Classe 11

Titrages acido-basiques, redox, complexométriques et de précipitation

Trouver une concentration inconnue en ajoutant une solution de concentration connue jusqu’à la fin de la réaction.

1 Collège 2 Lycée 3 Université 4 Avancé 5 Recherche

IntuitionIntuition : ajouter jusqu’au virage de couleur

Dans un titrage, on verse à la burette une solution de concentration connue (le titrant) dans un volume mesuré de la solution inconnue jusqu’à ce que la réaction soit exactement terminée. Cet instant est l’équivalence ; un indicateur qui change de couleur près de là (le point de virage) indique quand s’arrêter.

25 mL d’acide titrés par

\ce{NaOH}

de même concentration : l’équivalence est à 25 mL. Comparez l’acide fort

\ce{HCl}

et l’acide faible

\ce{CH3COOH}

ScolaireNiveau scolaire : le calcul

\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}

n(\ce{H+}) = n(\ce{OH-}) \;\Rightarrow\; C_a V_a = C_b V_b

Exemple: Titrage de $\ce{HCl}$

20,0 mL de $\ce{HCl}$ de concentration inconnue nécessitent 25,0 mL de $\ce{NaOH}$ à 0,100 mol/L pour atteindre l’équivalence. Trouver $C_a$ .

Solution

$C_a = C_b V_b / V_a = 0{,}100 \times 25{,}0 / 20{,}0 = 0{,}125$ mol/L.

Faites passer le volume de

\ce{NaOH}

au-delà de 25 mL pour l’acide fort et voyez la phénolphtaléine rosir. Essayez d’autres indicateurs et l’acide faible ; le coin affiche le pH réel.

UniversitaireNiveau universitaire : lire la courbe

Pour un acide fort et une base forte, l’équivalence est à $\text{pH} = 7$ et le saut est très raide. Pour l’acide faible $\ce{CH3COOH}$ ( $K_a = 1{,}8\times10^{-5}$ ), la solution à l’équivalence contient l’ion éthanoate, une base faible : l’équivalence est donc au-dessus de 7. À la demi-équivalence, $\text{pH} = \text{p}K_a \approx 4{,}74$ , ce qui permet de mesurer $K_a$ .

\text{pH} = \text{p}K_a + \log\frac{[\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}