Les titrages acido-basiques

I. Qu'est-ce qu'un titrage / dosage ?

Le principe

 A l'aide d'une réaction complète où l'on utilise une solution de concentration connue, on détermine via des quantités stœchiométriques, la concentration d'une solution inconnue de volume fixé.

Illustration : Titrage acide Fort / base Forte

	HA (concentration inconnue)	+	OH-(concentration connue)		A-	+	H2O
Etat initial	n H3O+		0		0		0
Etat intermédiaire	n H3O+ - x		x		x		x
A l'équivalence	0		n OH-		n		n

Au départ, nous avons n moles d'acide fort, soit n moles d'H3O+. Durant la réaction, les ions OH- réagissent avec l'acide fort pour former sa base conjuguée et de l'eau. Au point d'équivalence, l'entièreté de l'acide est transformée en sa base conjuguée. A ce moment, le nombre de moles d'acide fort et de base forte sont identiques !  Au point d'équivalence, n H3O+ =  n OH- Ce point d'équivalence pourra être repéré à l'aide d'un indicateur qui changera de couleur ou par mesures de conductimétrie ou encore via l'analyse de l'évolution du pH.

C'est une technique qui permet de déterminer la concentration d'une solution inconnue en la faisant réagir avec une solution de concentration connue. Il s'agit en fait de déterminer le volume de la substance connue qu'il a fallu ajouter pour neutraliser la solution inconnue dont le volume est fixé. De là on peut calculer le nombre de moles consommées afin de neutraliser (consommer) totalement les moles de la solution inconnue .

On peut ensuite déterminer quel volume de la solution connue a dû réagir pour arriver à l'équivalence. Ensuite, on utilise la relation ci-dessous pour déterminer la concentration de la solution inconnue.

Où M = la concentration (molarité) en mol.L^-1 des solutions et V leurs volumes exprimés dans des unités de volume identiques !

II. Expérimentalement au laboratoire

	Objectifs Dosage pH-métrique d’une solution inconnue par NaOH (0,1 mol.L-1) Dosage colorimétrique d’une solution inconnue par NaOH (0,1 mol.L-1) Comparaison entre les deux méthodes de dosage d’une solution inconnue.
Matériel 2 statifs 1 berlin Réactifs : 1 noix de serrage 1 agitateur magnétique 20 mL de solution S1 1 burette graduée 1 ph-mètre NaOH (0,1 mol.L-1) 1 pipette graduée Phénol phtaléine La phénol phtaléine est une substance particulière, appelée indicateur, qui est incolore en solution acide et rose indien en solution basique. Cette substance se colore pour un pH entre 8,2 et 10, cet écart est appelé zone de virage. Mode opératoire : A l’aide d’une pipette graduée, prendre 20mL de la solution S1 et les mettre dans un berlin, y rajouter 2 gouttes de phénol phtaléine. Remplir ensuite la burette graduée avec une solution de NaOH (0,1mol.L-1) en vérifiant que le robinet de celle-ci est bien fermé. (Vider l’excès dans un récipient pour arriver à la graduation « 0 »). Mettre en route l’agitateur magnétique et démarrer le ph-mètre en appuyant sur « On » et puis sur « pH ». Plonger l’électrode du ph-mètre dans la solution et la fixer afin qu’elle trempe dans la solution à l’aide d’un statif et d’une noix de serrage. Prendre ensuite note du pH indiqué par le pH-mètre. Faire ensuite couler mL par mL le NaOH dans le berlin contenant la solution S1. Lorsque les variations de pH augmentent plus rapidement, réduire les pas : ajouter le NaOH par 0,1 ou 0,2 mL. Noter à chaque ajout de NaOH les valeurs de pH obtenues. Lorsque que le pH n’augmente plus rapidement repasser à des pas plus grands, (par ½ mL puis par mL) jusque 20 mL. Lors de la constatation d’un changement de couleur arrêter l’écoulement du NaOH et noter le volume de NaOH écoulé pour cet instant précis. Lorsque les 20 mL de NaOH sont passés, arrêter le ph-mètre, l’agitateur magnétique. Vider les excès de NaOH dans un berlin et nettoyer le matériel.
Résultats : mL (NaOH) pH 0 1,3 0,75 1,35 2,16 1,45 3,42 1,55 4,52 1,65 5,48 1,76 6,29 1,85 6,98 1,95 7,55 2,05 8,02 2,15 8,41 2,26 8,72 2,36 8,97 2,45 9,18 2,55 9,34 2,66 mL (NaOH) pH 9,48 2,75 9,58 2,85 9,67 2,95 9,74 3,05 9,79 3,15 9,83 3,25 9,91 3,5 9,93 3,6 9,96 3,85 9,98 4,1 9,99 4,35 10,00 7,6 10,01 8,6 10,02 9,85 10,04 10,1 10,07 10,35 10,12 10,6 mL (NaOH) pH 10,15 10,7 10,27 10,95 10,34 11,05 10,43 11,15 10,54 11,25 10,69 11,35 10,87 11,45 11,11 11,55 11,41 11,65 11,79 11,75 12,29 11,85 12,94 11,95 13,80 12,05 14,95 12,15 Changement de couleur observé après ajout de 10 mL de NaOH.   Graphique et détermination du pH et du volume d'équivalence
Comment déterminer le volume et le pH d'équivalence ? Méthode des tangentes Tracer  de part et d'autre du point d'équivalence une tangente à la courbe (tangentes parallèles entre elles). Construire une perpendiculaire aux tangentes et en déterminer le milieu. De ce point, construire la perpendiculaire qui est donc parallèle aux tangentes. Le prolongement de la droite donne le point d'équivalence. Illustration graphique:

Cette méthode demande donc que le graphique soit réalisé avec très grand soin !  Il s'agit de la méthode utilisant un pH mètre. Nous pouvons également utiliser l'indication donnée par le changement de couleur de l'indicateur. L'indicateur a viré au rose indien après l'ajout de 10 mL de NaOH et le ph-mètre indiquait 7,6. Les données obtenues coïncident. La méthode de dosage par colorimétrie nécessite toutefois le choix d'un bon indicateur.

   

Concentration de la solution inconnue : connaissant maintenant le volume d'équivalence, nous pouvons déterminer quelle était la concentration de la solution inconnue :

    M₁ . V₁ = M₂ . V₂

M2 = 0,05 mol.L-1

III. Choix d'un indicateur :

Pour qu'un indicateur soit considéré comme valable, il faut que sa zone de virage (= variation de pH sur laquelle il change de couleur) soit comprise dans la portion verticale du graphe.

III.1.Quelques indicateurs :

nom	pKa	couleur acide	couleur basique	zone de virage
Bleu de thymol (1)	1,7	rouge	jaune	1,2 - 2,8
Méthyljaune	3,3	rouge	jaune	2,9 - 4,0
Méthylorange	3,7	rouge	orange	3,2 - 4,4
Méthylrouge	5,2	rouge	jaune	4,8 - 6,0
Bleu de bromothymol	7,0	jaune	bleu	6,0 - 7,6
Bleu de thymol (2)	8,9	jaune	bleu	8,0 - 9,6
Phénolphtaléine	9,6	incolore	rose indien	8,2 - 10,0

Le Bleu de thymol change deux  fois de couleur selon le pH, une première fois entre 1,2 et 2,8 et une seconde fois pour un pH entre 8 et 9,6. Il existe d'autres indicateurs qui changent plusieurs fois de couleurs selon le pH du milieu

• D'autres indicateurs ? liste plus complète sur sciences amusantes.net

III.2. Le jus de chou rouge, un indicateur naturel

Structure de la cynanidine. Il s'agit d'une molécule organique composée de carbone, d'hydrogène et d'oxygène. Elle contient un grand nombre de fonctions alcool.

Les végétaux renferment généralement des molécules (les pigments) qui sont responsables de la couleur souvent verte de ces plantes, mais pas uniquement ! C'est la cas du chou rouge qui contient entre autre une molécule bien spécifique: la cyanidine. Cette molécule (comme toutes celle de sa famille, les anthocyanines) fait partie de la famille des colorants naturels. D'autres plantes ou fruits contiennent également des anthocyanines et pourraient servir d'indicateurs comme les framboises, les cassis, groseilles, fraises et certaines fleurs colorées ... Une propriété intéressante de ces molécules est qu'elles changent de couleur en fonction du milieu dans lequel elles se trouvent. C'est à dire que la couleur observée sera différente en milieu acide, neutre ou basique.

Laboratoire : Extraction du jus de chou rouge a. objectif : Mise en évidence de la propriété d'indicateur acide-base du jus de chou rouge 1. Matériel 1 berlin de 500 mL 3 berlins de 100mL 1 couteau  1 passoire 1 plaque chauffante 2. Réactifs : 1 morceau de chou rouge 1 citron Eau distillée (H2O) Na2CO3.10 H2O c. Mode opératoire * Chauffer environ 400 mL d’eau distillée dans un berlin de 500 mL. Couper le chou rouge finement. Ajouter le chou à l’eau bouillante et remuer. Retirer le berlin de la plaque et laisser infuser le chou pendant une demi heure jusqu'à ce qu'il soit bien refroidi. Filtrer le jus de chou rouge à l’aide de la passoire. Verser 50 mL de jus de chou rouge dans les trois berlin de 100mL. Ajouter dans le premier berlin du jus de citron. Ajouter de l’eau distillée dans le deuxième berlin. Ajouter une pointe de spatule de Na2CO3 . 10 H2O dans le troisième berlin. Observer. * remarque : l'extraction de l'indicateur est plus efficace et rapide dans un mélange eau-méthanol  50:50 chauffé à reflux. Dans ces conditions, quelques gouttes de jus suffisent comme indicateur. Le labo d'@t home : Un indicateur coloré naturel , le jus de chou rouge - http://home.scarlet.be/at_home/chou.htm Jus de chou rouge - scienceamusante.net - http://scienceamusante.net/wiki/index.php?title=Jus_de_chou_rouge d. Observations Le liquide obtenu (jus de chou rouge) est de couleur mauve. Neutre- l'eau distillée n'a aucun effet sur l'indicateur parce qu'elle est neutre. Acide- l'indicateur devient rouge. Le jus de citron est un composé acide. Base- L'ajout de carbonate de sodium fait virer la solution au vert. Le bicarbonate de soude est un composé basique. Crédit photos :  E. Mayné 2010 - Manipulations : E. Mayné, M. Gochel La photo ci-contre montre les différentes teintes que peut prendre le jus de chou rouge selon le pH de la solution dans laquelle il est introduit. (c) illustration :  http://www.ac-nantes.fr / V. Belkhir

IV. Evolution de la concentration des espèces lors d'un titrage.

Nous avons vu que le principe d'un titrage repose sur une réaction complète permettant de faire réagir une solution de concentration inconnue avec un volume défini et mesuré de solution titrante de concentration connue. 

Observons maintenant comment évoluent les espèces présentes dans la solution lors d'un titrage. Prenons l'exemple du titrage de l'acide acétique (vinaigre) (CH₃COOH) par une base forte (NaOH). [Pka CH₃COOH/CH₃COO^- : 4,75]

Au départ, le NaOH réagit avec l'acide pour former sa base conjuguée. Lorsque tout l'acide a réagi, NaOH s'accumule dans la solution.

Lorsque le point d'équivalence est déterminé, il est possible de calculer le point de demi-équivalence (il se situe à la moitié du volume d'équivalence).

Au point de demi-équivalence, les concentrations de l'acide et de sa base conjuguée sont égales. Nous sommes donc en présence d'un mélange tampon et les deux concentrations sont strictement identiques. La mesure du pH au point d'équivalence est donc également la mesure du pKa du couple acide/base titré. (Pka = -log(Ka) où Ka est la constante de dissociation de l'acide, également appelée force de l'acide).

Les indicateurs sélectionnés sont-ils valables ? (oui / non)           A.    B.    C.    D.   |

VI. Les différents types de dosages/ titrages et leurs graphes particuliers :

1. Titrage Acide fort par Base forte

 (contenu du Berlin / contenu de la burette). Graphe commençant par un pH aux environs de 1 ou 2 et terminant vers 13 ou 14, le pH d'équivalence est proche de 7.

2. Titrage Base forte par Acide fort.

Graphe commençant avec des valeurs de pH aux environs de 14 , 13 et finissant vers un pH de 1 ou 2. Le pH d'équivalence est aux alentours de 7.

3. Titrage Acide faible / Base forte.

Le Graphe débute avec un pH supérieur à 2 et le point d'équivalence se trouve en milieu basique (pH d'équivalence supérieur à 7).

4. Titrage Base faible / Acide fort.

Le Graphe débute avec un pH basique et le point d'équivalence se trouve en milieu acide (pH inférieur à 7).