Chemistry Labs
Lycée · 15 min

Titrage acido-basique avec un indicateur

Faire couler NaOH d’une burette dans un acide et observer le virage de l’indicateur à l’équivalence.

Burette 3D au-dessus d’un erlenmeyer : la solution change de couleur quand on ajoute NaOH ; le pH et le volume s’affichent dans le coin.

Objectif

Trouver le volume de NaOH\ce{NaOH} à l’équivalence, observer la réaction de l’indicateur et comparer un acide fort et un acide faible.

Matériel et réactifs

25 mL d’acide (0,10 mol/L) dans un erlenmeyer ; NaOH\ce{NaOH} à 0,10 mol/L dans une burette de 50 mL ; quelques gouttes d’indicateur.

Procédure

  1. Commencez avec l’acide fort HCl\ce{HCl} et la phénolphtaléine. Faites glisser lentement le volume depuis 0 mL en observant la couleur et le pH.
  2. Avancez lentement entre 24 et 26 mL et notez le volume où la couleur persiste pour la première fois.
  3. Passez à l’acide faible CHX3COOH\ce{CH3COOH} et comparez le pH à 25 mL.
  4. Gardez l’acide faible et changez l’indicateur pour l’hélianthine : à quel volume vire-t-il ?

À observer

  • Pour HCl\ce{HCl}, le pH part de 1,00, vaut 3,70 à 24,9 mL, 7,00 à 25,0 mL et 10,30 à 25,1 mL : un saut d’environ 6,6 unités pour une goutte de NaOH\ce{NaOH}.
  • Pour CHX3COOH\ce{CH3COOH}, le pH part vers 2,88 et vaut environ 8,72 à 25,0 mL, non 7, car l’ion éthanoate est une base faible.
  • La phénolphtaléine vire près de l’équivalence pour les deux acides ; l’hélianthine vire beaucoup trop tôt avec l’acide faible.

Explication

À l’équivalence n(HX+)=n(OHX−)n(\ce{H+}) = n(\ce{OH-}), donc CaVa=CbVbC_aV_a = C_bV_b : à concentrations égales, l’équivalence est à 25,0 mL. Un indicateur est utile quand sa zone de virage se trouve sur la partie raide de la courbe, près du pH d’équivalence. Avec l’acide faible, l’hélianthine (pH 3,1–4,4) a déjà viré vers 12 mL, bien avant l’équivalence à 25 mL : le résultat serait très faux.

Histoire de l’expérience

L’analyse volumétrique commença avec le titrage de l’eau de Javel à l’indigo de Gay-Lussac en 1829 ; au milieu du siècle, la burette de Descroizilles et la pipette de Mohr avaient fait du « titrage » un outil industriel courant. La théorie ionique d’Arrhenius (1887) et la chimie des indicateurs d’Ostwald expliquèrent pourquoi la couleur bascule exactement quand n(HX+)=n(OHX−)n(\ce{H+}) = n(\ce{OH-}) — l’équivalence que ce labo traque goutte à goutte.

Chimistes associés

Svante ArrheniusWilhelm OstwaldJoseph Louis Gay-Lussac

Sujets liés

Titrages acido-basiques, redox, complexométriques et de précipitationÉlectrolytes, pH, solutions tampons

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