Titrage et courbe de titrage

1
Titrage et courbe de titrage
2
Titrage direct (p.228)

• Prélever un volume précis de la solution acide
• (ou basique) à titrer et y ajouter quelques
• gouttes dindicateur.
• Ajouter lentement la solution basique (ou acide)
• de concentration connue à laide dune burette
• jusquà ce que la coloration de lindicateur
• persiste.
• Mesurer le volume nécessaire pour que la
• réaction de neutralisation soit complète.

3

• Point déquivalence Volume de solution de
• concentration connue qui termine la réaction.
• Dans un titrage acido-basique,
• latteinte du point déquivalence correspond à
• la neutralisation complète de lacide par la base
• ou vice versa.
• Il est mis en évidence par un indicateur coloré.

4
Indicateurs Acido-Basiques (p.231)

• Définition Substance qui possède deux formes
• de couleurs différentes selon quelle se trouve
• en milieu plus acide ou en milieu plus basique.
• Le choix de lindicateur dépend de la nature de
  la solution et du pH au point déquivalence.

5
Titrage dun acide fort par une base forteNeutre
Point déquivalence
6
Titrage dun acide faible par une base
forteExcès de base (OH-)
Point déquivalence
7
Titrage dun acide fort par une base faibleExcès
dacide (H3O)
Point déquivalence
8
Exemple 6.8 (p.229)

• À la suite dun titrage, on a déterminé quil
  faut 35.00 ml dune solution contenant 0.250
  mol/L de NaOH pour neutraliser 25.00 ml dune
  solution de H2SO4. On veut connaître la
  concentration de la solution acide.
• H2SO4 (aq) 2NaOH (aq) ? Na2SO4 (aq)
  2H2O (l)
• 1 mole 2 moles
• 35.00 ml (CB) 2 mol
• x 1 mol
• x (CB) 17.5 ml

9

• CAVA CBVB
• CA ?
• VA 25.00 ml
• CB 0.250 mol/L
• VB 17.50 ml
• CA 0.250 mol/L17.50 ml 0.175 mol/L
• 25.00 ml

10
Exercice 6.10 (p.229)

• Un échantillon de 25.00 ml de vinaigre, une
• solution diluée dacide acétique (CH3COOH),
• est titré par une solution contenant 0.55 mol/L
• de NaOH. Le point de virage de lindicateur est
• atteint après lajout de 38.00 ml de solution
• basique. Calculer la concentration de lacide
• acétique dans le vinaigre.
• CH3COOH (aq) NaOH (aq) ? CH3COO- (aq)
  H2O (l)

11

• CAVA CBVB
• CA ?
• VA 25.00 ml
• CB 0.55 mol/L
• VB 38.00 ml
• CA 0.55 mol/L38.00 ml 0.84 mol/L
• 25.00 ml

12
Oxydoréduction (p.280)
13
Quelques définitions

• Oxydoréduction Réaction de transfert
• délectrons dune
  espèce
• chimique à une
  autre.
• Oxydation Réaction dune espèce chimique qui
• cède un ou des protons.
• Réduction Réaction dune espèce chimique qui
• capte un ou des électrons.

14

• Oxydant Substance qui accepte des électrons.
• Réducteur Substance qui donne des électrons.
• Substance oxydée Substance qui perd des
• électrons ou
  subit loxydation.
• Son degré doxydation
  augmente.
• Substance réduite Substance qui gagne des
• électrons ou
  subit la réduction.
• Son degré
  doxydation diminue.

15
Réducteur
Réduction ( 2é)

• Fe S ? Fe2 S2-

Oxydation (- 2é)
Oxydant
16
ExerciceSoit la réaction suivante

• Zn (s) 2HCl (aq) ? ZnCl2 (aq)
  H2 (g)
• Quel est l'élément oxydé ?
• Quel est l'élément réduit ?
• Quel est le réducteur ?
• Quel est l'oxydant?

17
Substance réduite
Oxydant
2Cl-
Réduction

• Zn (s) 2HCl (aq) ? ZnCl2 (aq)
  H2 (g)

Zn2
Oxydation
Substance oxydée
Réducteur
18
Nombre doxydation (p.281)

• Définition Nombre indiquant la charge
• portée par un atome dans une
• espèce chimique.

Règles sur le nombre doxydation Encadré p.282
19
Exercice 8.1 (p.284)

• Indiquer le nombre doxydation de lazote dans
  les
• espèces chimiques suivantes.
• N2O
• NO2
• NO
• NO3-
• NO2-

• F) NH4
• G) N2H4
• H) N2O5
• I) N2O4
• J) NCl3

20
Équilibrage des réactions doxydoréduction (p.284)
Méthode des demi-réactions 1. Écrire les
équations des demi-réactions. 2. Équilibrer en
tenant compte des espèces chimiques. 3.
Équilibrer les charges (H acide et OH-
basique) 4. Équilibrer le transfert
délectrons 5. Additionner les demi-réactions.
21
Oxydoréduction en milieu neutre (p.285)

• Fe (s) Cl2 (g) ? Fe3 (aq) Cl-
  (aq)
• 1. Écrire les équations des demi-réactions.
• Fe ? Fe3 3é
  oxydation
• Cl0 1é ? Cl-
  réduction
• 2. Équilibrer en tenant compte des espèces
  chimiques.
• Fe ? Fe3 3é
• Cl2 2é ? 2Cl-

22

• 3. Équilibrer les charges (H acide et OH-
  basique)
• Les charges sont déjà équilibrées.
• 4. Équilibrer le transfert délectrons
• Fe ? Fe3 3é
• Cl2 2é ? 2Cl-
• 2Fe ? 2Fe3 6é
• 3Cl2 6é ? 3Cl-

Le transfert délectron nest pas proportionnel
Le transfert délectron est proportionnel!
23

• 5. Additionner les demi-réactions.
• 2Fe ? 2Fe3 6é
• 3Cl2 6é ? 3Cl- .
• 3Cl2 2Fe ? 2Fe3 3Cl-

Équation équilibrée!
24
Oxydoréduction en milieu acide (p.286)

• Fe2 (aq) Cr2O72- (aq) ? Fe3 (aq)
  Cr3 (aq)
• 1. Écrire les équations des demi-réactions.
• Fe2 ? Fe3 1é
  oxydation
• Cr6 3é ? Cr3
  réduction
• 2. Équilibrer en tenant compte des espèces
  chimiques.
• Fe2 ? Fe3 1é
• Cr2O72- 6é ? 2Cr3

25

• 3. Équilibrer les charges (H acide et OH-
  basique)
• Fe2 ? Fe3 1é
• 2 charges 2 charges
  
• Cr2O72- 6é ? 2Cr3
• 8 charges - 6 charges
• Cr2O72- 6é 14H ? 2Cr3
• 6 charges
  6 charges
• Cr2O72- 6é 14H ? 2Cr3
• 2Cr 7O 14H
  2Cr
• Cr2O72- 6é 14H ? 2Cr3
  7H2O

Doit être équilibré!
Doit être équilibré!
26

• 4. Équilibrer le transfert délectrons
• Fe2 ?
  Fe3 1é
• Cr2O72- 6é 14H ? 2Cr3
  7H2O
• Devient
• 6Fe2 ?
  6Fe3 6é
• Cr2O72- 6é 14H ? 2Cr3
  7H2O

27

• 5. Additionner les demi-réactions.
• 6Fe2 ?
  6Fe3 6é
• Cr2O72- 6é 14H ? 2Cr3
  7H2O.
• Cr2O72- 6Fe2 14H ? 6Fe3 2Cr3
  7H2O

Équation équilibrée!
28
Oxydoréduction en milieu basique (p.287)

• Br- (aq) MnO4- (aq) ? BrO3- (aq)
  MnO2 (s)
• 1. Écrire les équations des demi-réactions.
• Br- ? Br5 6é
  oxydation
• Mn7 3é ? Mn4
  réduction
• 2. Équilibrer en tenant compte des espèces
  chimiques.
• Br- ? BrO3- 6é
• MnO4- 3é ? MnO2

29

• 3. Équilibrer les charges (H acide et OH-
  basique)
• Br- ? BrO3- 6é
• 1 charge - 7 charges
  -
• MnO4- 3é ? MnO2
• 4 charges - 0 charges
• Br- 6OH- ? BrO3- 6é
• 7 charge - 7
  charges -
• MnO4- 3é ? MnO2 4OH-
• 4 charges - 4
  charges -

Doit être équilibré!
Doit être équilibré!
30

• Br- 6OH- ? BrO3- 6é
• 1 Br 6O 6H 1
  Br 3O
• Br- 6OH- ? BrO3- 3H2O 6é
• MnO4- 3é ? MnO2 4OH-
• 1 Mn 4O
  1 Mn 6O 4H
• MnO4- 2H2O 3é ? MnO2 4OH-

31

• 4. Équilibrer le transfert délectrons
• Br- 6OH- ? BrO3-
  3H2O 6é
• MnO4- 2H2O 3é ? MnO2 4OH-
• Devient
• Br- 6OH- ? BrO3-
  3H2O 6é
• 2MnO4- 4H2O 6é ? 2MnO2 8OH-

32

• 5. Additionner les demi-réactions.
• Br- 6OH- ? BrO3-
  3H2O 6é
• 2MnO4- 4H2O 6é ? 2MnO2 8OH-
  .
• Br- 2MnO4- H2O ? BrO3- 2MnO2
  2OH-

Équation équilibrée!
33
Exercices (p.324-325)

• 1-2-3-4
• Exercice 8.2 (p.287)
• Exercice 8.3 (p.289)