^{Acides, bases et pH - Titrage acide-base}

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Les acides et les bases sont des substances antagonistes qui réagissent en solution, formant de l'eau et un sel au cours d'un phénomène appelé neutralisation.

Exemple : HCl + NaOH    H₂O + NaCl

Soit en détail : HCl + H₂O     H₃O⁺ + Cl^–           et          NaOH     Na⁺ + OH^–
Na⁺ + OH^– + H₃O⁺ + Cl^–     2 H₂O + Na⁺ + Cl^–

La neutralisation n'est donc rien d'autre que la réaction entre les ions H₃O⁺ et OH^– avec formation d'eau.

Une technique très utilisée en chimie est basée sur le principe de la neutralisation d’un acide par une base (ou inversement). Elle permet de doser un acide ou une base au cours de ce que l'on appelle un titrage acidimétrique.

Le principe est simple, on ajoute progressivement une solution de concentration connue et de pH opposé à la solution dont on cherche à déterminer la concentration. On observe le changement de pH et on arrête l’adjonction quand la réaction est terminée. Attention, cela ne signifie pas toujours un pH neutre car le sel formé n'est pas forcément neutre! On appelle ce point le point d'équivalence.

Titrage de HCl 0,1 M par NaOH 0,1 M

Ces 20 ml vont être ajoutés par petites quantités successives à l'aide d'une burette. On mesure le pH en fonction du volume de NaOH ajouté et on reporte les mesures sur un graphique et on obtient une courbe de titrage:

• Le pH de la solution initiale (HCl 0,1M) est de 1 et au fur et à mesure que l'on ajoute NaOH la réaction de neutralisation se produit:
  HCl + NaOH      H₂O + NaCl
• Les ions H₃O⁺ sont neutralisés peu à peu, leur concentration diminue, ce qui fait augmenter le pH. L’augmentation est d’abord lente puis rapide autour du point de neutralisation.
• Quand on a ajouté 20 ml de NaOH on a neutralisé tous les H₃O⁺ de HCl, il n'y a plus que de l'eau et du NaCl. Le pH = 7 car [H₃O⁺] = [OH^–] proviennent de l'autoprotolyse de H₂O. Ce point particulier s'appelle point d'équivalence P.E.

Application : Calculer la courbe de titrage précédente. Ceci en prenant un point tous les 5 ml jusqu'à 15 ml puis tous les 0.5 ml autour du P.E.

Titrage de CH₃COOH 0,1 M par NaOH 0,1 M

CH₃COOH est un acide faible et la réaction est:  CH₃COOH + NaOH      CH₃COONa + H₂O

Au début il n'y a qu'un acide faible, au fur et à mesure que l'on ajoute NaOH, il se forme CH₃COO^- (base conjuguée de CH₃COOH) qui coexiste avec le CH₃COOH non titré. On est en présence d’un mélange tampon, ce qui explique la variation lente du pH dans cette région (domaine tampon).

Au P.E. tous les H₃O⁺ provenant de CH₃COOH sont neutralisés, il ne reste que CH₃COONa et H₂O. Une légère hydrolyse se produit pourtant car CH₃COO^– est une base assez forte (l’acide conjugué est faible) donc le pH du P.E. est >7.

Question : quel indicateur coloré pourrait-on utiliser pour effectuer ce titrage ?

Exercice 1: On ajoute 10 ml de NaOH  0.01 mol/L à 10 ml d'une solution HCl de pH = 3. Quel est le pH du mélange ?   

Exercice 2: On neutralise 20 ml d'une solution d'acide sulfurique avec 15,1 ml d'hydroxyde de sodium 0,1 M. Poser l'équation du dosage et calculer la concentration  de l'acide.  

Exercice 3: On neutralise 10 ml de NaOH avec 11,4 ml de H₃PO₄ 0,5 M.  Calculer la concentration de NaOH.  

Exercice 4: On neutralise tous les ions hydronium apportés par 25.0 ml d'une solution d'acide phosphorique avec 38,1 ml d'hydroxyde de sodium 3.00 g/l.
a) Calculer la concentration de l'acide en g/l.
b) Quelle est la valeur du pH de la solution obtenue après la neutralisation complète?