Leçons de niveau 12

Expériences autour des cinq sens/Cinq sens: le goût

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Cinq sens: le goût
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Chapitre no 2
Leçon : Expériences autour des cinq sens
Chap. préc. :Cinq sens: l'odorat
Chap. suiv. :Cinq sens: le toucher
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Le goût, sens par lequel on perçoit les saveurs, est un moteur puissant pour notre comportement alimentaire. On distingue cinq saveurs de base : salé, sucré, amer, acide et umami.

Cet article est centré sur la saveur acide et illustre quelques Expériences autour des cinq sens.

Utilisation en classe[modifier | modifier le wikicode]

Ces expériences peuvent faire l’objet d'une utilisation pédagogique au niveau première STL-SPCL dans la séquence "dosage par titrage" de la partie "Analyse physico-chimique", où les élèves doivent réaliser des titrages acide-base par suivis conductimétrique et pHmétrique.

Détermination de la concentration de l'acide citrique dans le citron[modifier | modifier le wikicode]

L'acide citrique est l'acide 2-hydroxypropane-1,2,3-tricarboxylique en nomenclature officielle. L'acide citrique peut être titré par une solution d'hydroxyde de sodium par suivis colorimétrique et pH-métrique.

Préparation de la solution d'acide citrique[modifier | modifier le wikicode]

  • Filtrer le jus de citron sur fritté avec de la cellite (Solution S0)
  • Dilution de S0 par 10 : prélever V0=10,0 mL de jus de citron avec une pipette jaugée de 10,0 mL et diluer dans une fiole de jaugée de V=100,0 mL. Cette solution est appelée S1.


Titrage de l'acide citrique par colorimétrie et par pH-métrie[modifier | modifier le wikicode]

Schéma du dispositif de titrage
  1. Étalonner le pH-mètre avec des solution étalons pH=7 et pH=4.
  2. Préparer le dispositif de titrage.
  3. Introduire V1=10,0mL de S1 (réactif titré), de l'eau pour immerger les électrodes, quelques gouttes de phénolphtaléine dans le bécher et introduire de la soude à 0,1 mol/L (réactif titrant) dans la burette graduée.
  4. Relever les mesures de pH en fonction du volume de soude versé.

A l'équivalence, on observe un changement de couleur (incolore → rose)

Titrage pHmétrique de la solution S1 contenant l'acide citrique par une solution de soude à 0,1 mol/L

Exploitation[modifier | modifier le wikicode]

L'acide citrique est un triacide, avec 3 pKa dont les écarts sont trop faibles (inférieurs à 4 unités) pour que les 3 acidités soient dosées séparément.

A l'équivalence, la quantité d'ions HO- est donc le triple de la quantité d'acide citrique initialement présente.

Résultats[modifier | modifier le wikicode]

  • Titrage colorimétrique : Véq1 = (6,20 ± 0,05) mL
  • Titrage pH-métrique : Véq2 = (6,159 ± 0,005) mL

Interprétation[modifier | modifier le wikicode]

Équation globale de la réaction : AH3(aq) + 3OH-(aq) → A3-(aq) + 3H2O(l)

A l'équivalence, on a :

n(AH3)= n(OH-)/3

C1×V1 = [OH-]×Véq2/3

C1 = [OH-]×Véq2/(3×V1)

C1 = 0,1×6,159/(3×10,0)

La concentration de la solution S1 est : 0,02053 mol/L

On peut en déduire la concentration la le jus de citron de la solution S0 :

C0=C1×10 = [OH-]×Véq2/(3×V1) × V/V0

C0 = 0,2053 mol/L

Teneur en acide citrique :

Cm = Ma × C0 Cm = 192,11 × 0,2053 = 3,94 g/L


Détermination de la concentration de l'acide acétique dans le vinaigre[modifier | modifier le wikicode]

L'acide acétique ou acide éthanoïque est l'acide présent dans le vinaigre. L'acide acétique contenu dans le vinaigre peut être titrée par une solution d'hydroxyde de sodium ou soude par suivi conductimétrique. Un conductimètre est un ohmètre alimenté en courant alternatif et relié à une cellule de mesure dite cellule conductimétrique plongeant entièrement dans la solution ionique.

Préparation de la solution d'acide acétique[modifier | modifier le wikicode]

Soit S0 la solution de vinaigre commercial

  • Dilution de S0 par 10 : prélever 10,0 mL de vinaigre avec une pipette jaugée de 10,0 mL et diluer dans une fiole de jaugée de 100,0 mL. Cette solution est appelée S1.


Titrage de l'acide acétique par conductimétrie[modifier | modifier le wikicode]

Schéma titrage conductimétrique
  • Préparation du dispositif de titrage :

Réactif titrant : solution de NaOH à 0,1 mol/L

Réactif titré : 10,0 mL de la solution S1

  • Relever les mesures de conductivité tous les millilitres.

Exploitation[modifier | modifier le wikicode]

La réaction de titrage de l'acide acétique contenu dans le vinaigre par la soude est :

CH3COOH(aq) + HO-(aq) → CH3COO-(aq) + H2O(l)

Résultats[modifier | modifier le wikicode]

Titrage conductimétrique d'une solution de vinaigre par une solution de soude à 0,1 mol/L

On distingue 2 zones sur la courbe où les pentes sont différentes. On repère l'équivalence à l'intersection des deux droites passant par le plus près de tous les points de chaque zone de la courbe.

On trouve Véq = (13,840 ± 0,004) mL

Evolution de la conductivité[modifier | modifier le wikicode]

Données :

Conductivités molaires limites Valeurs en mS.m²/mol
λ°(H3O+) 35,0
λ°(HO-) 19,9
λ°(Na+) 5,01
λ°(CH3COO-) 4,09
  • Avant l'équivalence

Initialement, la solution à titrer contient de l'acide acétique. La conductivité est quasi-nulle.

A V<Veq, on ajoute de l'hydroxyde de sodium dans la solution à titrer. Les ions HO- réagissent avec CH3COOH pour former CH3COO-. Les espèces ioniques présentes sont CH3COO- et Na+ contribuent à la conductivité. La pente de la courbe est donc positive de pente p1.

  • Après l'équivalence

A V>Veq, l'acide acétique est entièrement consommé, on ne forme plus d'ions CH3COO-, ils ne contribuent plus à l'évolution de la courbe conductimétrique. En revanche, on continue d'ajouter des ion HO- et Na+ en excès. La conductivité molaire de HO- étant très grandes devant celle de CH3COO-, la pente de la deuxième partie de la courbe est positive de pente p2 > p1

Ions en solution Avant l'équivalence Après l'équivalence
[HO-] ~ 0 ↑↑
[Na+]
[CH3COO-]
Allure de la courbe ↑↑ ↑↑↑

L'orientation et le nombre de flèches indiquent la contribution de l'ion sur la pente de la courbe conductimétrique.

Interprétation[modifier | modifier le wikicode]

A l'équivalence, on a n(CH3COOH) = n(HO-)

La concentration d'acide acétique C1 dans S1 est :

C1 = [HO-]×Véq/V1

C1 = 0,1×13,840/10,0

C1 = 0,1384 mol/L

On en déduit la concentration d'acide acétique dans le vinaigre commercial :

C0 = 10 × C1

C0 = 1,384 mol/L

On peut retrouver le degré d'acidité du vinaigre :

Le degré d'acidité D est la masse d'acide acétique contenue dans 100g de vinaigre.

Hypothèse : la masse volumique du vinaigre est voisine de celle de l'eau, ρvinaigre = ρeau = 1g/mL

m (ac.acét.) = C0 × mvinaigrevinaigre× M(CH3COOH)

Donc D = 8,304 °

On peut comparer cette valeur avec celle indiquée sur la bouteille : 8°

Calcul d'erreur = (°ac, exp-°ac, th)/°ac, th × 100 = 3,8%

Référence[modifier | modifier le wikicode]

La chimie expérimentale - 1. Chimie générale. Romain Barbe, Jean-François Le Maréchal; Ed. Dunod

Des expériences de la famille acide-base. Danielle Cachau-Herreillat; ed. DeBoeck