Notes à compléter des pages 70 à 77
7.3.1. Titrage d’un acide fort par une base forte
Exemple : titrage de 20 mL d’une solution HCl 0,1 M par une solution de NaOH 0,1 M HCl(aq) + NaOH(aq) H2O(l) + NaCl(aq)
a) Courbe de pH : Analyse de la courbe :
1° partie : lente augmentation du pH (pH initial = 1) jusqu’à 19,9 mL de NaOH ajoutés où le pH = 3,6
2° partie : brusque augmentation (=SAUT) du pH (3,6 à 10,4) entre 19,9 et 20,1 mL de NaOH ajoutés Le PE se trouve dans cette zone à une valeur de pH = 7 car plus que Cl- (base nulle) et Na+ (sans caractère).
Connaissant ce point, on peut calculer Ca : nHCl = nNaOH
VHCl . CHCl = VNaOH . CNaOH
Ca = VNaOH . CNaOH
VHCl = 20,0 . 0,10
20,0 = 0,10M 3° partie : lente augmentation du pH (de 10,4 à 12) qui évolue avec l’ajout d’ions OH-.
b) Choix d’un indicateur coloré
Un indicateur a pour but de détecter la fin du titrage et donc le point d’équivalence.
Portons sur la courbe de pH les zones de virage du bleu de thymol (1,2 – 2,8) et de la phénolphtaléine (8,2 – 10,0).
Indicateur
pKa Couleur de la forme acide
Zone de virage
Couleur de la forme basique
Bleu de thymol 1,7 rouge 1,2 – 2,8 Jaune
Phénolphtaléine 9,6 incolore 8,2 – 10,0 Rose indien
Observations :
1. Lorsque 19,95 mL de NaOH 0,10 M ont été ajoutés aux 20 mL de HCl 0,10 M, le pH de la solution est 3,9 :
- Le bleu de thymol est jaune : il a déjà viré
- La phénolphtaléine est incolore : elle n’a pas encore viré.
2. Lorsque 20,00 mL de NaOH 0,10 M ont été ajoutés, soit 1 goutte de plus des 19,95 mL, le pH de la solution est 7 :
- Le bleu de thymol est toujours jaune - La phénolphtaléine est toujours incolore.
3. Lorsque 20,05 mL de NaOH 0,10 M ont été ajoutés, soit encore 1 goutte supplémentaire, le pH de la solution est 10,1 :
la phénolphtaléine est rose indien ; elle a donc viré.
Les calculs montrent ainsi que la phénolphtaléine vire à une goutte près du point d’équivalence.
Ainsi, bien que la phénolphtaléine ne vire pas exactement au point d’équivalence,
l’incertitude commise en employant cet indicateur est très petite (0,05 mL sur 20 mL, soit 0,25%).
La phénolphtaléine est donc un indicateur approprié pour indiquer le point d’équivalence lors du titrage de HCl 0,10 M par NaOH 0,10 M alors que le bleu de thymol doit être exclu.
D’une manière générale, l’indicateur approprié est celui dont la zone de virage recoupe, sur le graphique, la partie verticale de la courbe, càd le saut de pH.
c) Diagramme bilan :
- au départ : HCl soit
H3O+ (acide fort) : n = C.V = 0,1.20.10-3 = 2.10-3 mol et Cl- (base nulle) : n = 2.10-3 mol
MILIEU ACIDE FORT
- au cours du titrage : H3O+ (acide fort) diminue
OH- (base forte) tout de suite neutralisé mais Na+ (neutre) apparaît dans la solution en proportion du nombre de mol de OH- ajouté
MILIEU ACIDE FORT
- au PE :
H3O+ entièrement neutralisé (n= 0 mol) et OH- toujours pas présent dans la solution Na+ : n = nOH-ajouté = n H3O+départ = 2.10-3 mol
MILIEU NEUTRE
- après le PE :
OH- ajoutés ne réagissent plus et donc apparaissent en solution Na+ continue à évoluer
MILIEU BASE FORTE
7.3.2. Titrage d’une base forte par un acide fort
Exemple : titrage de 20 mL d’une solution NaOH 0,1 M par une solution de HCl 0,1 M NaOH(aq) + HCl(aq) H2O(l) + NaCl(aq)
a) Courbe de pH : Analyse de la courbe :
1° partie : lente diminution du pH (pH initial = 13) jusqu’à 19,9 mL de HCl ajoutés où le pH = 10,4
2° partie : brusque diminution (=SAUT) du pH (10,4 à 3,6) entre 19,9 et 20,1 mL de HCl ajoutés
Le PE se trouve dans cette zone à une valeur de pH = 7 car plus que Na+ (sans caractère) et Cl- (base nulle).
Connaissant ce point, on peut calculer Cb : nNaOH = nHCl
VNaOH . CNaOH = VHCl . CHCl
Cb= VHCl . 𝐶HCl
VNaOH = 20,0 . 0,10
20,0 = 0,10 M
3° partie : lente diminution du pH (de 3,6 à 2) qui évolue avec l’ajout d’ions H3O+.
b) Diagramme bilan :
- au départ : NaOH soit
OH- (base forte) : n = C.V = 0,1.20.10-3 = 2.10-3 mol et Na+ (sans caractère) : n = 2.10-3 mol
MILIEU BASE FORTE
- au cours du titrage : OH- (base forte) diminue
H3O+ (acide fort) tout de suite neutralisé mais Cl- (base nulle) apparaît dans la solution en proportion du nombre de mol de H3O+ ajouté
MILIEU BASE FORTE
- au PE :
OH- entièrement neutralisé (n= 0 mol) et H3O+ toujours pas présent dans la solution Cl- : n = nOH-départ = nH3O+ajouté = = 2.10-3 mol
MILIEU NEUTRE
- après le PE :
H3O+ ajoutés ne réagissent plus et donc apparaissent en solution Cl- continue à évoluer
MILIEU ACIDE FORT
7.3.3. Titrage d’un acide faible par une base forte
Exemple : titrage de 20 mL d’une solution CH3COOH 0,1 M par une solution de NaOH 0,1 M
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) H2O(l) + CH3COONa(aq)
a) Courbe de pH :
Analyse de la courbe :
1° partie : augmentation du pH (pH initial = 2,9) jusqu’à 2 mL de NaOH ajoutés où le pH = 4,2
2° partie : lente augmentation du pH de 2 à 19,9 mL de NaOH ajoutés
Cette partie de la courbe présente un point d’inflexion (PI) à un volume correspondant à 10 mL de NaOH ajoutés
3° partie : brusque augmentation (=SAUT) du pH (7 à 10) entre 19,9 et 20,1 mL de NaOH ajoutés
Le PE se trouve dans cette zone et a une valeur supérieure à 7 car espèce majoritaire CH3COO- qui est une base faible.
4° partie : lente augmentation du pH (de 10 à 12) qui évolue avec l’ajout d’ions OH-.
b) Diagramme bilan :
- au départ : CH3COOH : n = C.V = 0,1.20.10-3 = 2.10-3 mol MILIEU ACIDE FAIBLE
- au cours du titrage :
l’ajout de NaOH à CH3COOH entraîne une diminution du nCH3COOH et, en même temps, la formation de sa base conjuguée CH3COO- dont le n augmente régulièrement
mélange de CH3COOH et CH3COO-, mélange d’acide faible et de sa base conjuguée
= MILIEU TAMPON
Au croisement des 2 droites (= PI sur la courbe), demi-neutralisation de l’acide où nacide = nbaseconjuguée
Ka = [CH3COO
−] . [H3O+] [CH3COOH]
donc, puisqu’en ce point, [CH3COO-] = [CH3COOH], cette expression se réduit, dans ce cas, à :
Ka = [H3O+] ou encore :
pKa = pH
En se référant à la courbe de pH, le pH lu à mi-titrage est égal à 4,8, càd la valeur du pKa de l’acide acétique.
OH- (base forte) tout de suite neutralisé mais Na+ (neutre) apparaît dans la solution en proportion du nombre de mol de OH- ajouté
MILIEU TAMPON
- au PE :
CH3COOH entièrement neutralisé (n= 0 mol) et OH- toujours pas présent dans la solution CH3COO- : n = nacidedépart = 2.10-3 mol
Na+ : n = nOH-ajouté = n acidedépart = 2.10-3 mol MILIEU BASE FAIBLE
- après le PE :
OH- ajoutés ne réagissent plus et donc apparaissent en solution CH3COO- n’évolue plus
Na+ continue à évoluer proportionnellement aux ions OH- ajoutés MILIEU BASE FORTE (+ Faible)
