Titrage d'un Acide Faible par une Base Forte
Contexte : Le Titrage pH-métriqueTechnique d'analyse chimique pour déterminer la concentration d'une espèce (ici, un acide faible) en la faisant réagir avec une autre espèce de concentration connue (une base forte) et en suivant l'évolution du pH..
Cet exercice simule le titrage de 20,0 mL d'une solution d'acide acétique (CH₃COOH) de concentration \(C_A\) inconnue par une solution d'hydroxyde de sodium (NaOH) de concentration \(C_B = 0,100 \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}\). Nous allons analyser les données expérimentales pour tracer la courbe, déterminer le point d'équivalence, calculer \(C_A\) et estimer le \(\text{pKa}\) de l'acide.
Remarque Pédagogique : Cet exercice est fondamental pour comprendre la chimie des solutions aqueuses, les équilibres acido-basiques, et le fonctionnement des solutions tamponsSolution qui maintient un pH approximativement constant malgré l'ajout de petites quantités d'acide ou de base.. Il fait le lien entre les calculs théoriques et l'interprétation graphique des données.
Objectifs Pédagogiques
- Tracer et analyser une courbe de titrage pH-métrique.
- Déterminer graphiquement le point d'équivalence (\(V_E\)) et le point de demi-équivalence.
- Calculer la concentration inconnue de l'acide faible.
- Estimer la valeur du \(\text{pKa}\) de l'acide à partir de la courbe.
- Identifier les espèces chimiques prédominantes dans les différentes zones du titrage.
Données de l'étude
Dispositif Expérimental
Dispositif de Titrage pH-métrique
Données Expérimentales
| Volume \(V_B\) (mL) | pH mesuré | Volume \(V_B\) (mL) | pH mesuré |
|---|---|---|---|
| 0,0 | 2,88 | 19,5 | 6,42 |
| 2,0 | 3,81 | 20,0 | 8,73 |
| 5,0 | 4,34 | 20,5 | 11,02 |
| 10,0 | 4,76 | 21,0 | 11,30 |
| 15,0 | 5,18 | 22,0 | 11,68 |
| 18,0 | 5,71 | 25,0 | 12,05 |
| 19,0 | 6,07 | 30,0 | 12,30 |
Questions à traiter
- Tracer la courbe de titrage \(\text{pH} = f(V_B)\) sur un papier millimétré (ou utiliser le simulateur).
- Déterminer graphiquement le volume à l'équivalence (\(V_E\)) et le pH à l'équivalence (\(\text{pH}_E\)).
- Calculer la concentration molaire \(C_A\) de la solution d'acide acétique.
- Déterminer graphiquement le \(\text{pKa}\) du couple CH₃COOH / CH₃COO⁻.
- Identifier les espèces chimiques prédominantes du couple acido-basique pour \(V_B = 0 \text{ mL}\), \(V_B = 10 \text{ mL}\) et \(V_B = 25 \text{ mL}\).
Les bases sur le titrage Acide Faible - Base Forte
Pour résoudre cet exercice, il est essentiel de comprendre les concepts clés suivants :
1. Réaction de Titrage
L'acide acétique (CH₃COOH, un acide faible) réagit avec l'hydroxyde de sodium (source d'ions OH⁻, une base forte) selon une réaction acido-basique totale :
\[ \text{CH}_3\text{COOH}_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \longrightarrow \text{CH}_3\text{COO}^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} \]
2. Point d'Équivalence (E)
C'est le point du titrage où les réactifs (acide et base) ont été introduits en proportions stœchiométriques. La quantité de matière de base ajoutée est exactement égale à la quantité de matière d'acide initialement présente.
\[ n_A(\text{initial}) = n_B(\text{versé à l'équivalence}) \Rightarrow C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_E \]
3. Point de Demi-Équivalence (E₁/₂)
C'est le point où l'on a versé la moitié du volume équivalent (\(V_B = V_E / 2\)). À ce stade, la moitié de l'acide faible initial a été convertie en sa base conjuguée. On a donc :
\[ [\text{CH}_3\text{COOH}] = [\text{CH}_3\text{COO}^-] \]
L'équation d'Henderson-Hasselbalch \(\left( \text{pH} = \text{pKa} + \log \frac{[\text{Base}]}{[\text{Acide}]} \right)\) se simplifie en :
\[ \text{pH} = \text{pKa} \]
4. Solution Tampon
La région de la courbe autour de la demi-équivalence (typiquement \(\text{pKa} \pm 1\)) est appelée la zone tampon. Dans cette zone, le pH varie très peu lors de l'ajout de base, car le mélange acide faible / base conjuguée "absorbe" les ions OH⁻ ajoutés.
Correction : Titrage d'un Acide Faible par une Base Forte
Question 1 : Tracer la courbe de titrage \(\text{pH} = f(V_B)\)
Principe
Le principe est de visualiser graphiquement la relation entre le pH de la solution et le volume de base forte que l'on ajoute. L'axe des abscisses (X) représente la variable indépendante (le volume \(V_B\) que l'on contrôle) et l'axe des ordonnées (Y) représente la variable mesurée (le pH). Ce graphique est l'outil principal qui va nous permettre d'analyser qualitativement et quantitativement la réaction.
Mini-Cours
La courbe obtenue est appelée une courbe sigmoïde (en forme de "S"). Elle est caractéristique du titrage d'un acide faible par une base forte et se décompose en trois phases distinctes :
Cette forme est la signature de la neutralisation d'un acide faible.Schéma (Après les calculs)
Le tracé des points du tableau de données (ou la sortie du simulateur) donne la courbe suivante :
Allure de la Courbe de Titrage pH = f(Vb)
Réflexions
La courbe obtenue n'est pas symétrique. La zone tampon avant l'équivalence est longue et à faible pente (le pH change peu), tandis qu'après l'équivalence, le pH grimpe rapidement vers la valeur de la base forte (NaOH) que l'on verse. Cette asymétrie est la marque d'un acide faible. Si l'acide avait été fort, le pH initial aurait été beaucoup plus bas (proche de 1) et la "zone tampon" n'existerait pas.
Points de vigilance
Le principal point de vigilance lors du tracé manuel est de ne pas "casser" la courbe. Les points expérimentaux doivent être reliés par une courbe lisse et continue (sigmoïde). Il faut particulièrement soigner l'arrondi dans la zone tampon et la quasi-verticalité du saut de pH. Ne reliez pas les points par des segments de droite.
Résultat Final
Question 2 : Déterminer graphiquement \(V_E\) et \(\text{pH}_E\)
Principe
Le point d'équivalence \(E\) est le point d'inflexion de la courbe \(\text{pH} = f(V_B)\). C'est le moment précis où la réaction stœchiométrique est complète (\(n_A = n_B\)). Graphiquement, c'est le point où la pente de la courbe est maximale (le centre du 'saut' de pH). La méthode des tangentes est un outil géométrique rigoureux pour localiser ce point d'inflexion avec précision.
Mini-Cours
Méthode des tangentes parallèles :
Alternative (Méthode de la dérivée) : On peut aussi tracer la courbe dérivée \(d(\text{pH})/dV_B\) en fonction de \(V_B\). Le volume à l'équivalence \(V_E\) correspond au maximum (pic) de cette courbe dérivée. C'est souvent une méthode plus précise et moins subjective.Schéma
Illustration de la méthode des tangentes parallèles sur la courbe de titrage.
Méthode des Tangentes
Calcul(s)
Ce n'est pas un 'calcul' au sens strict, mais une construction graphique. En appliquant la méthode des tangentes parallèles sur la courbe tracée à partir des données expérimentales (ou en observant le pic de la dérivée dans le simulateur), on trouve le point d'inflexion.
Les données du tableau confirment ce point : on observe un 'saut' brutal du pH centré autour de \(V_B = 20,0 \text{ mL}\). Le pH saute de 6,42 (à 19,5 mL) à 11,02 (à 20,5 mL). La donnée expérimentale \((V_B = 20,0 \text{ mL} ; \text{pH} = 8,73)\) correspond bien à ce point d'inflexion, qui est le centre de ce saut.
Réflexions
Le \(\text{pH}\) à l'équivalence est \(\text{pH}_E = 8,73\). Il est nettement supérieur à 7. C'est une observation cruciale et caractéristique du titrage d'un acide faible par une base forte. Pourquoi ? Car à l'équivalence, tout l'acide CH₃COOH a été converti en sa base conjuguée, l'ion acétate CH₃COO⁻. C'est cette base faible qui réagit avec l'eau (CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻) et impose un pH basique à la solution. Si l'acide avait été fort, le \(\text{pH}_E\) aurait été de 7.Points de vigilance
La précision de cette méthode dépend grandement du soin apporté au tracé des tangentes. Elles doivent être parfaitement parallèles. Une petite erreur d'angle peut décaler la médiatrice et fausser la lecture de \(V_E\) et \(\text{pH}_E\). De plus, il faut suffisamment de points expérimentaux autour du saut de pH pour que la courbe soit bien définie. La méthode de la dérivée (\(d(\text{pH})/dV_B\)) est souvent plus précise car elle identifie le maximum (le pic) de manière non-subjective.
Résultat Final
Question 3 : Calculer la concentration molaire \(C_A\)
Principe
La définition même de l'équivalence nous dit que la quantité de matière d'ions OH⁻ (la base forte ajoutée) est égale à la quantité de matière d'acide CH₃COOH (l'acide faible) initialement présente. C'est l'application directe de la stœchiométrie de la réaction. Connaissant trois des quatre variables (\(C_B\), \(V_E\), \(V_A\)), on peut isoler et calculer la quatrième (\(C_A\)).
Mini-Cours
La réaction de titrage est CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O. La stœchiométrie (les coefficients devant chaque espèce) est de 1 pour 1. Cela signifie qu'une mole de CH₃COOH réagit avec une mole de OH⁻. C'est pourquoi, à l'équivalence, on peut écrire l'égalité des quantités de matière : \(n_A(\text{initial}) = n_B(\text{versé à l'équivalence})\). Si l'acide avait été un diacide (H₂A), la relation à la deuxième équivalence aurait été \(2 n_A = n_B\).
Remarque Pédagogique
C'est l'objectif principal de tout titrage : utiliser une solution de concentration connue (le titrant, ici \(NaOH\)) pour trouver la concentration inconnue d'une autre solution (le titré, ici CH₃COOH). Le point d'équivalence, que nous avons méticuleusement trouvé à la question 2, est la clé qui déverrouille ce calcul.
Normes
Bien qu'il ne s'agisse pas d'une "norme" de construction, la définition de l'équivalence est un principe fondamental de la chimie analytique (stœchiométrie) reconnu internationalement par l'IUPAC (Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée). La précision de ce calcul dépend directement de la qualité de l'étalonnage de la solution de soude (\(C_B\)) et de la précision des instruments de verrerie (pipette pour \(V_A\), burette pour \(V_E\)).
Formule(s)
Relation à l'équivalence
En termes de concentrations et volumes
Formule pour trouver \(C_A\)
En isolant \(C_A\) de la relation précédente, on obtient :
Hypothèses
Ce calcul suppose que :
- La réaction de titrage est totale, rapide et univoque (elle ne produit pas de sous-produits). C'est le cas ici.
- Les volumes \(V_A\) (pipette jaugée) et \(V_E\) (lecture de burette) sont mesurés avec précision et sans erreur systématique.
- La concentration de la soude \(C_B\) est connue avec précision (c'est une solution étalon).
- La température est constante et n'affecte pas les volumes ou les concentrations (dilatation thermique négligée).
Donnée(s)
Nous avons les données de l'énoncé et le résultat de la question précédente :
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Conc. Soude | CB | 0,100 | mol/L |
| Volume Acide | VA | 20,0 | mL |
| Volume Équivalent (Q2) | VE | 20,0 | mL |
Astuces
Dans ce cas précis, on voit que \(V_A = V_E = 20,0 \text{ mL}\). On peut en déduire immédiatement que \(C_A = C_B\) sans même sortir la calculatrice ! C'est une vérification rapide utile pour voir si notre lecture de \(V_E\) est cohérente (si on s'attendait à une concentration proche de 0,1 M).
Schéma (Avant les calculs)
Visualisation du principe de l'équivalence : la quantité de matière d'acide initiale est égale à la quantité de matière de base versée.
Principe Stœchiométrique à l'Équivalence
Calcul(s)
Étape 1 : Poser la formule
On part de la formule démontrée ci-dessus :
Étape 2 : Remplacer par les valeurs
On utilise les données du tableau "Donnée(s)" : \(C_B = 0,100 \text{ mol/L}\), \(V_E = 20,0 \text{ mL}\) et \(V_A = 20,0 \text{ mL}\).
Note : On peut laisser \(V_E\) et \(V_A\) en mL car les unités s'annulent.
Étape 3 : Résultat du calcul
Le rapport \((20,0 / 20,0)\) est égal à 1. Il reste :
Schéma (Après les calculs)
Le résultat du calcul est une valeur numérique.
Réflexions
Le fait que \(V_A = V_E\) (20,0 mL) et que les concentrations \(C_A\) et \(C_B\) soient égales (0,100 mol/L) est un cas particulier qui simplifie les calculs, mais le principe reste le même. Le \(\text{pKa}\) de l'acide, qui détermine la *forme* de la courbe, n'a aucune influence sur la *position* du point d'équivalence, qui est purement stœchiométrique.
Points de vigilance
Attention aux unités ! Dans la formule \(C_A = (C_B \cdot V_E) / V_A\), les volumes \(V_E\) et \(V_A\) doivent être dans la même unité (ici, en mL). Le rapport \(V_E / V_A\) est alors sans dimension, et \(C_A\) sera dans la même unité que \(C_B\) (mol/L). Il n'est pas nécessaire de convertir les volumes en Litres, ce qui est une source d'erreur fréquente. Si vous convertissez, ne vous trompez pas : \(20,0 \text{ mL} = 0,0200 \text{ L}\).
Points à retenir
- La relation à l'équivalence \(C_A V_A = C_B V_E\) est la clé pour déterminer une concentration inconnue.
- Cette relation n'est valable que pour une stœchiométrie 1:1.
Le saviez-vous ?
Le mot "stœchiométrie" vient des mots grecs "stoikheion" (élément) et "metron" (mesure). Il s'agit littéralement de la "mesure des éléments" dans une réaction chimique.
FAQ
Questions fréquentes sur ce calcul.
Résultat Final
A vous de jouer
Si on avait utilisé une solution de soude à \(C_B = 0,200 \text{ mol/L}\), quel aurait été le volume à l'équivalence \(V_E\) ? (en mL)
Mini Fiche Mémo
Synthèse de la Question 3 :
- Concept Clé : Stœchiométrie à l'équivalence.
- Formule Essentielle : \(C_A V_A = C_B V_E\).
- Point de Vigilance Majeur : Cohérence des unités de volume (\(V_A\) et \(V_E\)).
Question 4 : Déterminer graphiquement le \(\text{pKa}\)
Principe
Le \(\text{pKa}\) d'un couple acide/base faible est une constante d'acidité. Graphiquement, il est égal au pH au point de demi-équivalence. La demi-équivalence est le point du titrage où l'on a versé exactement la moitié du volume équivalent (\(V_B = V_E / 2\)). C'est un 'point magique' où la solution est un tampon parfait, avec autant d'acide faible que de sa base conjuguée.
Mini-Cours
À la demi-équivalence, la moitié de l'acide faible CH₃COOH a réagi pour former sa base conjuguée CH₃COO⁻. Les quantités de matière de ces deux espèces sont alors égales, et leurs concentrations aussi : [CH₃COOH] = [CH₃COO⁻].
L'équation d'Henderson-Hasselbalch \(\left( \text{pH} = \text{pKa} + \log \frac{[\text{Base}]}{[\text{Acide}]} \right)\) s'applique. Puisque \([\text{Base}] = [\text{Acide}]\), le rapport \(\frac{[\text{Base}]}{[\text{Acide}]}\) vaut 1. Puisque \(\log(1) = 0\), l'équation \(\text{pH} = \text{pKa} + 0\) se simplifie en \(\text{pH} = \text{pKa}\). C'est la démonstration mathématique de cette propriété graphique.
Remarque Pédagogique
Cette méthode est l'un des moyens expérimentaux les plus courants et les plus simples pour déterminer le \(\text{pKa}\) d'un acide faible. Elle met en évidence la "zone tampon" où le pH est stable, centrée sur le \(\text{pKa}\). Elle est élégante car elle ne dépend pas de la concentration initiale de l'acide (contrairement au calcul du pH initial).
Normes
La relation \(\text{pH} = \text{pKa}\) à la demi-équivalence est une conséquence directe de la définition de la constante d'acidité \(K_a\) et de l'équation d'Henderson-Hasselbalch, qui sont des piliers de la chimie des solutions. C'est une application directe de la loi d'action de masse aux équilibres acido-basiques.
Formule(s)
Volume de demi-équivalence
Relation à la demi-équivalence
Hypothèses
Cette méthode suppose que les concentrations sont suffisantes pour que l'autoprotolyse de l'eau soit négligeable (ce qui est le cas pour des solutions dont la concentration est > \(10^{-3}\) mol/L). On suppose aussi que l'effet de la température est négligeable (le \(\text{pKa}\) dépend de la température, les valeurs standard sont données à 25°C) et que les effets de force ionique (activités) sont mineurs.
Donnée(s)
Nous utilisons le volume équivalent de la Q2 et le tableau de données de l'énoncé.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité | Source |
|---|---|---|---|---|
| Volume Équivalent | VE | 20,0 | mL | Résultat Q2 |
| Donnée à Vb=10mL | pH(10) | 4,76 | - | Données Énoncé |
Astuces
Ce point est le centre de la "zone tampon" où le pH varie le moins (la pente de la courbe est la plus faible). Si votre courbe est bien tracée, le point de demi-équivalence devrait aussi être un point d'inflexion (où la pente change de sens, passant de concave à convexe), bien que moins prononcé que le point d'équivalence.
Schéma (Avant les calculs)
Repérage du point de demi-équivalence sur l'axe des volumes.
Calcul(s)
Étape 1 : Calcul de \(V_{1/2}\)
On prend le volume à l'équivalence \(V_E\) trouvé à la Q2 (\(20,0 \text{ mL}\)) et on le divise par 2.
Étape 2 : Lecture du pH correspondant
On recherche maintenant à quel pH correspond ce volume de \(V_B = 10,0 \text{ mL}\). On regarde dans le tableau de données de l'énoncé :
| 10,0 | 4,76 |
La lecture directe nous donne \(\text{pH} = 4,76\).
Étape 3 : Conclusion
D'après la relation vue dans le mini-cours, à ce point précis de la demi-équivalence, le pH est égal au \(\text{pKa}\).
Schéma (Après les calculs)
Lecture du \(\text{pKa}\) sur la courbe de titrage.
Lecture du pKa
Réflexions
La valeur de 4,76 est la valeur tabulée classique pour le \(\text{pKa}\) de l'acide acétique à 25°C. Nos données expérimentales sont donc très cohérentes et l'expérience est une réussite. Cela valide à la fois notre identification de \(V_E\) et la qualité des mesures.
Points de vigilance
Ne pas confondre le point d'équivalence (\(E\)) et le point de demi-équivalence (\(E_{1/2}\)). Le premier sert à trouver la concentration \(C_A\), le second sert à trouver le \(\text{pKa}\). Une erreur de lecture sur \(V_E\) (Q2) entraînera une erreur en chaîne sur \(V_{1/2}\) et donc sur la lecture du \(\text{pKa}\).
Points à retenir
- La demi-équivalence est la clé pour trouver le \(\text{pKa}\) : \(V_B = V_E / 2\).
- À ce point précis : \(\text{pH} = \text{pKa}\).
- Ce point est aussi le centre de la zone tampon.
Le saviez-vous ?
L'équation d'Henderson-Hasselbalch a été développée par Lawrence Joseph Henderson en 1908 pour décrire l'équilibre du dioxyde de carbone dans le sang, et reformulée par Karl Albert Hasselbalch en 1917 pour y introduire le logarithme, créant la forme que nous utilisons aujourd'hui. Elle est fondamentale en biochimie pour comprendre les tampons sanguins.
FAQ
Il est normal d'avoir des questions.
Résultat Final
Question 5 : Identifier les espèces prédominantes
Principe
La prédominance des espèces du couple acide/base CH₃COOH / CH₃COO⁻ dépend de la position du pH de la solution par rapport à la valeur du \(\text{pKa}\) du couple (que nous avons trouvé être 4,76). Le \(\text{pKa}\) est la 'frontière'. En comparant le pH de la solution à cette frontière, on peut instantanément savoir si c'est la forme acide ou la forme basique qui est majoritaire.
Mini-Cours
On utilise un diagramme de prédominance. C'est une représentation visuelle de la règle :
Remarque Pédagogique
Comprendre la prédominance est crucial. Cela permet de savoir quelle est l'espèce chimique "majoritaire" à un pH donné, ce qui dicte les propriétés chimiques (et biologiques) de la solution. Par exemple, l'aspirine (un acide faible) n'est absorbée par l'estomac (pH acide) que sous sa forme acide. Dans l'intestin (pH basique), elle passe sous sa forme basique (ion) et n'est plus absorbée de la même manière.
Schéma (Avant les calculs)
Diagramme de prédominance du couple de l'acide acétique (\(\text{pKa} = 4,76\)).
Diagramme de Prédominance
Hypothèses
On considère que l'espèce est "prédominante" si sa concentration est au moins 10 fois supérieure à l'autre (ce qui correspond à \(\text{pH} < \text{pKa} - 1\) ou \(\text{pH} > \text{pKa} + 1\)). Pour cette question, nous utilisons la définition plus simple : "de quel côté du \(\text{pKa}\) se trouve le pH ?". La prédominance devient 'nette' (\(>90\%\)) à 1 unité de pH de part et d'autre du \(\text{pKa}\).
Donnée(s)
Nous utilisons les données trouvées et celles de l'énoncé, que nous organisons dans un tableau :
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité | Source |
|---|---|---|---|---|
| Constante d'acidité | pKa | 4,76 | - | Résultat Q4 |
| pH à Vb = 0 mL | pH(0) | 2,88 | - | Données Énoncé |
| pH à Vb = 10 mL | pH(10) | 4,76 | - | Données Énoncé |
| pH à Vb = 25 mL | pH(25) | 12,05 | - | Données Énoncé |
Calcul(s)
Cas 1 : \(V_B = 0 \text{ mL}\) (Solution initiale)
- Lecture : Depuis le tableau de données, pour \(V_B = 0 \text{ mL}\), on lit \(\text{pH} = 2,88\).
- Comparaison : On compare ce pH à la valeur du \(\text{pKa}\) (4,76).
- Relation : \(2,88 < 4,76\). La relation est donc \(\text{pH} < \text{pKa}\).
- Conclusion : D'après le diagramme de prédominance, lorsque \(\text{pH} < \text{pKa}\), la forme acide CH₃COOH prédomine.
Cas 2 : \(V_B = 10 \text{ mL}\) (Demi-équivalence)
- Lecture : Pour \(V_B = 10 \text{ mL}\), on lit \(\text{pH} = 4,76\).
- Comparaison : On compare ce pH au \(\text{pKa}\) (4,76).
- Relation : \(4,76 = 4,76\). La relation est donc \(\text{pH} = \text{pKa}\).
- Conclusion : Lorsque \(\text{pH} = \text{pKa}\), les deux formes sont à égale concentration : [CH₃COOH] = [CH₃COO⁻].
Cas 3 : \(V_B = 25 \text{ mL}\) (Après l'équivalence)
- Lecture : Pour \(V_B = 25 \text{ mL}\), on lit \(\text{pH} = 12,05\).
- Comparaison : On compare ce pH au \(\text{pKa}\) (4,76).
- Relation : \(12,05 > 4,76\). La relation est donc \(\text{pH} > \text{pKa}\).
- Conclusion : D'après le diagramme, lorsque \(\text{pH} > \text{pKa}\), la forme basique CH₃COO⁻ prédomine.
Réflexions
Au début (\(V_B = 0\)), on n'a que l'acide. À la demi-équivalence, on a un mélange 50/50 d'acide et de base conjuguée. Après l'équivalence, on a "consommé" tout l'acide, il ne reste (pratiquement) que la base conjuguée CH₃COO⁻ (et l'excès de OH⁻ qui fixe le pH). Le diagramme de prédominance reflète parfaitement cette évolution chimique.
Schéma (Après les calculs)
Positionnement des 3 cas étudiés sur le diagramme de prédominance.
Position des points sur l'axe de pH
Points de vigilance
Pour le Cas 3 (\(V_B = 25 \text{ mL}\)), l'espèce qui impose le pH très basique de 12,05 est l'excès d'ions OH⁻ (la base forte). Cependant, la question demande l'espèce prédominante *du couple acido-basique* (CH₃COOH / CH₃COO⁻). Puisque le pH (12,05) est *très* supérieur au \(\text{pKa}\) (4,76), la quasi-totalité de l'acide acétique (\(>99,99\%\)) est sous sa forme basique CH₃COO⁻. Les deux espèces coexistent toujours, mais CH₃COOH est ultra-minoritaire.
Points à retenir
- La prédominance est dictée par la comparaison simple entre le \(\text{pH}\) de la solution et le \(\text{pKa}\) du couple.
- À la demi-équivalence, \([\text{Acide}] = [\text{Base}]\).
- Avant l'équivalence (mais après \(V_B=0\)), on est dans une solution tampon.
Le saviez-vous ?
Le couple CH₃COOH / CH₃COO⁻ est le système tampon principal du vinaigre. C'est ce qui lui donne son goût acide caractéristique et sa capacité à conserver les aliments en maintenant un pH bas.
FAQ
Questions fréquentes sur la prédominance.
Résultat Final
- À \(V_B = 0 \text{ mL}\) : CH₃COOH
- À \(V_B = 10 \text{ mL}\) : [CH₃COOH] = [CH₃COO⁻] (aucune ne prédomine)
- À \(V_B = 25 \text{ mL}\) : CH₃COO⁻
A vous de jouer
Quelle espèce du couple prédomine à \(V_B = 2,0 \text{ mL}\) (où \(\text{pH} = 3,81\)) ?
Mini Fiche Mémo
Synthèse de la Question 5 :
- Concept Clé : Diagramme de prédominance.
- Frontière : \(\text{pKa}\).
- Règle : \(\text{pH} < \text{pKa} \Rightarrow\) Acide prédomine. \(\text{pH} > \text{pKa} \Rightarrow\) Base prédomine.
Outil Interactif : Simulateur de Courbe de Titrage
Utilisez les curseurs pour modifier le volume initial d'acide (\(V_A\)) et sa concentration (\(C_A\)). La courbe de titrage et les points clés seront recalculés. (On suppose \(C_B = 0,100 \text{ M}\) et \(\text{pKa} = 4,76\)).
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Zone de Dessin Interactive (Canvas)
Utilisez votre souris (ou votre doigt) pour dessiner sur le canvas ci-dessous. Vous pouvez, par exemple, esquisser la courbe ou la méthode des tangentes.
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Quelle est l'équation correcte de la réaction de titrage ?
2. Au point de demi-équivalence, quelle relation est toujours vraie ?
3. Lors du titrage d'un acide faible par une base forte, le pH à l'équivalence est...
4. Quelle méthode graphique est la plus utilisée pour déterminer \(V_E\) avec précision ?
5. Dans la zone tampon, si \(\text{pH} > \text{pKa}\) (mais avant l'équivalence), quelle espèce prédomine ?
Glossaire
- Acide faible
- Acide qui ne se dissocie pas totalement dans l'eau. Il établit un équilibre avec sa base conjuguée (ex: CH₃COOH).
- Base forte
- Base qui se dissocie totalement dans l'eau et réagit totalement avec un acide (ex: \(NaOH\)).
- Point d'équivalence (E)
- Point du titrage où les réactifs ont été mélangés en proportions stœchiométriques (\(C_A V_A = C_B V_E\)).
- Point de demi-équivalence
- Point où la moitié de l'acide a été neutralisé (\(V_B = V_E / 2\)). À ce point, \(\text{pH} = \text{pKa}\).
- Solution tampon
- Solution contenant un acide faible et sa base conjuguée en proportions proches, qui résiste aux variations de pH.
- pKa
- Constante d'acidité (\(-\log(K_a)\)) qui caractérise la force d'un acide faible. C'est le pH pour lequel l'acide et sa base conjuguée sont à égale concentration.
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