L’objectif de cette séance est de titrer l’aspirine contenue dans un comprimé d’Aspirine du Rhône et d’ainsi vérifier que la masse présente est bien égale à 500 mg.
Aspirine
L’acide acétylsalicylique, plus connu sous le nom commercial d’aspirine, est la substance active de nombreux médicaments aux propriétés antalgiques (réduction de la douleur), antipyrétiques (réduction de la fièvre) et anti-inflammatoires (réduction de l’inflammation). Il est aussi utilisé comme antiagrégant plaquettaire. Il s’agit d’un anti-inflammatoire non stéroïdien. C’est un acide faible, dont la base conjuguée est l’anion acétylsalicylate. C’est un des médicaments les plus consommés au monde.
Données
- Formule chimique : $\ce{C9H8O4}$ ;
- Masse molaire : $M = \pu{180,2 g.mol-1}$ ;
- $\text{pK}_a = \pu{3,5}$ ;
- Solubilité dans l’eau : $\pu{2,5 g·L-1}$ à $\pu{15 °C}$, $\pu{4,6 g·L-1}$ à $\pu{25 °C}$, $\pu{10 g·L-1}$ à $\pu{37 °C}$.
Protocole expérimental
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Préparer $\pu{500,0 mL}$ de solution par dissolution d’un comprimé d’Aspirine du Rhône 500 finement broyé dans un mortier. Soit $S_A$ la solution d’aspirine et $C_A$ sa concentration molaire en acide acétylsalicylique.
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Réaliser le montage du titrage. Le titrant est la solution $S_B$ de soude de concentration $C_B = \pu{1,0e-2 mol.L-1}$.
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Dans un bécher, introduire le volume $V_A = \pu{20,0 mL}$ de solution $S_A$ et ajouter quelques gouttes de bleu de bromothymol.
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Réaliser un titrage rapide de façon à repérer l’équivalence.
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Étalonner le pH-mètre.
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Préparer un tableau de valeurs $(V_B; pH)$. Penser à resserer les mesures autour de l’équivalence.
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Verser la solution $S_B$ et relever la valeur du pH après chaque ajout.
Exploitation
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À l’équivalence, doit-on s’attendre à ce que la solution soit acide ou basique ?
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Déterminer les coordonnées $(V_{BE};pH_E)$ du point équivalence. Le choix de la méthode est libre.
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Justifier le choix du Bleu de Bromothymol comme indicateur coloré.
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Écrire l’équation de la réaction support du titrage.
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Indiquer les caractéristiques que doit posséder cette réaction.
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Établir la relation qui existe entre $C_A$, $V_A$, $C_B$ et $V_{BE}$.
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Calculer la valeur de la concentration $C_A$.
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Mettre en commun l’ensemble des résultats obtenus par les $n$ groupes de la classe, calculer la valeur moyenne $C_{A_{moy}}$ (après avoir supprimé les résultats manifestement aberrants) puis l’incertitude de répétabilité $U(C_A)$. Exprimer finalement le résultat du mesurage sous la forme $C_{A_{moy}} \pm U(C_A)$.
- Remarque
- Un fichier de travail se trouve à cette adresse.
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Déduire de la concentration moyenne $C_{A_{moy}}$ la masse moyenne $m_A$ d’aspirine dans un comprimé. Comparer cette valeur à celle annoncée en calculant l’incertitude relative.
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Après relecture des données, indiquer une raison pour laquelle la valeur de la masse d’aspirine obtenue pourrait ne pas être égale à celle attendue.
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Pourquoi faut-il resserer les points de mesure autour de l’équivalence lors d’un titrage avec suivi pH-métrique alors que ce n’est pas nécessaire lors d’un titrage avec suivi conductimétrique ?