Equilibres acide-base




Généralités sur les
titrages acide-base
 Généralités sur les titrages acide-base

Principe

 Un dosage permet de déterminer la quantité d’une espèce chimique présente dans un échantillon.
Un titrage est un dosage mettant en œuvre une réaction chimique.



 La quantité de l’espèce chimique présente dans l’échantillon est obtenue grâce à la détection d’un
point équivalent.



 On définit trois caractéristiques principales pour une réaction de titrage. Celle-ci doit être :



Quantitative Unique Rapide

(K > 103) une seule réaction relie les on observe un changement
il y a disparition totale d’au quantités mises en jeu. brutal de l’une des propriétés
moins un des réactifs. physicochimiques de la solution
au point équivalent.
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Equivalence d’un titrage

 A l’équivalence d’une réaction de titrage, l’acide et la base ont été mélangés dans les
proportions stoechiométriques.


Exemple 1 :
pKA
CH3COOH + HO– = CH3COO– + H2O K = 109,2 HO– H2O 14,0

Réaction quantitative

CH3COO– CH3COOH 4,8
A l’équivalence : nbase versée = nacide initial


CB.Veq = CA.VA
H2O H3O+ 0,0



Exemple 2 :


H2SO4 + 2 HO– = SO42– + 2 H2O A l’équivalence : nbase versée = 2 nacide initial


CB.Veq = 2 CA.VA
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Equivalence d’un titrage



Potentiométrie
Variation de la différence de Conductimétrie
potentiel entre deux électrodes Variation de la conductance
de la solution
la pH-métrie en fait partie




Détection du point équivalent




Colorimétrie
utilisation d’un
indicateur coloré
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Titrage pH-métrique
Montage
Burette • La sonde de pH contient deux électrodes : une
Contient le réactif électrode de travail en verre et une électrode de
titrant référence.

• Le pH-mètre mesure une différence de potentiel entre
ces deux électrodes.




Statif
Equipé de
pinces et noix
Sonde de pH



Bécher
Contient le réactif à
titrer pH-mètre


Agitateur magnétique
Avec barreau aimanté plongé dans le bécher
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Titrage pH-métrique
Exemples de courbes obtenues

Dosage acide fort par une base forte Dosage acide faible par une base forte


Variation Variation
importante du pH importante du pH
à l’équivalence à l’équivalence




Détermination du pKA de l’acide faible




Dosage d’une solution de HCl (VA = 10 mL ; CA = 0,1 mol.L-1) Dosage d’une solution de CH3COOH (VA = 10 mL ; CA = 0,1 mol.L-1)
par une solution de NaOH (CB = 0,1 mol.L-1) par une solution de NaOH (CB = 0,1 mol.L-1)

pKA (CH3COOH/CH3COO–) = 4,8
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Titrage conductimétrique
Montage
Burette • La cellule conductimétrique contient deux plaques de
Contient le réactif platine en vis-à-vis.
titrant
• Le conductimètre mesure la conductance d’une
solution électrolytique (inverse de la résistance).




Statif
Equipé de
pinces et noix Cellule
conductimétrique



Bécher
Contient le réactif à
titrer Conductimètre



Agitateur magnétique
Avec barreau aimanté plongé dans le bécher
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Titrage conductimétrique
Exemples de courbes obtenues

Dosage acide fort par une base forte Dosage acide faible par une base forte




Rupture de pente à
Rupture de pente à l’équivalence
l’équivalence
Particularité liée
au titrage d’un
acide faible




Dosage d’une solution de HCl (VA = 50 mL ; CA = 0,01 mol.L-1) Dosage d’une solution de CH3COOH (VA = 50 mL ; CA = 0,01
par une solution de NaOH (CB = 0,1 mol.L-1) mol.L-1) par une solution de NaOH (CB = 0,1 mol.L-1)

pKA (CH3COOH/CH3COO–) = 4,8
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Titrage colorimétrique
Montage
Burette
Contient le réactif • Le point équivalent est observé lors du changement de
titrant couleur de l’indicateur coloré




Statif
Equipé de
pinces et noix




Bécher
Contient le réactif à
titrer



Agitateur magnétique
Avec barreau aimanté plongé dans le bécher
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Indicateurs colorés

 Un indicateur coloré est un couple acide-base HIn/In– dont l’acide et la base conjuguée n’ont pas la
même couleur en solution.



 Chaque indicateur coloré possède une valeur caractéristique de pKA. Sa zone de virage (passage d’une
couleur à l’autre) correspond au domaine de pH compris approximativement entre pKA – 1 et pKA + 1.


HIn majoritaire In– majoritaire
Zone de virage
Couleur de la forme acide de l’indicateur Couleur de la forme basique
de l’indicateur coloré coloré de l’indicateur coloré
pH
 pKA - 1 pKA  pKA + 1
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Indicateurs colorés

 Certains indicateurs colorés sont couramment employés au laboratoire pour effectuer des titrages acido-
basiques.

Indicateur coloré Zone de virage Nature du virage

Hélianthine 3,1 – 4,4 Rouge  Jaune

Rouge de méthyle 4,2 – 6,2 Rouge  Jaune

Bleu de bromothymol (BBT) 6,0 – 7,6 Jaune  Bleu

Phénolphtaléine 8,2 – 10,0 Incolore  Rose




 L’utilisation d’un indicateur coloré doit vérifier plusieurs conditions :

• L’indicateur coloré étant lui-même un acide faible, il ne faudra l’introduire qu’en faible
quantité (quelques gouttes) afin de ne pas fausser le titrage.

• Sa zone de virage doit être comprise dans le fort saut de pH. On choisit donc
l’indicateur dont le pKi est le plus voisin possible du pH à l’équivalence.
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Condition d’utilisation d’un indicateur coloré

phénolphtaléine




Fin de virage

Début de virage




Volumes confondus


Indicateur coloré adapté




Dosage d’une solution de CH3COOH (VA = 10 mL ; CA = 0,1 mol.L-1) par une solution de NaOH (CB = 0,1 mol.L-1)

pKA (CH3COOH/CH3COO–) = 4,8
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Condition d’utilisation d’un indicateur coloré

phénolphtaléine




Fin de virage

Début de virage




Volumes distincts


Indicateur coloré non adapté




Dosage d’une solution de NH4Cl (VA = 10 mL ; CA = 0,1 mol.L-1) par une solution de NaOH (CB = 0,1 mol.L-1)

pKA (NH4+/NH3) = 9,2