Titrage d'Acide Acétique avec NaOH

Contexte : Le Titrage Acido-BasiqueTechnique d'analyse chimique permettant de déterminer la concentration d'une solution acide ou basique..

Le titrage de l'acide acétique (\(\text{CH}_3\text{COOH}\)), un acide faible, par l'hydroxyde de sodium (\(\text{NaOH}\)), une base forte, est une manipulation classique en chimie. Elle permet de déterminer la concentration inconnue d'une solution d'acide acétique (par exemple, dans le vinaigre) et de caractériser l'acide en déterminant son \(\text{pKa}\). Cet exercice vous guidera à travers l'analyse complète d'une courbe de titrage pH-métrique.

Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à analyser une courbe de titrage d'un acide faible par une base forte, de la détermination graphique des points clés (équivalence, demi-équivalence) au calcul de la concentration initiale.

Objectifs Pédagogiques

Identifier les réactifs et écrire l'équation de la réaction de titrage.
Déterminer graphiquement le point d'équivalence (\(V_e\)) et le \(\text{pKa}\).
Calculer la concentration initiale de l'acide acétique (\(C_A\)).
Identifier les espèces chimiques prédominantes à différents stades du titrage.

Données de l'étude

On titre un volume \(V_A = 20,0 \text{ mL}\) d'une solution d'acide acétique (\(\text{CH}_3\text{COOH}\)) de concentration \(C_A\) inconnue. Le titrage est réalisé avec une solution d'hydroxyde de sodium (\(\text{NaOH}\)) de concentration \(C_B = 0,100 \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}\). On suit l'évolution du pH en fonction du volume \(V_B\) de soude versé, ce qui permet de tracer la courbe de titrage ci-dessous.

Fiche Technique

Caractéristique	Valeur
Volume d'acide \(V_A\)	\(20,0 \text{ mL}\)
Concentration Soude \(C_B\)	\(0,100 \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}\)
Produit ionique de l'eau	\(K_e = 1,0 \times 10^{-14}\) à 25°C

Courbe de titrage : pH = f(\(V_B\))

Espèce Chimique	Description	Concentration Initiale	Rôle
\(\text{CH}_3\text{COOH}\)	Acide Acétique	\(C_A = ?\)	Espèce titrée (Acide Faible)
\(\text{NaOH}\)	Hydroxyde de Sodium	\(C_B = 0,100 \text{ M}\)	Espèce titrante (Base Forte)

Questions à traiter

Écrire l'équation de la réaction de titrage entre l'acide acétique et l'hydroxyde de sodium.
À partir de la courbe fournie, déterminer graphiquement le volume équivalent \(V_e\) (la méthode des tangentes est recommandée).
Déterminer graphiquement le \(\text{pKa}\) du couple \(\text{CH}_3\text{COOH}/\text{CH}_3\text{COO}^-\). Justifier votre méthode.
Calculer la concentration molaire \(C_A\) de la solution d'acide acétique.
Identifier les espèces chimiques (parmi \(\text{CH}_3\text{COOH}\) et \(\text{CH}_3\text{COO}^-\)) qui prédominent aux points suivants : \(V_B = 0 \text{ mL}\), \(V_B = 10 \text{ mL}\), et \(V_B = 20 \text{ mL}\).

Les bases sur le titrage acido-basique

Un titrage acido-basique met en jeu une réaction entre un acide et une base. L'objectif est de trouver la concentration d'une des solutions (le titré) en utilisant une autre solution de concentration connue (le titrant). La réaction de titrage doit être rapide, unique et totale.

1. Réaction (Acide Faible - Base Forte)
L'acide acétique (\(\text{CH}_3\text{COOH}\)) est un acide faible. L'hydroxyde de sodium (\(\text{NaOH}\)) est une base forte, qui fournit des ions \(\text{OH}^-\). La réaction de titrage est : \[ \text{CH}_3\text{COOH}_{\text{(aq)}} + \text{OH}^-_{\text{(aq)}} \rightarrow \text{CH}_3\text{COO}^-_{\text{(aq)}} + \text{H}_2\text{O}_{\text{(l)}} \]

2. Point d'Équivalence (\(V_e\))
C'est le point où les réactifs ont été mélangés en proportions stœchiométriques. Pour cette réaction 1:1, cela signifie que le nombre de moles d'acide initial (\(n_A\)) est égal au nombre de moles de base versées (\(n_B\)). \[ n_A = n_B \Rightarrow C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_e \] Graphiquement, c'est le point d'inflexion de la courbe (le milieu du "saut" de pH).

3. Demi-Équivalence et \(\text{pKa}\)
La demi-équivalence est atteinte lorsque l'on a versé la moitié du volume équivalent : \(V_B = V_e / 2\). À ce point, on a consommé la moitié de l'acide initial, donc \([\text{CH}_3\text{COOH}] = [\text{CH}_3\text{COO}^-]\). Selon la relation d'Henderson-Hasselbalch : \[ \text{pH} = \text{pKa} + \log\left(\frac{[\text{CH}_3\text{COO}^-]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]}\right) \] Puisque les concentrations sont égales, le \(\log(1) = 0\), et donc : \[ \text{pH} = \text{pKa} \text{ (à la demi-équivalence)} \]

Correction : Titrage d’Acide Acétique avec NaOH

Question 1 : Écrire l'équation de la réaction

Principe

Il s'agit d'identifier l'acide (donneur de proton \(\text{H}^+\)) et la base (accepteur de proton) et d'écrire la réaction de transfert de proton entre eux.

Mini-Cours

L'acide acétique (\(\text{CH}_3\text{COOH}\)) est un acide faible. L'hydroxyde de sodium (\(\text{NaOH}\)) est une base forte, qui se dissocie totalement dans l'eau pour donner des ions sodium \(\text{Na}^+\) (spectateurs) et des ions hydroxyde \(\text{OH}^-\) (la base active).

Remarque Pédagogique

Pour une réaction acido-basique, on écrit généralement l'équation ionique nette. L'ion sodium \(\text{Na}^+\) est un ion spectateur, il n'apparaît donc pas dans l'équation finale.

Formule(s)

La structure générale de la réaction est :

\text{Acide (1)} + \text{Base (2)} \rightarrow \text{Base conjuguée (1)} + \text{Acide conjugué (2)}

Hypothèses

La réaction de titrage est supposée être totale et rapide. C'est une condition nécessaire pour que le titrage soit exploitable.

Donnée(s)

Nous avons les réactifs suivants :

Paramètre	Symbole	Rôle
Acide Acétique	\(\text{CH}_3\text{COOH}\)	Acide (1)
Ion Hydroxyde	\(\text{OH}^-\)	Base (2)

Schéma (Avant les calculs)

Visualisation des réactifs avant le début du titrage.

Situation initiale (Vb = 0)

Calcul(s)

L'acide acétique \(\text{CH}_3\text{COOH}\) (Acide 1) cède un proton \(\text{H}^+\) pour devenir sa base conjuguée, l'ion acétate \(\text{CH}_3\text{COO}^-\) (Base 1).
L'ion hydroxyde \(\text{OH}^-\) (Base 2) accepte ce proton pour devenir son acide conjugué, l'eau \(\text{H}_2\text{O}\) (Acide 2).

Équation de la réaction :

\text{CH}_3\text{COOH}_{\text{(aq)}} + \text{OH}^-_{\text{(aq)}} \rightarrow \text{CH}_3\text{COO}^-_{\text{(aq)}} + \text{H}_2\text{O}_{\text{(l)}}

Schéma (Après les calculs)

Visualisation de la réaction chimique.

Bilan de la réaction

Réflexions

L'équation de la réaction est la base de tout l'exercice. Elle confirme que chaque mole d'acide acétique (\(\text{CH}_3\text{COOH}\)) réagit avec exactement une mole d'ions hydroxyde (\(\text{OH}^-\)). Cette stœchiométrie 1:1 est cruciale et simplifie le calcul de la concentration à la question 4.

Points de vigilance

Attention à ne pas oublier l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)) comme produit. N'écrivez pas \(\text{NaOH}\) dans l'équation ionique nette, mais bien \(\text{OH}^-\).

FAQ

Questions fréquentes sur cette étape.

Résultat Final

L'équation de la réaction de titrage est : \[ \text{CH}_3\text{COOH}_{\text{(aq)}} + \text{OH}^-_{\text{(aq)}} \rightarrow \text{CH}_3\text{COO}^-_{\text{(aq)}} + \text{H}_2\text{O}_{\text{(l)}} \]

A vous de jouer

Cette réaction est-elle une réaction d'oxydoréduction ? (Entrez 1 pour OUI, 0 pour NON).

Mini Fiche Mémo

Synthèse de la Question 1 :

Concept Clé : Titrage Acide Faible + Base Forte.
Réaction : \(\text{Acide} + \text{OH}^- \rightarrow \text{Base conj.} + \text{H}_2\text{O}\).

Question 2 : Détermination graphique de \(V_e\)

Principe

Le point d'équivalence (\(E\)) correspond au volume \(V_B = V_e\) pour lequel le pH varie le plus brutalement (le "saut de pH"). C'est un point d'inflexion sur la courbe, où la pente est maximale.

Mini-Cours

La méthode des tangentes parallèles est la méthode graphique la plus courante pour trouver un point d'inflexion. Elle consiste à :

Tracer une première tangente (T1) à la courbe avant le saut de pH.
Tracer une seconde tangente (T2) à la courbe après le saut de pH, en s'assurant qu'elle soit parfaitement parallèle à T1.
Tracer une troisième droite (T3), parallèle à T1 et T2, située exactement à mi-distance entre elles.
Le point d'intersection de cette droite T3 avec la courbe de titrage est le point d'équivalence E.

Remarque Pédagogique

Utilisez une équerre et une règle pour garantir le parallélisme des tangentes. La précision de votre \(V_e\) dépend entièrement de la qualité de votre tracé. Une autre méthode, plus précise si on a les données, est la méthode de la dérivée (\(dpH/dV_B\)) qui présente un pic à l'équivalence.

Formule(s)

La détermination est graphique, la "formule" est donc la méthode elle-même. Le résultat est une lecture.

V_B \text{ au point E} = V_e

Hypothèses

On suppose que la courbe fournie est suffisamment précise et que les points de données sont assez rapprochés autour du saut de pH pour que la méthode des tangentes donne une estimation fiable du point d'inflexion.

Astuces

Pour tracer les tangentes parallèles, placez une équerre tangente à la courbe et faites-la glisser le long d'une règle fixe jusqu'à trouver la deuxième tangente. Le point d'équivalence E est aussi le centre de symétrie du saut de pH.

Schéma (Méthode)

Le schéma ci-dessous illustre la méthode des tangentes appliquée à notre courbe.

Détermination de Ve par la méthode des tangentes

Réflexions

La détermination est purement graphique.

On trace les tangentes (en rouge pointillé) avant et après le saut.
On trace la médiane (en rouge plein).
On identifie le point d'intersection E (cercle rouge) avec la courbe.
On lit l'abscisse de E en projetant sur l'axe des \(V_B\).

La lecture graphique montre que le point d'inflexion E a pour abscisse \(V_B = 20,0 \text{ mL}\). Le pH à l'équivalence (l'ordonnée de E) est d'environ 8,72. Il est supérieur à 7, ce qui est normal car à l'équivalence, on a formé la base faible \(\text{CH}_3\text{COO}^-\).

Points de vigilance

La principale difficulté est de tracer des tangentes rigoureusement parallèles. Une petite erreur d'angle peut décaler la médiane et donc le \(V_e\) lu. Ne confondez pas le point d'équivalence avec le point où \(\text{pH}=7\).

Points à retenir

Le point d'équivalence \(E\) est le point d'inflexion de la courbe (saut de pH).
On le trouve graphiquement par la méthode des tangentes.
Pour un titrage acide faible / base forte, le pH à l'équivalence est toujours basique (\(> 7\)).

Le saviez-vous ?

Pour une plus grande précision, les logiciels calculent la dérivée première \(dpH/dV_B\). Le point d'équivalence correspond au maximum (pic) de cette courbe dérivée. C'est une méthode numérique plus objective que le tracé manuel.

FAQ

Questions fréquentes sur cette étape.

Résultat Final

Par lecture graphique, le volume équivalent est : \(V_e = 20,0 \text{ mL}\).

Mini Fiche Mémo

Synthèse de la Question 2 :

Concept Clé : Point d'équivalence = saut de pH.
Méthode : Tangentes parallèles \(\rightarrow\) médiane \(\rightarrow\) intersection.

Question 3 : Détermination graphique du \(\text{pKa}\)

Principe

Le \(\text{pKa}\) d'un acide faible est égal au pH de la solution au point de demi-équivalence. C'est un point remarquable de la courbe.

Mini-Cours

La demi-équivalence est le moment où l'on a versé la moitié du volume équivalent, c'est-à-dire \(V_B = V_e / 2\). À cet instant précis, la moitié de l'acide \(\text{CH}_3\text{COOH}\) a été consommée et transformée en sa base conjuguée \(\text{CH}_3\text{COO}^-\). On a donc \([\text{CH}_3\text{COOH}] = [\text{CH}_3\text{COO}^-]\), ce qui implique \(\text{pH} = \text{pKa}\) (d'après la relation d'Henderson-Hasselbalch).

Remarque Pédagogique

Ce point est particulièrement facile à trouver une fois que \(V_e\) est connu. Il se situe dans la zone "tampon" de la courbe, là où le pH varie très peu malgré l'ajout de base. C'est le point d'inflexion "horizontal" de la courbe (la pente y est minimale).

Normes

Cette méthode découle directement de la définition de la constante d'acidité \(\text{Ka}\) et de l'équation d'Henderson-Hasselbalch.

Formule(s)

Volume de demi-équivalence

V_{\text{demi-éq}} = \frac{V_e}{2}

Détermination du pKa

\text{pKa} = \text{pH} \quad (\text{lorsque } V_B = V_{\text{demi-éq}})

Hypothèses

On suppose que les concentrations des espèces sont suffisamment élevées pour que l'autoprotolyse de l'eau soit négligeable et que l'équation d'Henderson-Hasselbalch soit applicable.

Donnée(s)

On utilise le résultat de la question précédente :

\(V_e = 20,0 \text{ mL}\)

Astuces

Le point de demi-équivalence est le centre de la zone tampon (la partie la plus plate de la courbe avant le saut). Si votre courbe est bien dessinée, le point d'équivalence (E) et le point de demi-équivalence (D) sont symétriques par rapport au point de départ (V=0) d'une certaine manière (ce n'est pas une vraie symétrie, mais D est à mi-chemin de E en volume).

Schéma (Avant les calculs)

On localise \(V_e / 2\) sur l'axe des abscisses, on remonte à la courbe, et on lit le pH correspondant sur l'axe des ordonnées.

Méthode de la demi-équivalence (Avant calcul)

Calcul(s)

On calcule d'abord le volume à la demi-équivalence, puis on lit le pH correspondant sur la courbe.

Étape 1 : Calcul du volume de demi-équivalence

\begin{aligned} V_{\text{demi-éq}} &= \frac{V_e}{2} \\ &= \frac{20,0 \text{ mL}}{2} \\ &= 10,0 \text{ mL} \end{aligned}

Étape 2 : Lecture graphique du pH

On se reporte à la courbe (voir le schéma ci-dessus) et on lit l'ordonnée (le pH) au point d'abscisse \(V_B = 10,0 \text{ mL}\). On trouve \(\text{pH} = 4,75\).

Schéma (Après les calculs)

Le résultat est le point D, qui lie le \(\text{pKa}\) au volume de demi-équivalence.

Résultat : Point de demi-équivalence

Réflexions

La lecture sur la courbe (point vert D) montre qu'à \(V_B = 10,0 \text{ mL}\), le pH est de 4,75. Cette valeur est le \(\text{pKa}\) du couple de l'acide acétique, ce qui est cohérent avec les valeurs tabulées (généralement autour de 4,76).

Points de vigilance

Assurez-vous d'avoir déterminé \(V_e\) correctement avant de calculer \(V_e / 2\). Une erreur sur \(V_e\) se répercutera directement sur la valeur du \(\text{pKa}\) lue.

Points à retenir

La demi-équivalence est à \(V_B = V_e / 2\).
À ce point, \(\text{pH} = \text{pKa}\).
C'est aussi le point où le pouvoir tampon de la solution est maximal.

Le saviez-vous ?

L'acide acétique est le composant principal du vinaigre (qui en contient entre 5% et 8%). C'est sa présence qui donne au vinaigre son goût aigre et son odeur piquante. La détermination de son \(\text{pKa}\) confirme son identité.

FAQ

Questions fréquentes sur cette étape.

Résultat Final

Par calcul et lecture graphique, on trouve : \(\text{pKa} = 4,75\).

A vous de jouer

Calculez la constante d'acidité \(\text{Ka}\) (pas le pKa). Entrez la réponse en notation scientifique (ex: 1.8e-5).

Mini Fiche Mémo

Synthèse de la Question 3 :

Concept Clé : Demi-équivalence.
Formule : \(V_{\text{demi-éq}} = V_e / 2\).
Relation : \(\text{pH} = \text{pKa}\) à la demi-équivalence.

Question 4 : Calcul de la concentration \(C_A\)

Principe

Au point d'équivalence, la quantité de matière de base forte (titrant) ajoutée est exactement égale à la quantité de matière d'acide faible (titré) initialement présente, selon la stœchiométrie 1:1 de la réaction.

Mini-Cours

L'équivalence est définie par la relation stœchiométrique. Pour une réaction \(aA + bB \rightarrow \text{produits}\), la relation est \(n_A / a = n_B / b\). Ici, la réaction (Q1) est \(\text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^- \rightarrow \dots\), donc les coefficients stœchiométriques \(a\) et \(b\) valent 1. On a donc \(n_A = n_B\).

Remarque Pédagogique

C'est l'objectif principal de la plupart des titrages : utiliser un volume (\(V_e\)) et une concentration connue (\(C_B\)) pour trouver une concentration inconnue (\(C_A\)). C'est le cœur de l'analyse volumétrique.

Normes

Ce calcul est une application directe de la définition de la concentration molaire (\(C = n/V\)) et du principe de stœchiométrie (loi de conservation de la matière).

Formule(s)

La relation à l'équivalence est :

n_{\text{acide}} = n_{\text{base versée}} \Rightarrow C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_e

On peut donc isoler \(C_A\) :

C_A = \frac{C_B \cdot V_e}{V_A}

Hypothèses

La stœchiométrie de la réaction (validée à la Q1) est bien de 1 pour 1. Les volumes \(V_A\) et \(V_e\) et la concentration \(C_B\) sont connus avec précision.

Donnée(s)

Nous avons toutes les valeurs nécessaires :

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Conc. Soude	\(C_B\)	0,100	mol/L
Volume Équivalent	\(V_e\)	20,0	mL
Volume Acide	\(V_A\)	20,0	mL

Astuces

Pour ce calcul, les volumes \(V_e\) et \(V_A\) sont dans la même unité (mL). Il n'est pas nécessaire de les convertir en Litres, car le rapport \(V_e / V_A\) sera sans dimension. Si vous convertissez, assurez-vous de convertir les deux !

Schéma (Avant les calculs)

Visualisation du matériel au moment de l'équivalence.

Matériel de titrage à l'équivalence

Calcul(s)

Application de la formule

\begin{aligned} C_A &= \frac{C_B \cdot V_e}{V_A} \\ &= \frac{0,100 \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1} \times 20,0 \text{ mL}}{20,0 \text{ mL}} \\ &= 0,100 \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Le calcul mène directement au résultat final.

Fiche Résultat

Réflexions

La concentration inconnue de l'acide acétique est de \(0,100 \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}\). Ce résultat est logique car le volume d'acide titré (\(V_A = 20,0 \text{ mL}\)) est égal au volume de base versé à l'équivalence (\(V_e = 20,0 \text{ mL}\)). Puisque la stœchiométrie est 1:1, si les volumes sont égaux à l'équivalence, les concentrations doivent l'être aussi.

Points de vigilance

Assurez-vous de bien utiliser le volume d'acide initial \(V_A\) (20,0 mL) et non le volume total. Une erreur fréquente est d'inverser \(V_A\) et \(V_e\). Vérifiez toujours la cohérence de votre résultat : si \(V_e > V_A\), alors \(C_A\) doit être \(> C_B\).

Points à retenir

La relation fondamentale à l'équivalence (pour stœchio. 1:1) est \(C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_e\).
C'est la formule qui permet de trouver la concentration inconnue.

Le saviez-vous ?

Un titrage peut aussi être suivi par conductimétrie. Dans ce cas, on obtient deux droites de pentes différentes. Le point d'intersection de ces deux droites donne le volume équivalent \(V_e\). Cette méthode est utile lorsque le saut de pH est peu marqué.

FAQ

Questions fréquentes sur cette étape.

Résultat Final

La concentration initiale de l'acide acétique est \(C_A = 0,100 \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}\).

A vous de jouer

Si le volume d'acide titré avait été de \(V_A = 25,0 \text{ mL}\) (et \(V_e\) toujours 20,0 mL), quelle aurait été la concentration \(C_A\) ? (en mol/L)

Mini Fiche Mémo

Synthèse de la Question 4 :

Concept Clé : Relation à l'équivalence.
Formule : \(C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_e\).

Question 5 : Espèces majoritaires

Principe

Pour un couple acide/base faible \(\text{HA}/\text{A}^-\), la prédominance des espèces dépend de la relation entre le \(\text{pH}\) de la solution et le \(\text{pKa}\) du couple. Le \(\text{pKa}\) est la "frontière".

Mini-Cours

L'équation d'Henderson-Hasselbalch \(\text{pH} = \text{pKa} + \log([\text{A}^-]/[\text{HA}])\) nous dit que :

Si \(\text{pH} < \text{pKa}\) : \(\log([\text{A}^-]/[\text{HA}]) < 0\), donc \([\text{A}^-] < [\text{HA}]\). La forme acide (\(\text{HA}\)) prédomine.
Si \(\text{pH} > \text{pKa}\) : \(\log([\text{A}^-]/[\text{HA}]) > 0\), donc \([\text{A}^-] > [\text{HA}]\). La forme basique (\(\text{A}^-\)) prédomine.
Si \(\text{pH} = \text{pKa}\) : \(\log([\text{A}^-]/[\text{HA}]) = 0\), donc \([\text{A}^-] = [\text{HA}]\).

Remarque Pédagogique

Comprendre la prédominance permet de "raconter l'histoire" du titrage : au début, on n'a que l'acide. On ajoute de la base, qui transforme l'acide en sa base conjuguée. À la demi-équivalence, on a un mélange 50/50. À l'équivalence, on n'a (presque) plus que la base conjuguée.

Normes

Ceci est une conséquence directe de la définition du \(\text{pKa}\) et de la loi d'action de masse appliquée à l'équilibre acido-basique.

Formule(s)

La relation clé est :

\text{pH} = \text{pKa} + \log\left(\frac{[\text{Base conjuguée}]}{[\text{Acide}]}\right)

Hypothèses

On suppose que les seules espèces acido-basiques pertinentes du couple sont \(\text{CH}_3\text{COOH}\) et \(\text{CH}_3\text{COO}^-\) et on néglige l'autoprotolyse de l'eau (sauf pour déterminer le pH loin du \(\text{pKa}\)).

Donnée(s)

Nous utilisons le \(\text{pKa}\) trouvé à la Q3 : \(\text{pKa} = 4,75\).

Astuces

Vous n'avez même pas besoin de lire le pH exact (sauf pour V=0). Vous savez que \(V_{\text{demi-éq}} = 10 \text{ mL}\) et \(V_e = 20 \text{ mL}\).
- Avant 10 mL (ex: 5 mL), \(\text{pH} < \text{pKa}\) \(\rightarrow\) Acide prédomine.
- À 10 mL, \(\text{pH} = \text{pKa}\) \(\rightarrow\) Égalité.
- Entre 10 mL et 20 mL (ex: 15 mL), \(\text{pH} > \text{pKa}\) \(\rightarrow\) Base prédomine.
- À 20 mL, \(\text{pH} \gg \text{pKa}\) \(\rightarrow\) Base prédomine (quasi-totalité).

Schéma (Avant les calculs)

On peut visualiser cela sur un diagramme de prédominance (axe de pH) :

Concept de prédominance (Avant calcul)

Calcul(s)

Nous devons trouver le pH à chaque volume (par lecture sur la courbe) et le comparer au \(\text{pKa} = 4,75\).

1. Pour \(V_B = 0 \text{ mL}\)

Lecture graphique : \(\text{pH} \approx 2,87\).
Comparaison : \(2,87 < 4,75\) (\(\text{pH} < \text{pKa}\)).
Conclusion : \(\text{CH}_3\text{COOH}\) prédomine. (Logique, c'est la solution de départ).

2. Pour \(V_B = 10 \text{ mL}\)

C'est la demi-équivalence. Lecture graphique : \(\text{pH} = 4,75\).
Comparaison : \(4,75 = 4,75\) (\(\text{pH} = \text{pKa}\)).
Conclusion : \([\text{CH}_3\text{COOH}] = [\text{CH}_3\text{COO}^-]\) (aucune n'est majoritaire).

3. Pour \(V_B = 20 \text{ mL}\)

C'est le point d'équivalence. Lecture graphique : \(\text{pH} \approx 8,72\).
Comparaison : \(8,72 > 4,75\) (\(\text{pH} > \text{pKa}\)).
Conclusion : \(\text{CH}_3\text{COO}^-\) prédomine. (Logique, l'acide a été totalement consommé).

Schéma (Après les calculs)

Visualisation des espèces prédominantes le long de la courbe de titrage.

Résultat : Espèces sur la courbe

Points de vigilance

Ne pas confondre "prédomine" (signifie "est en plus grande concentration") avec "est la seule espèce". À part à \(V_B = 0\), les deux espèces \(\text{CH}_3\text{COOH}\) et \(\text{CH}_3\text{COO}^-\) sont toujours présentes (sauf à l'équivalence où \(\text{CH}_3\text{COOH}\) est en quantité négligeable).

Points à retenir

\(\text{pKa}\) est la frontière de prédominance.
\(\text{pH} < \text{pKa}\) : L'acide prédomine.
\(\text{pH} > \text{pKa}\) : La base conjuguée prédomine.

Le saviez-vous ?

Le mélange à la demi-équivalence (\([\text{CH}_3\text{COOH}] = [\text{CH}_3\text{COO}^-]\)) est une solution tampon. Son pH (égal au \(\text{pKa}\)) est très stable et varie peu si on ajoute un peu d'acide ou de base. C'est le principe des tampons utilisés en biologie pour maintenir le pH du sang stable.

FAQ

Questions fréquentes sur cette étape.

Résultat Final

À \(V_B = 0 \text{ mL}\) : \(\text{CH}_3\text{COOH}\) prédomine.
À \(V_B = 10 \text{ mL}\) : \([\text{CH}_3\text{COOH}] = [\text{CH}_3\text{COO}^-]\).
À \(V_B = 20 \text{ mL}\) : \(\text{CH}_3\text{COO}^-\) prédomine.

A vous de jouer

Quelle espèce prédomine à \(V_B = 15 \text{ mL}\) ? (1 pour \(\text{CH}_3\text{COOH}\), 2 pour \(\text{CH}_3\text{COO}^-\))

Mini Fiche Mémo

Synthèse de la Question 5 :

Concept Clé : Domaines de prédominance.
Frontière : \(\text{pH} = \text{pKa}\).
Avant \(\text{pKa}\) : Acide domine. Après \(\text{pKa}\) : Base domine.

Outil Interactif : Simulateur de Courbe

Utilisez les sliders pour voir comment la concentration de l'acide (\(C_A\)) et son \(\text{pKa}\) influencent la forme de la courbe de titrage. (On garde \(C_B = 0,1 \text{ M}\) et \(V_A = 20 \text{ mL}\)).

Paramètres d'Entrée

Concentration Acide \(C_A\) (mol/L) 0.10 mol/L

\(\text{pKa}\) de l'acide 4.75

Résultats Clés

pH Initial (\(V_B = 0\)) -

Volume Équivalent \(V_e\) (mL) -

pH à l'équivalence (pHₑ) -

Glossaire

Acide Faible: Un acide qui ne se dissocie pas totalement dans l'eau. Il établit un équilibre avec sa base conjuguée (ex: \(\text{CH}_3\text{COOH}\)).
Base Forte: Une base qui se dissocie totalement dans l'eau et réagit complètement (ex: \(\text{NaOH}\) qui libère \(\text{OH}^-\)).
Point d'équivalence (\(V_e\)): Le point du titrage où la quantité de matière de titrant ajoutée est stœchiométriquement égale à la quantité de matière de titré initialement présente.
\(\text{pKa}\): Constante d'acidité (\(-\log(K_a)\)) qui mesure la force d'un acide faible. C'est le \(\text{pH}\) pour lequel \([\text{Acide}] = [\text{Base conjuguée}]\).