TP 2

Exploitation des Résultats : Étude d’un Dosage
1. Écrire l’équation de la réaction ayant lieu lors de l’étalonnage :
La réaction entre l’hydroxyde de sodium (NaOH) et l’acide oxalique (H₂C₂O₄) est une réaction
acide-base. Elle s’écrit :
H₂C₂O₄ + 2NaOH → Na₂C₂O₄ + 2H₂O
L’acide oxalique (diacide) réagit avec deux molécules de NaOH pour former l’oxalate de sodium
(Na₂C₂O₄) et de l’eau.
2. Calculer le pH à l’équivalence et déduire un indicateur coloré possible pour
le dosage :
À l’équivalence, l’acide oxalique est complètement neutralisé, et il reste uniquement de l’oxalate
de sodium dans la solution.
L’ion oxalate (C₂O₄²⁻) est une base faible. Le pH sera légèrement basique (généralement compris
entre 8 et 9).
Indicateur coloré : La phénolphtaléine est adaptée car elle change de couleur dans une plage de pH
comprise entre 8,2 et 10,0, correspondant à un milieu basique à l’équivalence.
3. Citer d’autres exemples d’étalons primaires :
Un étalon primaire est une substance pure, stable, non hygroscopique et de masse molaire élevée,
utilisée pour préparer des solutions étalons avec une grande précision.
Exemples :
• • Carbonate de sodium (Na₂CO₃)
• • Acide benzoïque (C₇H₆O₂)
• • Chlorure de potassium (KCl)
• • Acide sulfurique (H₂SO₄), dans certains cas.
4. Qu’est-ce qu’un étalon secondaire ?
Un étalon secondaire est une solution dont la concentration exacte a été déterminée par étalonnage
à l’aide d’un étalon primaire. Ces solutions sont utilisées dans des dosages lorsqu’un étalon
primaire ne convient pas directement.
Exemple : La solution de soude (NaOH) est un étalon secondaire, car sa concentration peut varier
avec le temps en raison de son hygroscopicité (absorption de CO₂ de l’air).
5. Pourquoi doit-on préparer cette solution de soude au dernier moment ?
La solution de NaOH est préparée au dernier moment, car elle est instable à l’air. Elle réagit avec
le dioxyde de carbone (CO₂) pour former du carbonate de sodium (Na₂CO₃), ce qui modifie sa
concentration.

Équation chimique :
2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O
6. Ici, on a inversé les positions classiques de la solution titrante et de la solution
à titrer. Est-ce un problème ?
Dans cette expérience, la solution de soude (NaOH) est placée dans la burette et l’acide oxalique
dans le bécher. Cette disposition est inhabituelle, car généralement, on place l’acide dans la burette
et la base dans le bécher. Mais ce n’est pas un probleme si les volumes sont mesurés correctement
et si le changement de couleur est bien observable. La précision du dosage ne dépend pas de la
position des solutions, mais d’une manipulation soigneuse.
4.3.1 Écrire l'équation de support du titrage. De quel type de réaction s'agit-il
?
Équation de la réaction :
CH₃COOH (acide éthanoïque) + NaOH (hydroxyde de sodium) → CH₃COONa + H₂O
Il s'agit d'une réaction de neutralisation acide-base, dans laquelle un acide faible (CH₃COOH) réagit
avec une base forte (NaOH) pour former un sel (CH₃COONa) et de l'eau.
4.3.2 Commenter la courbe obtenue.
La courbe de titrage représente l'évolution du pH en fonction du volume de solution de NaOH
ajouté :
Avantl’équivalence : Le pH augmente lentement car l’acide éthanoïque est en excès dans la
solution.
Près du point d’équivalence
Une augmentation rapide du pH est observée. Cela correspond à la neutralisation de l’acide par
la base. Le point d’équivalence est atteint lorsque les quantités stœchiométriques d’acide et de
base sont égales.
3Après l’équivalence :
Le pH se stabilise et augmente progressivement, reflétant la présence d’un excès de base forte
(NaOH).
4.3.3 Comment expliquer les variations de pH observées ?
1. Avant l’équivalence :
La présence d’un acide faible (CH₃COOH) tamponne la solution, ce qui ralentit la variation du
pH.
2.Àl’équivalence :La neutralisation complète de l’acide éthanoïque se produit. Le sel produit
(CH₃COONa) n’affecte pas le pH de manière significative à ce moment.

3.Après,l’équivalence :L’excès de NaOH domine, ce qui augmente rapidement le pH vers des
valeurs basiques.
4.3.4. En utilisant la méthode des tangentes, déterminer le volume de soude
versé à l’équivalence Vₑq.
Vₑq= 14.9ml
4.3.5. Déterminer graphiquement la valeur du pKa du couple acide/base.
Pour déterminer le pKa, il faut se placer à la demi-équivalence, c’est-à-dire au point où la moitié
de l’acide éthanoïque a été neutralisée. À ce point, la concentration de CH₃COOH est égale à celle
de CH₃COONa, et le pH mesuré est égal au pKa =5.12
4.3.6. Calculer la concentration molaire de la solution S et déduire celle de la
solution mère.
La concentration molaire de la solution fille S peut être calculée à l’aide de la relation :
: Ca = (Cb × Vb) / Va=1.48mol/l

4.3.7. Calculer le degré d’acidité du vinaigre. Cette valeur est-elle conforme à
celle indiquée par l’étiquette ?