SIMULATIONS/CHIMIE/DOSAGE PAR TITRAGE
CHIMIE TCS · 1ÈRE · TERMINALE
SIM — 01 · ACIDE / BASE

Dosage par Titrage Acido-Basique

Verse goutte à goutte une solution titrante dans un bécher et observe la courbe pH = f(V) en temps réel. Choisis le couple acide/base, règle les concentrations et le volume initial, repère le point d'équivalence et la zone de virage, puis calcule la concentration inconnue — comme dans une vraie séance de TP.

EXPÉRIENCE pH-métrie en direct

Burette graduée — Solution titrante
2.00
pH mesuré
0.0
V versé (mL)
—
Indicateur
VITESSE :

PARAMÈTRES DU TITRAGE

COURBE pH = f(VB) + dérivée

Courbe pH = f(V) Dérivée dpH/dV (méthode des tangentes) Point d'équivalence E

GRANDEURS EN DIRECT

pH
2.00
[H₃O⁺] (mol/L)
1.00 × 10⁻²
[HO⁻] (mol/L)
1.00 × 10⁻¹²
n(A) initial (mmol)
2.00
n(B) versé (mmol)
0.00
V équivalent (mL)
20.0
Avant équivalence — excès d'acide
À l'équivalence, les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques : nA versé = nB initial. La relation à l'équivalence permet de calculer CA connaissant CB, Véq et VA :
CA · VA = CB · Véq

COURS — SELON LE NIVEAU

1. Le pH, une grandeur qui mesure l'acidité

Le pH (potentiel hydrogène) caractérise le caractère acide, basique ou neutre d'une solution aqueuse. Il varie généralement entre 0 et 14 à 25 °C.

  • pH < 7 : solution acide (excès d'ions H₃O⁺)
  • pH = 7 : solution neutre (eau pure)
  • pH > 7 : solution basique (excès d'ions HO⁻)

2. Mesure du pH

On mesure le pH avec du papier indicateur, un indicateur coloré, ou un pH-mètre préalablement étalonné avec des solutions tampons de pH connu.

3. Réaction acido-basique — notion qualitative

Une transformation chimique modélise un transfert de protons H⁺ entre une espèce acide et une espèce basique. La solution d'acide chlorhydrique et la solution de soude réagissent ensemble : on observe une variation du pH au cours du versement, jusqu'à atteindre la neutralité.

4. Notion de dosage (qualitatif)

Doser une espèce chimique, c'est déterminer sa quantité (ou sa concentration) dans un échantillon. Dans cette simulation, on observe simplement comment le pH évolue lorsqu'on ajoute progressivement une solution basique à une solution acide (ou inversement) : le pH commence bas, augmente progressivement, puis fait un saut brusque avant de se stabiliser.

À retenir en TCS : on n'exige pas encore le calcul des concentrations. L'objectif est de savoir lire la courbe : repérer le sens de variation du pH et observer que le passage de acide → basique se fait de façon rapide autour d'un volume particulier.

1. Réaction acide / base et transfert de proton

Une réaction acido-basique correspond à un transfert d'un ou plusieurs ions H⁺ (protons) d'une espèce acide (donneur) vers une espèce basique (accepteur), selon le modèle de Brønsted :

AH + B ⇌ A⁻ + BH⁺
(acide) (base) (base) (acide)

2. Produit ionique de l'eau

Dans toute solution aqueuse à 25 °C, le produit des concentrations en ions H₃O⁺ et HO⁻ est constant :

Ke = [H₃O⁺]·[HO⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ et pH = −log[H₃O⁺]

3. Réaction de titrage — relation à l'équivalence

Lorsqu'on titre un acide fort par une base forte (ou inversement), la réaction support du titrage est totale et rapide :

H₃O⁺ + HO⁻ → 2 H₂O

À l'équivalence, les réactifs ont été versés dans les proportions stœchiométriques. Pour un titrage 1:1 :

n(H₃O⁺)initial = n(HO⁻)versé ⟺ CA·VA = CB·Véq

4. Détermination du point d'équivalence

Deux méthodes principales :

  • Méthode des tangentes (méthode de la dérivée) : on trace deux tangentes parallèles à la courbe pH = f(V), de part et d'autre du saut de pH ; le point d'équivalence est sur la droite équidistante (perpendiculaire commune au milieu des deux tangentes).
  • Indicateur coloré adapté : on choisit un indicateur dont la zone de virage encadre le pH à l'équivalence.

5. Indicateurs colorés acido-basiques

Un indicateur coloré est lui-même un couple acide/base dont les deux formes ont des couleurs différentes. Sa zone de virage doit contenir le pH à l'équivalence pour donner un repérage correct.

IndicateurZone de virageCouleurs (acide → base)
Hélianthine3,1 – 4,4Rouge → Jaune-orangé
BBT6,0 – 7,6Jaune → Bleu
Phénolphtaléine8,2 – 10,0Incolore → Rose/fuchsia
Erreur fréquente : à l'équivalence d'un titrage acide fort / base forte, le pH = 7 uniquement si l'acide et la base sont tous deux forts. Avec un acide faible, le pH à l'équivalence est supérieur à 7 (la base conjuguée formée est hydrolysée).

1. Constante d'acidité Ka et pKa

Pour un couple acide/base faible AH/A⁻, l'équilibre AH + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺ est caractérisé par la constante d'acidité :

Ka = [A⁻]·[H₃O⁺] / [AH] et pKa = −log Ka

Diagramme de prédominance : si pH < pKa, l'espèce AH (forme acide) prédomine ; si pH > pKa, c'est A⁻ (forme basique) qui prédomine.

2. Allure des courbes de titrage selon le couple

  • Acide fort / base forte : saut de pH très marqué autour de pH = 7 à l'équivalence (E).
  • Acide faible / base forte : à la demi-équivalence (V = Véq/2), le pH est égal au pKa du couple acide/base étudié — c'est une méthode de détermination expérimentale du pKa. À l'équivalence, pH > 7.
  • Base faible / acide fort : à la demi-équivalence, pH = pKa du couple titré. À l'équivalence, pH < 7.
À la demi-équivalence : VB = Véq/2 ⟹ pH = pKa

3. Suivi par conductimétrie (titrage conductimétrique)

On peut aussi suivre un titrage en mesurant la conductance G de la solution, proportionnelle à la conductivité σ = Σ λᵢ·[Xᵢ], où λᵢ est la conductivité molaire ionique de l'espèce i. La courbe G = f(V) présente deux portions de droite dont l'intersection donne Véq. Il faut souvent corriger la dilution avec le facteur (V₀+V)/V₀.

4. Titrages par d'autres réactions (programme 2Bac)

Le titrage n'est pas limité à l'acido-basique. La même logique (réaction support totale, rapide, unique, et relation à l'équivalence) s'applique aux :

  • Titrages d'oxydoréduction : ex. dosage des ions Fe²⁺ par les ions MnO₄⁻ (permanganate), avec changement de couleur dû à l'excès de MnO₄⁻ (auto-indicateur).
  • Titrages par précipitation : ex. dosage des ions Cl⁻ par les ions Ag⁺ (méthode de Mohr).

Dans tous les cas, la relation à l'équivalence générale s'écrit, pour une réaction a·A + b·B → produits :

n(A)initial / a = n(B)versé à l'éq / b

5. Solutions tampons (notion étendue 2Bac)

Au voisinage de la demi-équivalence, le mélange AH/A⁻ en proportions comparables forme une solution tampon : son pH varie peu lors d'un ajout modéré d'acide, de base, ou par dilution.

6. Incertitudes et exploitation des mesures

Au lycée, on est amené à estimer l'incertitude sur Véq (lecture de burette, précision du pH-mètre) et donc sur la concentration calculée CA = CB·Véq/VA, en utilisant la propagation des incertitudes relatives :

ΔCA/CA = √[ (ΔCB/CB)² + (ΔVéq/Véq)² + (ΔVA/VA)² ]
Méthode d'examen : pour exploiter la courbe d'un titrage acide faible / base forte, on demande souvent (1) de déterminer Véq par la méthode des tangentes, (2) d'en déduire CA, (3) de lire le pKa à la demi-équivalence, et (4) d'identifier l'espèce prédominante avant/après l'équivalence à l'aide du pKa.