LABORATOIRES CHIMIE 2 UE : Chimie 2

LABORATOIRES CHIMIE 2

UE : Chimie 2

Introduction Mme Pietka

Bachelier en Sciences de l’Ingénieur Industriel – Cycle 1 Bloc 1

Préambule • 5 séances de 4h reparties lors du Q2 (hyperplanning) :

13h30 – 17h30 maximum (Attention à la ponctualité!)

• 1 fascicule prévu pour l’ensemble des manipulations

Groupe 1 Groupe 2 Groupe 3

Labo 1 Vendredi 28 février 2020 Jeudi 27 février 2020 Jeudi 5 mars 2020

Labo 2 Vendredi 13 mars 2020 Vendredi 6 mars 2020 Jeudi 19 mars 2020

Labo 3 Mercredi 1 avril 2020 Samedi 21 mars 2020(JPO)

Jeudi 2 avril 2020

Labo 4 Mercredi 29 avril 2020 Vendredi 24 avril 2020 Jeudi 23 avril 2020

Labo 5 Vendredi 8 mai 2020 Jeudi 30 avril 2020 Jeudi 7 mai 2020

Préambule • ➔ En cas d’absence : certificat médical dans les 15 jours.

• Après ce délai, si aucun certificat n’est rendu, 0/20 pour le rapport correspondant

Séances obligatoires

• Volumétrie acide/base

• Volumétrie mixte

• Volumétrie rédox

• Cinétique

• Application à la stœchiométrie d’une réaction chimique + Spectrophotométrie

5 séances :

Préambule Travail par groupe de 2

Rapport individuel : à rendre au laboratoire suivant

• Si non rendu : 0/20 pour cette manipulation

• Pour le dernier rapport, une date vous sera proposée ultérieurement

Questions supplémentaires ? [email protected]

Evaluation Interrogation de laboratoire écrite lors de chaque manip

25% de la note globale de l’UE Chimie 2

Répartition des points pour l’AA:

• Rapports : 65%

• Interrogations de laboratoire : 35%

Sécurité Port du tablier de laboratoire et lunettes de sécurité obligatoire (fournis par le laboratoire)

Interdit de :

• boire et manger

• fumer

• utiliser son téléphone portable

Lire attentivement les notes sur la sécurité au laboratoire !

Matériel

Matériel

Précision du matériel

Utilisation de la poire

Prélèvement avec une pipette

• Dans tous les cas, rincer la pipette avec la solution enprélevant quelques millilitresde solution (sur une hauteur de 5 cm environ), incliner la pipette à l'horizontale, enleverla poire d'aspiration et faire tourner la pipette sur elle-même, la solution doit entreren contact avec le réservoir et la tubulure au-dessus du trait de jauge jusqu'à la boule de sécurité.

Vider la pipette, jeter la solution.

Prélèvementavec la pipette

• Aspirer le liquide jusqu'à environ 1 cm au-dessus du trait de jauge.Ajuster la pipette au trait de jauge entenant la pipette verticalement (le niveau du liquide étant à la hauteur des yeux) et en appuyant la pointe contre la paroi du bécher incliné à 45° sans la tremper dans la solution.

•Vider dans le récipient le contenu de la pipette entre les deux traits de jauge(pipette à deux traits) ou complètement(pipette à un trait), en tenant la pipette verticalement, pointe de la pipette contre la paroi du récipient prévu pour le prélèvement. Laisser s'écouler le contenu, suivre le ménisque en le maintenant à la hauteur des yeux.

http://clemspcreims.free.fr/Chimie-ac-marseille/pipette.html

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Préparation de la burette

• Rincer la burette à l'eau distilléeen versant quelques millilitresd'eau distillée puis en vidant. Figure 1

• Rincer ensuite la burette avec la solution. Pour ce faire, une fois la burette complètement vidée de l'eau distillée, ajouter quelquesmillilitres de solution (10 mL au maximum pour une burette de 25 mL) en veillant à ce que celle-ci mouille uniformément la paroi de la burette sans former de gouttelettes.Vider la burette complètement et renouveler l'opération uneseconde fois. Figure 2 .

Préparation de la burette

• Remplir la burette avec la solution jusqu'à environ 2 cm au-dessus du zéro. Avant d'ajuster le zéro, vérifier que la burette ne contient plus de bulle d'air, en particulier sous le robinet ; si c'est le cas, " chasser " la bulle. Figure 3

• Ajuster le zéro. Figure 4 .Pendant toutes cesopérations, on place un bécher "poubelle" sous la burette.

http://clemspcreims.free.fr/Chimie-ac-marseille/burette.html

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Méthode de dosage colorimétrique

Calculs d’erreurs

• Pour toute la verrerie utilisée en laboratoire, il faut en principe tenir compte del’effet de température (0,02% par degré d’écart à 20°C), des erreurs de calibrageet, dans le cas des burettes, il faut y ajouter l’erreur accidentelle de lecture de0,05 (pour une burette de 50 mL).

• Les solutions « de concentration connue » qui vous seront données aulaboratoire comportent elles aussi une erreur qui est fonction des conditions depréparation : l’erreur sur la molarité des solutions faites par le préparateur estestimée à 0,5%.

Attention : On va considérer l’influence de la température comme négligeablepour nos calculs.

Calculs d’erreurs

Exemple de calculs d’erreursTitrage acidobasique entre l’hydroxyde de sodium et le chlorure d’hydrogène. Comment appliquer le calcul d’erreur au calcul de la concentration d’une solution de NaOH ?

HCl(aq)

𝐻2𝑂H3O+

(aq) + Cl-(aq) nHCl = nH3O+ (1)

NaOH(aq)

𝐻2𝑂Na+

(aq) + OH-(aq) nNaOH = nOH- (2)

H3O+(aq) + OH-

(aq) → 2 H2O(l) nH3O+ = nOH- (3)Donc nHCl = nNaOH

[HCl]. VHCl = [NaOH] . VNaOH

[NaOH] = HCl .VHCl

VNaOH

On peut exprimer l’erreur sur la concentration en NaOHεNaOH =

∆ 𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑁𝑎𝑂𝐻Δ[NaOH] = εNaOH . [NaOH]

Calculs d’erreurs

Admettons qu’on ait prélevé à la pipette un volume donné de cette solution de base etdélivré à la burette un certain volume de solution d’HCl de concentration connue afind’atteindre l’équivalence. On doit donc tenir compte des erreurs sur la verrerie utiliséeainsi que sur la préparation de l’HCl que l’on a utilisé pour titrer le NaOH.

εNaOH = εburette + εprépa HCl + εpipette

= ∆𝑉𝐻𝐶𝑙

𝑉𝐻𝐶𝑙+

∆ 𝐻𝐶𝑙

𝐻𝐶𝑙+

∆𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻

Calculs d’erreurs

Si grâce à 28,8 ml d’une solution connue de HCl (concentration 0,5 M), j’aineutralisé 20 ml d’une solution inconnue de NaOH. Le HCl se trouvait dans uneburette de 50 ml et le NaOH a été prélevé avec une pipette jaugée de 20 ml.Calculez l’erreur relative sur la concentration déterminée de NaOH.

εNaOH = erreur sur la burette de 50 mL + erreur sur la solution connue de HCl + erreur sur la pipette de 20 mL

εNaOH = εburette + εpréparation HCl + εpipette

Calculs d’erreurs

εNaOH = ∆ 𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑁𝑎𝑂𝐻= ∆𝑉𝑏𝑢𝑟𝑒𝑡𝑡𝑒

𝑉𝑏𝑢𝑟𝑒𝑡𝑡𝑒+

∆ 𝐻𝐶𝑙

𝐻𝐶𝑙+

∆𝑉𝑝𝑖𝑝𝑒𝑡𝑡𝑒

𝑉𝑝𝑖𝑝𝑒𝑡𝑡𝑒

=0,06+0,05

28,8+

0,5

100+

0,03

20*erreur de lecture sur la burette de 50 mL*erreur sur la molarité

εNaOH = 1,032 . 10-2 soit 1,03 % Si j’effectue le calcul de la concentration :

[NaOH] = (0,0288. 0,5) / 0,02 = 0,72 M Δ[NaOH] = εNaOH . [NaOH] = 0,01032 . 0,72 = 0,0074304 M

[NaOH] = 0,720 ± 0,007 mol/LRemarque : Attention aux chiffres significatifs

En analyse volumétrique, l’ordre de grandeur habituel de la précision des mesures est d’àpeu près 1%.

Manipulation 1 : Volumétrie acide- base

A. Titrage préliminaire d’une base par un acide en présence d’un indicateurcolorimétrique

Première série de titrages• Préparation d’une solution de base NaOH par dissolution • Titrage par une solution d’acide chlorhydrique HCl

HCl(aq)

𝐻2𝑂H3O+


NaOH(aq)

𝐻2𝑂Na+


H3O+(aq) + OH-

(aq) → 2 H2O(l) nH3O+ = nOH- (3)

1. Préparation d’une solution de base NaOH pardissolution


Pour notre manipulation, nous allons préparer une solution de 250 cm3

d’hydroxyde de sodium à une concentration de 0,1 mol/L

Calculs préliminaires : exemplePréparation d’une solution de 500 cm3 d’hydroxyde de potassium à uneconcentration de 0,2 mol/L.


Hydroxyde de potassium KOHLe but est de calculer la masse à peser pour préparer notre solution.V = 500 mL = 0,5 L ; [KOH] = 0,2 mol/L

Avec les informations fournies, nous pouvons calculer le nombre de moles

n = C . V = 0,5 . 0,2 = 0,1 mol

Nous pouvons également calculer la masse molaire de KOH et en déduire la masseà peser

M (KOH) = 39 + 16 + 1 = 56 g/mol

m = n . M = 0,1 . 56 = 5,6 g


Attention !

Il est préférable de

mettre une petite

quantité de solvant

dans le matras avant

d’y introduire le soluté


Attention !

Dans le cas du NaOH = réaction exothermique (production de chaleur)

➔ Pesée dans bécher adéquat

➔ Ajout d’une petite quantité de solvant (eau distillée) et agiter : dissolution complète

des cristaux

➔ Attendre que la solution soit refroidie avant de l’introduire dans la fiole jaugée et la

mise au trait.

2. Titrage d’une solution de NaOH préparée par dissolution (0,1 M) par une solution de HCl (0,1 M)

Attention au vocabulaire

Titrage d’une basepar un acide

Titrage d’un acidepar une base

Solution titrante = base➔ burette

Solution titrante = acide➔ burette

Solution à titrer = acide➔ erlenmeyer

Solution à titrer = base➔ erlenmeyer


❑ Remplir la burette avec la solution titrante (attention à la mise au trait)

❑ Prélever 20 cm3 de solution àtitrer + quelques gouttesd’indicateur (phénolphtaléine) ;dans notre cas la solutiondevient rose fuchsia (milieubasique) et l’introduire dans unerlenmeyer de 250 cm3

❑ Ajouter de la solution titranteen agitant l’erlenmeyer jusqu’àdécoloration totale de lasolution.

Solution titrante : HCl➔Mise à trait (50 mL)

Solution à titrer : NaOH➔ Pipette (20 mL)+ 2 à 3 gouttes d’indicateur


Des essais sont concordants quand la différence entre les valeurs n’excèdentpas un certain volume. Au laboratoire, notre marge est de ± 0,2 mL

Ces essais sont-ils concordants?

Essais concordants ?

Volume de HCl délivré par la burette (changement de couleur)

Essai 1 19,8 mL

Essai 2 20,3 mL

Essai 3 20 mL

Non!Prenons la valeur centrale entre les 3 obtenues = 20 mL

19,8 - 20 - 20,3± 0,2 mL ± 0,3 mL Refaire un essai supplémentaire!


Comment calculer la molarité exacte de notre solution de base et son erreur?

Prenons un exemple concret à partir de notre solution exemple de KOH préparée aupoint 1 : Titrage de 20 mL de solution de KOH (environ 0,2 M) par une solution de HBrà 0,2 M.

Solution titrante : HBr

Solution à titrer : KOH+ 2 à 3 gouttes de phénolphtaléine

3 essais concordants :

1 20,2

2 20,1

3 20

Moyenne : (20,2 + 20,1 + 20) / 3= 20,1 mL




Données expérimentales : V (KOH) = 0,02 L ; [HBr] = 0,2 M et V (HBr) = 20,1 mL =0,0201L

HBr(aq)

𝐻2𝑂H3O+

(aq) + Br-(aq) nHBr = nH3O+ (1)

KOH(aq)

𝐻2𝑂K+

(aq) + OH-(aq) nKOH = nOH- (2)

H3O+(aq) + OH-

(aq) → 2 H2O(l) nH3O+ = nOH- (3)

nHBr = nH3O+ = C (HBr) . V (HBr) = 0,2 . 0,0201 = 0,00402 molnH3O+ = nOH- = 0,00402 molnKOH = nOH- = 0,00402 mol

[KOH] = n (KOH) / V (KOH) = 0,00402/ 0,02 = 0,201 M




[KOH] = n (KOH) / V (KOH) = 0,00402/ 0,02 = 0,201 MCalcul d’erreur➔ erreur sur le titrage (erreur sur le burette + erreur sur la solution de HCl (déjà prête)

+ erreur sur la pipette

εNaOH = ∆ 𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑁𝑎𝑂𝐻= ∆𝑉𝑏𝑢𝑟𝑒𝑡𝑡𝑒


∆ 𝐻𝐶𝑙

𝐻𝐶𝑙+



=0,06+0,05

20,1+

0,5

100+

0,03

20= 0,01197

Δ[NaOH] = εNaOH . [NaOH] = 0,01197 . 0,201 = 0,00240597 M [NaOH] = 0,2010 ± 0,0024 mol/L

B. Titrage d’un acide (par dilution) par une base en présence d’un indicateur colorimétrique

Première série de titrages• Préparation d’une solution d’acide HCl par dilution • Titrage par une solution d’hydroxide de sodium NaOH (préparée au

point A)

HCl(aq)

𝐻2𝑂H3O+


NaOH(aq)

𝐻2𝑂Na+


H3O+(aq) + OH-

(aq) → 2 H2O(l) nH3O+ = nOH- (3)

1. Préparation d’une solution d’acide HCl par dilution

1. Préparation d’une solution d’acide HBr par dilution

Vous disposez d’une solution aqueuse concentrée de chlorure d’hydrogène, la densité et lepourcentage (en masse) de HCl pur étant connus (les valeurs vous seront communiquées lorsde l’introduction et au laboratoire). Vous devez préparer 200 mL d’une solution à 0,1 M.

Calculs préliminaires : exemplePréparation d’une solution de 250 cm3 de bromure d’hydrogène à uneconcentration de 0,2 mol/L à partir d’acide bromhydrique concentrée à 46 % (enmasse) et de densité 1,47


Acide bromhydrique HBr concentré (solution mère)% (masse) = 46 % = 0,46 et d = 1,47Avec les informations fournies, nous pouvons calculer la concentration massique

Densité = masse volumique (HBr) / masse volumique de référenceρ (HBr) = densité . ρ (eau) = 1,47 . 1000 [Kg/m3] = 1470 Kg/m3 = 1470 g/L

Concentration massique (HBr) = 0,46 . 1470 = 676,2 g/L

Nous pouvons également calculer la masse molaire de HBr et en déduire laconcentration molaire

M (HBr) = 1 + 80 = 81 g/mol[HBr] = Concentration massique / M (HBr) = 8,35 mol/L


Acide bromhydrique HBr concentré (solution mère)[HBr] = Concentration massique / M (HBr) = 8,35 mol/L = C (initiale)

Acide bromhydrique HBr dilué (solution fille)[HBr] = 0,2 mol/ L = C (finale) ; V (HBr) = 0,25 L = V(final)

On peut donc en déduire grâce à la formule de la dilution, le volume de solutionmère à prélever pour préparer notre nouvelle solution

C (initiale) . V(initial) = C (finale) . V(final)8,35 . V (initial) = 0,2 . 0,25 V (Initial) = 0,006 L = 6 mL

➔ Il faut prélever 6 mL de solution concentrée et le mettre dans une fiole jaugée de 250 mL puis mettre à trait avec de l’eau distillée.


Dans ce laboratoire, le prélèvement de la solution mère se fera à l’aide d’uneburette remplie de HCl concentré placée sous la hotte.

L’utilisation d’une pipette n’est donc pas requis dans ce cas!

2. Titrage d’une solution de HCl préparée par dilution (±0,1 M) par une solution de NaOH (±0,1 M ; point A)


❑ Prélever 20 cm3 de solution àtitrer + quelques gouttesd’indicateur (phénolphtaléine) ;dans notre cas la solution restetransparente (milieu acide ) etl’introduire dans un erlenmeyerde 250 cm3

❑ Ajouter de la solution titranteen agitant l’erlenmeyer jusqu’àlégère coloration rose de lasolution.

Solution titrante : NaOH➔Mise à trait (50 mL)

Solution à titrer : HCl➔ Pipette (20 mL)+ 2 à 3 gouttes d’indicateur



Prenons un exemple concret à partir de notre solution exemple de KOH préparée aupoint 1 : Titrage de 20 mL de solution de HBr (environ 0,2 M) par une solution deNaOH à 0,201 M (concentration calculée au point A).

Solution titrante : KOH

Solution à titrer : HBr+ 2 à 3 gouttes de phénolphtaléine

3 essais concordants :

1 19,8

2 19,8

3 19,7

Moyenne : (19,8 + 19,8 + 19,7) / 3= 19,767 mL



Prenons un exemple concret à partir de notre solution exemple de KOH préparée aupoint 1 : Titrage de 20 mL de solution de HBr (environ 0,2 M) par une solution de KOHà 0,201 M (concentration calculée au point A).

Données expérimentales : V (HBr) = 0,02 L ; [KOH] = 0,201 M et V (KOH) = 19,767 mL =0,019767L

HBr(aq)

𝐻2𝑂H3O+

(aq) + Br-(aq) nHBr = nH3O+ (1)

KOH(aq)

𝐻2𝑂K+

(aq) + OH-(aq) nKOH = nOH- (2)

H3O+(aq) + OH-

(aq) → 2 H2O(l) nH3O+ = nOH- (3)

nKOH = nOH- = C (KOH) . V (KOH) = 0,019767 . 0,201 = 0,003973 molnH3O+ = nOH- = 0,003973 molnHBr = nH3O+ = 0,003973 mol

[HBr] = n (HBr) / V (HBr) = 0,003973 / 0,02 = 0,19865 M




[[HBr] = n (HBr) / V (HBr) = 0,003973 / 0,02 = 0,19865 MCalcul d’erreur➔ Erreur sur HBr = erreur sur le titrage (erreur sur le burette + erreur sur la solution de

NaOH (dilution) + erreur sur la pipette) + erreur sur la dilution Dans ce cas, l’erreur sur la concentration en NaOH a déjà été calculée (point A)

εHBr = ∆ 𝐻𝐵𝑟

𝐻𝐵𝑟= (


𝑉𝑝𝑖𝑝𝑒𝑡𝑡𝑒+ ∆𝑉𝑚𝑎𝑡𝑟𝑎𝑠

𝑉𝑚𝑎𝑡𝑟𝑎𝑠)+(

∆𝑉𝑏𝑢𝑟𝑒𝑡𝑡𝑒


∆ 𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑁𝑎𝑂𝐻+



= (0,06+0,05

6+

0,1

250)+(

0,06+0,05

19,767+ 0,01197 +

0,03

20)

Dans notre exemple, le volume est de 6 mL➔ nous avons utilisé une burette pour prélever le volume précis


𝐻𝐵𝑟= 0,0377682




[[HBr] = n (HBr) / V (HBr) = 0,003973 / 0,02 = 0,19865 MCalcul d’erreur


𝐻𝐵𝑟= 0,0377682

Δ[HBr] = εHBr . [HBr] = 0,0377682 . 0,19865 = 0,0077502653 M [NaOH] = (0,199 ± 0,008)mol/L

C. Titrage d’une base (par dissolution) par un acide (fourni par le préparateur) en présence d’indicateurs colorimétriques

Nous allons utiliser un sel, le carbonate de sodium, qui donne en solutionaqueuse :

Na2CO3 → 2 Na+ + CO32- n (CO3

2-) = n (Na2CO3)

L’ion carbonate est une base qui est capable de capter 2 H3O+

CO32- + H3O+ ∏ HCO3

- + H2O (1, phénolphtaléine)HCO3

- + H3O+ ∏ H2CO3 (CO2, H2O) + H2O (2, méthylorange)

CO32- + 2 H3O+ ∏ H2CO3 (CO2, H2O) + 2 H2O

n (CO32-) = n (H3O+) / 2

HCl(aq)

𝐻2𝑂H3O+


Première série : titrage d’une solution de carbonate de sodium préparée par vos soins par

du HCl dilué (fourni par le préparateur)

1. Préparation d’une solution de base Na2CO3 pardissolution

Pour notre manipulation, nous allons préparer une solution de 100 cm3 decarbonate de sodium à une concentration à 0,1 mol/L.

Calculs préliminaires : exemplePréparation d’une solution de 250 cm3 de carbonate de potassium à uneconcentration de 0,03 mol/L.

1. Préparation d’une solution de base Na2CO3 pardissolution

Carbonate de potassium K2CO3

Le but est de calculer la masse à peser pour préparer notre solution.V = 250 mL = 0,25 L ; [K2CO3] = 0,03 mol/L

Avec les informations fournies, nous pouvons calculer le nombre de moles

n = C . V = 0,25 . 0,03 = 0,0075 mol

Nous pouvons également calculer la masse molaire de K2CO3 et en déduire lamasse à peser

M (KOH) = 2 . 39 + 12 + 3 . 16 = 138 g/mol

m = n . M = 0,0075 . 138 = 1,035 g

2. Titrage d’une solution de Na2CO3 préparée par dissolution (± 0,1 M) par une solution de HCl (0,1 M) avec deux indicateurs colorés


❑ Prélever 10 cm3 de solution àtitrer + quelques gouttesd’indicateur (phénolphtaléine) ;dans notre cas la solutiondevient rose fuchsia (milieubasique) et l’introduire dans unerlenmeyer de 250 cm3

❑ Ajouter de la solution titranteen agitant l’erlenmeyer jusqu’àdécoloration totale de lasolution.

➔ Noter le volume V1

Solution titrante : HCl➔Mise à trait (50 mL)

Solution à titrer : Na2CO3

➔ Pipette (10 mL)+ 2 à 3 gouttes de phénolphtaléine

Premier indicateur : phénophtaléine ➔ CO32- + H3O+ ∏ HCO3

- + H2O


❑ Ajouter quelques gouttes de méthylorange ➔ la solution passe de incolore à jaune

❑ Ajouter de la solution titranteen agitant l’erlenmeyer jusqu’àun début de coloration

❑ Chauffer légèrementl’erlenmeyer et laisser refroidir

❑ Agiter de la solution titrantejusqu’à une coloration « beige-rose » de la solution.➔ Noter le volume V2 (volume

total de titrage)

Solution titrante : HCl➔ Ne pas remettre à trait

Solution à titrer : Na2CO3

➔ Pipette (10 mL)+ 2 à 3 gouttes de méthylorange

Deuxième indicateur : méthylorange ➔ HCO3- + H3O+ ∏ H2CO3 (CO2, H2O) + H2O



Prenons un exemple concret à partir de notre solution exemple de K2CO3 préparée aupoint 1 : Titrage de 10 mL de solution de K2CO3 (environ 0,03 M) par une solution deHBr à 0,03 M.

Solution titrante : HBr

Solution à titrer : K2CO3

+ 2 à 3 gouttes de phénolphtaléine ➔ décoloration + 2 à 3 gouttes de méthylorange ➔ Coloration « beige-rose »

3 essais concordants par indicateur :

V1 (mL) V2 (mL)

Essai 1 8,9 20,2

Essai 2 9,1 20,4

Essai 3 9,3 20,3

Moyenne 9,1 20,3

➔ V2 est plus précis que V1 (dosage à la phénolphtaléine)




Données expérimentales : V (K2CO3 ) = 0,01 L ; [HBr] = 0,03 M; V1 (HBr) = 9,1 mL = 0,0091Let V2 (HBr) = 20,3 mL = 0,0203 LCO3

2- + H3O+ ∏ HCO3- + H2O (1, phénolphtaléine) n (CO3

2-) = n (H3O+)HCO3


CO32- + 2 H3O+ ∏ H2CO3 (CO2, H2O) + 2 H2O n (CO3

2-) = n (H3O+) / 2

HBr(aq)

𝐻2𝑂H3O+

(aq) + Br-(aq) nHBr = nH3O+

Pour V1 :nHBr = nH3O+= C (HBr) . V (HBr) = 0,03 . 0,0091 = 0,000273 mol

n (CO32-) = n (H3O+) = 0,000273 mol= n (K2CO3)

[K2CO3] = n (K2CO3) / V (K2CO3) = 0,000273 / 0,01 = 0,0273 M




[K2CO3] = n (K2CO3) / V (K2CO3) = 0,000273 / 0,01 = 0,0273 MCalcul d’erreur➔ Erreur sur K2CO3 = erreur sur le titrage (erreur sur le burette + erreur sur la solution de

HBr (préparateur) + erreur sur la pipette)

εK2CO3 = ∆ 𝐾2𝐶𝑂3

𝐾2𝐶𝑂3= (



∆ 𝐻𝐵𝑟

𝐻𝐵𝑟+



= ( 0,06+0,05

9,1+ 0,5

100+0,02

10)


𝐾2𝐶𝑂3= 0,019087912

Δ[K2CO3] = εK2CO3 . [K2CO3] = 0,019087912 . 0,0273 = 0,0005211 M [K2CO3] = (0,0273 ± 0,0005) mol/L




Données expérimentales : V (K2CO3 ) = 0,01 L ; [HBr] = 0,03 M; V1 (HBr) = 9,1 mL = 0,0091Let V2 (HBr) = 20,3 mL = 0,0203 LCO3

2- + H3O+ ∏ HCO3- + H2O (1, phénolphtaléine) n (CO3

2-) = n (H3O+)HCO3


CO32- + 2 H3O+ ∏ H2CO3 (CO2, H2O) + 2 H2O n (CO3

2-) = n (H3O+) / 2

HBr(aq)

𝐻2𝑂H3O+

(aq) + Br-(aq) nHBr = nH3O+

Pour V2 :nHBr = nH3O+= C (HBr) . V (HBr) = 0,03 . 0,0203 = 0,000609 mol

n (CO32-) = n (H3O+)/2 = 0,0003045 mol= n (K2CO3)

[K2CO3] = n (K2CO3) / V (K2CO3) = 0,0003045 / 0,01 = 0,03045 M




[K2CO3] = n (K2CO3) / V (K2CO3) = 0,0003045 / 0,01 = 0,03045 MCalcul d’erreur➔ Erreur sur K2CO3 = erreur sur le titrage (erreur sur le burette + erreur sur la solution de

HBr (préparateur) + erreur sur la pipette)


𝐾2𝐶𝑂3= (



∆ 𝐻𝐵𝑟

𝐻𝐵𝑟+



= ( 0,06+0,05

20,3+ 0,5

100+0,02

10)


𝐾2𝐶𝑂3= 0,012418719

Δ[K2CO3] = εK2CO3 . [K2CO3] =0,012418719. 0,03045 = 0,00037815 M [K2CO3] = (0,03045 ± 0,00038) mol/L




Pour V1 Pour V2

[K2CO3] = (0,0273 ± 0,0005) mol/L [K2CO3] = (0,03045 ± 0,00038) mol/L

Si on compare les deux concentrations, on se rend bien compte que V2 donne un résultat plus précis (erreur plus petite et concentration plus proche de ce que l’on attend)

Deuxième série : titrage d’une solution de carbonate de sodium de concentration inconnue par du HCl dilué

(fourni par le préparateur)

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LABORATOIRES CHIMIE 2 UE : Chimie 2