Au programme de ce chapitre
- I. Principe du titrage
- II. Courbe de titrage et indicateur
- III. Éviter les erreurs
- Savoir-faire
- Exercices types corrigés
- Teste-toi — vrai ou faux ?
- Pièges fréquents et astuces
- À retenir
La définition à retenir
Définition Un titrage (ou dosage) acide-base sert à déterminer la concentration inconnue d'une solution en la faisant réagir avec une solution titrante de concentration connue. On verse la solution titrante avec une burette dans un volume précis de solution à titrer (prélevé à la pipette jaugée, dans un erlenmeyer). L'équivalence est atteinte quand les réactifs ont été mélangés en proportions stœchiométriques. Pour un monoacide et une monobase :
Ca · Va = Cb · Vb,éq
Ca · Va = Cb · Vb,éq
Un exemple corrigé
Exemple On titre 10,0 mL de vinaigre dilué 10 fois par de la soude à 0,100 mol/L. Véq = 14,0 mL.
n(NaOH) = 0,100 × 0,0140 = 1,40 · 10−3 mol = n(CH3COOH) dans 10,0 mL.
C(dilué) = 1,40 · 10−3 / 0,0100 = 0,140 mol/L, donc C(vinaigre) = 1,40 mol/L.
En masse : 1,40 × 60 g/mol = 84 g/L, soit environ 8,4 g d'acide éthanoïque pour 100 mL.
n(NaOH) = 0,100 × 0,0140 = 1,40 · 10−3 mol = n(CH3COOH) dans 10,0 mL.
C(dilué) = 1,40 · 10−3 / 0,0100 = 0,140 mol/L, donc C(vinaigre) = 1,40 mol/L.
En masse : 1,40 × 60 g/mol = 84 g/L, soit environ 8,4 g d'acide éthanoïque pour 100 mL.
Lexique
- titrage
- méthode pour déterminer une concentration inconnue à l'aide d'une solution de concentration connue
- équivalence
- moment où les réactifs ont été mélangés en proportions stœchiométriques
- burette
- tube gradué muni d'un robinet pour verser un volume précis
- saut de pH
- variation brutale du pH autour de l'équivalence
Les erreurs fréquentes à éviter
Piège — appliquer C<sub>a</sub> V<sub>a</sub> = C<sub>b</sub> V<sub>éq</sub> à un diacide. Cette relation n'est vraie que si l'acide et la base échangent chacun un seul proton. Pour H2SO4, il faut écrire n(NaOH) = 2 n(H2SO4). Sans cela, la concentration trouvée est deux fois trop grande.
Piège — oublier le volume initial de la burette. Le volume équivalent est Véq = Vfinal − Vinitial. Si tu pars de 2,3 mL et que l'équivalence est à 16,3 mL, Véq vaut 14,0 mL, pas 16,3 mL.
Attention Ajouter de l'eau distillée dans l'erlenmeyer pour mieux voir la couleur ne change pas le volume à l'équivalence : la quantité d'acide reste la même. Par contre, une bulle d'air dans le bas de la burette, une lecture au-dessus du ménisque ou un indicateur mal choisi faussent le résultat.
L'astuce du prof
Astuce. Commence par un dosage rapide pour situer approximativement l'équivalence. Ensuite, refais un dosage précis en ajoutant la soude goutte à goutte juste avant ce volume : tu gagnes en précision.
Exercices corrigés
Cherche d'abord seul, puis ouvre la correction.
Exercice 1 — Titrer un acide fort
On titre 10,0 mL d'acide nitrique par de la soude à 0,100 mol/L. L'équivalence est atteinte pour Véq = 12,5 mL. Calcule la concentration de l'acide.
Voir la correction
Le titrage est de type monoacide-monobase. n(NaOH) versé = 0,100 × 0,0125 = 1,25 · 10−3 mol. À l'équivalence, n(HNO3) = 1,25 · 10−3 mol, dans 10,0 mL. C = 1,25 · 10−3 / 0,0100 = 0,125 mol/L.
Exercice 2 — L'acide citrique d'un jus de citron
Données : C = 12, H = 1, O = 16 g/mol. L'acide citrique C6H8O7 peut céder 3 protons. On dilue 10 fois un jus de citron, puis on titre 10,0 mL de cette solution par de la soude à 0,100 mol/L : Véq = 9,0 mL. Calcule la concentration molaire, puis massique, en acide citrique dans le jus.
Voir la correction
L'acide est triacide, donc il consomme trois fois plus de soude que de moles d'acide. n(NaOH) = 0,100 × 0,0090 = 9,0 · 10−4 mol, donc n(acide) = 9,0 · 10−4 / 3 = 3,0 · 10−4 mol dans 10,0 mL. La solution diluée est à 0,030 mol/L, le jus pur à 0,30 mol/L. Avec M = 72 + 8 + 112 = 192 g/mol, la concentration massique est 0,30 × 192 ≈ 57,6 g/L.