Génie chimique, Génie des procédés, Option bio-procédés

Titre Alcalimétrique et Titre Alcalimétrique Complet






Objectif

On veut ici déterminer les concentrations en ions carbonate CO₃^2- et hydrogénocarbonate HCO₃^- présents dans l'eau de l'Isle.

Le Titre Alcalimétrique TA est en relation avec la concentration en ions CO₃^2- et le Titre Alcalimétrique Complet TAC avec la concentration en ions HCO₃^-.





Principe, protocole et résultats


ETALONNAGE DE LA SOLUTION D'ACIDE CHLORHYDRIQUE (H⁺, Cl^-) :


Théorie :

Les dosages à suivre nécessitent l'utilisation d'un acide fort.

On dispose d'acide chlorhydrique à environ [HCl] = 0,04 mol/L et on veut l'étalonner à l'aide d'une solution de borax.


Le borax est un composé ionique (Na²⁺, B₄O₇^2-). Lorsque ce cristal est mis en solution, l'ion B₄O₇^2- se décompose de la façon suivante :

B₄O₇^2- + 5 H₂O -> 2 H₂BO₃^- + 2 H₃BO₃

L'acide est alors dosé avec la base forte H₂BO₃^- formée :

H₃O⁺ + H₂BO₃^- -> H₃BO₃ + H₂O

On a donc en bilan :

B₄O₇^2- + 5 H₂O + 2 H₃O⁺ -> 2 H₂BO₃^- + 2 H₃BO₃ + 2 H₃O⁺ -> 4 H₃BO₃ + 2 H₂O

B₄O₇^2- + 5 H₂O + 2 H₃O⁺ -> 4 H₃BO₃ + 2 H₂O

L'acide chlorhydrique est un monoacide et le borax se comporte comme une dibase. Pour une mole de borax initiale on dose donc 2 moles d'acide chlorhydrique.


On utilise une burette graduée de 25 mL où l'on introduit l'acide chlorhydrique. On veut obtenir une descente de burette V_HCl d'environ 20 mL.

Le nombre de moles d'acide chlorhydrique n_HCl versé serait d'après la concentration approximative :

n_HCl = [HCl] * V_HCl = 0,04 * 20 . 10^-3 = 0,8 . 10^-3 mol

Le nombre de moles de borax n_borax équivalent est donc 2 fois plus petit soit 0,4 . 10^-3 mol.

On veut préparer 100 mL de solution de borax et on en utilisera 20 mL pour chaque dosage soit 1/5. La masse de borax m_borax à peser pour préparer notre solution est donc, sachant que la masse molaire du borax M_borax est 381,37 g/mol :

m_borax = n_borax * M_borax* 5 = 0,4 . 10^-3 * 381,37 * 5

m_borax = 0,76274 g


Protocole :

On pèse une masse de borax m_borax de 0,7631 g. On l'introduit dans une fiole jaugée de 100 mL et on complète avec de l'eau distilée.

Une fois les cristaux bien solubilisés, on prélève 20 mL de la solution de borax obtenue à l'aide d'une pipette jaugée de 20 mL à 2 traits de jauge. On dose l'acide chlorhydrique et on obtient un volume équivalent Véq.

Schéma du dosage

Résultats :

On effectue l'expérience 4 fois, on obtient les résultats suivants :

	Mesure 1	Mesure 2	Mesure 3	Mesure 4	Moyenne
Véq (mL)	23,55	22,60	20,90	20,85	21,975

On a alors la concentration de la solution d'acide chlorhydrique [HCl] réelle :

[HCl] = 2 mborax / (M_borax * V_éq) * 1/5
[HCl] = 2 * 0,7631 / (381,37 * 21,975 . 10^-3) * 1/5


[HCl] = 0,036 mol/L



DOSAGE DES IONS CO₃^2- :


Théorie :

La phénolphtaléine est un indicateur coloré dont la zone de virage se situe entre 8,2 et 10 unités de pH.

On doit titrer les ions CO₃^2- de notre eau avec la solution d'acide chlorhydrique précédemment étalonnée jusqu'à décoloration de l'indicateur. On a la réaction acido-basique suivante :

CO₃^2- + H₃O⁺ -> HCO₃^- + H₂O

Le dosage est donc équimolaire.


Protocole :

On prélève 100 mL de l'eau de l'Isle. On y introduit quelques gouttes de phénolphtaléine mais la coloration disparaît.


Résultats :

La concentration en ions CO₃^2- (noté [CO₃^2-]) est donc :

[CO₃^2-] = 0 mol/L

On a alors TA = 0 méq/L.



DOSAGE DES IONS HCO₃^- :


Théorie :

Les ions HCO₃^- constituent la forme la plus abondante sous laquelle on trouve le carbone minéral dans les eaux naturelles.

L'indicateur coloré utilisé est l'héliantine, qui vire du jaune vers l'orange à environ 4 unités de pH.

On titre alors les ions HCO₃^- de notre eau avec la solution d'acide chlorhydrique précédemment étalonnée jusqu'au virage de l'indicateur. On a la réaction acido-basique suivante :

HCO₃^- + H₃O⁺ -> H₂CO₃ + H₂O -> CO₂ + 2 H₂O

Le dosage est donc équimolaire.


Protocole :

On ajoute au prélèvement déjà effectué pour le précédent dosage quelques gouttes d'héliantine. La solution devient jaune.



Puis on verse goutte à goutte la solution d'acide chlorhydrique placée dans la burette graduée de 25 mL. Lorsque la solution vire à l'orangé on note le volume équivalent.




Résultats :

On effectue l'expérience 4 fois, on obtient les résultats suivants :

	Mesure 1	Mesure 2	Mesure 3	Mesure 4	Moyenne
Véq (mL)	5,90	5,95	5,75	5,95	5,89

On a alors la concentration de notre eau en ions HCO₃^- (noté [HCO₃^-]) :

[HCO₃^-] = [HCl] * V_éq / (Volume dosé)

On avait prélevé 100 mL de notre eau, d'où :

[HCO₃^-] = 0,036 * 5,89 / 100

[HCO₃^-] = 0,0021 mol/L

On a alors TAC = 2,1 méq/L.





Conclusion

La présence de dioxyde de carbone CO₂ et des ions carbonatés dépend fortement du pH de l'eau.

Le graphique suivant illustre les courbes théoriques de pourcentage de chaque espèce en fonction du pH :



Notre eau a un pH proche de 8, il est donc tout à fait normal que l'on trouve une concentration en ions CO₃^2- nulle.



En résumé, on a donc :


[CO₃^2-] = 0 mol/L

[HCO₃^-] = 0,0021 mol/L

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