidité du couple C2H5NH2/C2H5NH3+ en fonction de xf, puis de Va. Là, je commence à bloquer.
    En effet, par définition :
    Ka=[C2H5NH2].[H3O+]/[C2H5NH3+]
    Soit, d'après le tableau d'avancement :

    Ka=(CV-xf)(CaVa-xf)/((Va+V)*xf)

    Or, un problème se pose : en effet, CaVa=xf, ce qui signifirait que Ka=0, ce qui est absurde.

    4/ En déduire l'expression du pH de la solution en fonction de Va

    En ignorant l'incohérence de la question précédente, j'obtient :
    [H30+]=(Va+V)*xf*Ka/(CV-xf) soit :
    [H30+]=(Va+V)(CaVa)Ka/(CV-CaVa)
    On endéduit ensuite le pH

    II/ Etude du pH après l'équivalence

    1. Que se passe-t-il lorsque l'on ajoute de l'acide après l'équivalence ? Dans ce cas, l'acide ne réagit plus avec le réactif titré (puisqu'il n'y en a plus), et il se retrouve en excès

    2. En déduire l'expression du pH Dans ce cas, je ne vois pas quoi faire, puisque la quantité de C2H5NH2 est nulle

    Je vous remercie grandement pour votre aide
    En déduire l'expression du pH

    -----

  2. Publicité
  3. #2
    portoline

    Re : etude d'un titrage pH-métrique

    Citation Envoyé par shivaji Voir le message
    Bonjour à tous,

    J'ai un exercice à faire pour la rentrée, et malgré mes investigations, je ne trouve pas le fin mot de l'histoire. Voici l'ennoncé :

    On considère le couple C2H5NH3+/C2H5NH2, de pKa=10,7. Il s'agit de faire un titrage de l'éthylamine par une solution d'acide chlorydrique (H3O+ + Cl-). On note V le volume d'éthylmamine, avec V=10,0 mL

    I Etude du pH avant l'équivalence

    1/ Ecrire l'équation de la réaction et dressez un tableau d'avencement du système. Cette question ne me pose pas de problème.

    2/ Exprimer l'avancement final de la transformation en fonction de Va et Ca, où Va est le volume d'acide versé et Ca la concentration en soluté apporté de l'acide chlorydrique. La transformation étant totale (car réaction de dosage), et le réactif titrant étant limitant (puisque nous sommes avant l'équivalenece), on a :
    CaVa-xf=0
    soit xf=CaVa

    3/ Exprimer la constante d'acidité du couple C2H5NH2/C2H5NH3+ en fonction de xf, puis de Va. Là, je commence à bloquer.
    En effet, par définition :
    Ka=[C2H5NH2].[H3O+]/[C2H5NH3+]
    Soit, d'après le tableau d'avancement :

    Ka=(CV-xf)(CaVa-xf)/((Va+V)*xf)

    Or, un problème se pose : en effet, CaVa=xf, ce qui signifirait que Ka=0, ce qui est absurde.

    4/ En déduire l'expression du pH de la solution en fonction de Va

    En ignorant l'incohérence de la question précédente, j'obtient :
    [H30+]=(Va+V)*xf*Ka/(CV-xf) soit :
    [H30+]=(Va+V)(CaVa)Ka/(CV-CaVa)
    On endéduit ensuite le pH

    II/ Etude du pH après l'équivalence

    1. Que se passe-t-il lorsque l'on ajoute de l'acide après l'équivalence ? Dans ce cas, l'acide ne réagit plus avec le réactif titré (puisqu'il n'y en a plus), et il se retrouve en excès

    2. En déduire l'expression du pH Dans ce cas, je ne vois pas quoi faire, puisque la quantité de C2H5NH2 est nulle

    Je vous remercie grandement pour votre aide
    En déduire l'expression du pH
    bonjour ; le Ka du couple est 10^-pKa soit 2.10^-11
    à demi équivalence ph=pKa=10.7
    à l'équivalence , le ph d'une base faible(ethylamine)= 6
    après l'équivalence , le ph descend de 6 et tend vers ph de acide
    H3o+cl- dans la burette

  4. #3
    shivaji

    Re : etude d'un titrage pH-métrique

    Merci pour ta réponse! Cependant, des interrogations subsistent : en effet, même si les réponses que tu me fournis vont m'aider dans mon travail, comment peut-on le prouver, de manière équationelle ?

  5. #4
    portoline

    Re : etude d'un titrage pH-métrique

    Citation Envoyé par shivaji Voir le message
    Merci pour ta réponse! Cependant, des interrogations subsistent : en effet, même si les réponses que tu me fournis vont m'aider dans mon travail, comment peut-on le prouver, de manière équationelle ?
    je corrige le ph de base faible à l équivalence est 5.5 et non 6
    je ne sais le faire qu'en traçant la coube de titrage ..

  6. #5
    jeanne08

    Re : etude d'un titrage pH-métrique

    - I 3) on expression de Ka est exacte. Mais l'avancement à l'équilibre xf est un tout petit peu inférieur à CaVa , il reste un tout petit peu de H3O+ . Donc le reste de base est bien CV-xf , l'acide conjugué formé est bien xf mais les H3O+ restant sont CaVa-xf qui n'est pas exactement égal à 0 !
    D'ailleurs au 4) on calcule le pH , qui est de l'ordre de 9 -11 donc la concentration en H3O+ est de l'ordre de 10^-11 - 10^-9 mol/L ce qui est très petit!

    II- après l'équivalence on ajoute des ions H3O+ à une solution d'acide faible . Les H3O+ ne réagissent sur rien ... donc s'accumulent . Il y en adonc CaVa - CV dans un volume V+Va ... leur concentration est donc facile à calculer et le pH qui en résulte aussi .

  7. A voir en vidéo sur Futura

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