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Sébastien Sourisseau
TitragesAcido-basiques
SimulationspH-métriques et
conductimétriques
Table des matières
Généralités. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
Chapitre I. Titrages acido-basiques suivis par pH-métrie. . . . . . . . . . . 7
1. Titrage Acide fort / Base forte et Base forte / Acide fort - Influence de ladilution. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
2. Titrage Acide faible / Base forte et Base faible / Acide fort. . . . . . . . . . . . . . . 8
3. Titrage Acide faible / Base forte et Base faible / Acide fort - Influence dupKa (à concentration identique). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
4. Titrage Acide faible / Base forte et Base faible / Acide fort - Influence dela dilution (à pKa identique). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14
5. Titrage Acide faible / Base faible. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16
6. Titrage d'un mélange Acide fort / Acide faible. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16
7. Titrage d'un mélange d'acides - Influence de deltapKa (à concentrationidentique). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17
8. Titrage d'une polybase. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20
9. Titrage d'un polyacide : réactions successives. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21
10. Titrage d'un polyacide : influence de la dilution. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21
11. Titrage d'un polyacide : réactions simultanées. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22
12. Titrage d'un mélange polyacide - monoacide faible. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23
13. Titrage d'un mélange polyacide - monoacide fort. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24
Chapitre II. Titrages acido-basiques suivis par conductimétrie. . . . 27
1. Quelques remarques. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 27
2. Titrage Acide fort / Base forte et Base forte / Acide fort. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29
3. Titrage Acide faible non ionique / Base forte ionique - Influence du pKa(à concentration identique). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30
4. Titrage Acide faible non ionique / Base forte ionique - Influence de ladilution (à pKa identique). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32
5. Titrage Acide faible non ionique / Base faible non ionique. . . . . . . . . . . . . . . . 33
6. Autres cas (acides et bases faibles). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35
Glossaire. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39
4 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
Préambule
Généralités
L’étude des réactions chimiques en solution a pendant longtemps donné lieu à descalculs très laborieux, liés à la résolution d’un système de n équations à n inconnues (n= 3, 4, …). Les phénomènes chimiques passaient au second plan, toute l’attention desétudiants se portant alors sur l’aspect « calculatoire » du problème.
L’utilisation de l’outil informatique permet de revenir à une vision plus saine de cesquestions : en effet, on peut confier à l’ordinateur la conduite des calculs et seconcentrer sur le comportement chimique du système, afin de comprendre lesphénomènes qui s’y déroulent.Nous allons étudier à l’aide de ce document des exemples de simulations de courbesde titrages acido-basiques suivis par une méthode pH-métrique et conductimétrique.L’interprétation de ces courbes et l’utilisation des courbes d’évolution despourcentages d’espèces en fonction du volume versé vont nous aider à mieuxcomprendre la plupart des problèmes acido-basiques.Ce document s’ajoute à toutes les ressources de cours (UB21) et de TP (UB41) quevous possédez.
Les diverses courbes qui figurent dans ce document ont été tracées à l’aide d’unlogiciel de simulation : SIMULTIT.
Les réactions acido-basiques mettent en jeu un échange de proton(s), c’est unphénomène rapide. L’état d’équilibre est donc immédiatement atteint dès que lesréactifs sont mis en présence. La composition du système est alors déterminée enfaisant un bilan de matière et en utilisant les différentes valeurs des constantesd’équilibre. Il n’y a aucune limitation cinétique à l’étude du problème.
Titrages acido-basiques suivis par pH-métrieLors de l’étude expérimentale des réactions acido-basiques, l’ion hydronium joue unrôle privilégié : en effet, sa concentration est déterminée grâce à la mesure du pH. Iln’est malheureusement pas possible, sauf cas particuliers (électrodes spécifiques dontla réponse dépend de la concentration dans le milieu d’une espèce donnée), dedéterminer expérimentalement la concentration des autres espèces chimiques.
L’utilisation d’un logiciel adapté permet de simuler la réaction étudiée et de
représenter les variations au cours de la réaction de titrage des concentrations desespèces chimiques ou mieux, de leurs pourcentages. En effet, alors que laconcentration d’une espèce chimique est, en dehors de toute réaction chimique,modifiée par la dilution (phénomène qui accompagne toute opération de titrage) lepourcentage d’une espèce, lui, n’en dépend pas. Il est défini par :
Ct,A représente la somme des concentrations des espèces qui renferment A.Le tracé de ces courbes d'évolution des pourcentages d'espèces en fonction du volumede titrant ajouté va nous permettre de mieux interpréter les courbes de titrage pH =f(V).
Titrages acido-basiques suivis par conductimétrieLors d’un titrage acido-basique, la variation de la nature et de la quantité des ionsprésents dans le milieu réactionnel entraînent une variation de la conductivité de lasolution. Cette variation de conductivité peut être mis à profit pour suivre un titrageacido-basique.Ces courbes de titrages conductimétriques sont totalement différentes (segments dedroite) des courbes précédentes pH-métriques mais sont souvent complémentaires.Pour certains titrages, la méthode conductimétrique est mieux adaptée que la méthodepH-métrique car le point d’équivalence est plus facile à repérer.
6 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
Chapitre
ITitrages
acido-basiquessuivis par pH-métrie
1. Titrage Acide fort / Base forte et Base forte / Acidefort - Influence de la dilution
Acide fort / Base forte
♦ Courbe 1 :
10 mL H3O+ (0,1 mol.L-1) par HO- (0,1 mol.L-1)♦ Courbe 2 :
10 mL H3O+ (0,01 mol.L-1) par HO- (0,01 mol.L-1)♦ Courbe 3 :
10 mL H3O+ (0,001 mol.L-1) par HO- (0,001mol.L-1)
TAB. 1 : ACIDE FORT / BASE FORTE
Base forte / Acide fort
♦ Courbe 1 :
10 mL HO- (0,1 mol.L-1) par H3O+ (0,1 mol.L-1)♦ Courbe 2 :
10 mL HO- (0,01 mol.L-1) par H3O+ (0,01 mol.L-1)♦ Courbe 3 :
10 mL HO- (0,001 mol.L-1) par H3O+ (0,001mol.L-1)
TAB. 2 : BASE FORTE / ACIDE FORT
Explication♦ Saut de pH important.
♦ Courbes rigoureusement symétriques par rapport au point d’équivalence, pH= 7 (uniquement si la dilution entraînée par l’ajout de titrant est négligeable).
♦ Lors d’une dilution par 10, à la fois de la solution à doser et de la solutiontitrante, on observe une translation de pH d’une unité de pH pour chaquebranche de la courbe. On observe donc une diminution de l’amplitude du sautde pH au point d’équivalence.
RemarqueDilution par 100 : translation de 2 unités de pH.
2. Titrage Acide faible / Base forte et Base faible /Acide fort
Acide faible / Base forte
♦ Courbe 1 :
10 mL CH3COOH (pKa = 4,8) (0,1 mol.L-1) parHO- (0,1 mol.L-1)
♦ Courbe 2 :
% CH3COO-
♦ Courbe 3 :
% CH3COOH
TAB. 3 : CH3COOH (0,1 MOL.L-1) PAR HO- (0,1 MOL.L-1)
8 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
Explication♦ Le saut de pH est, à concentrations égales, moins important que dans le cas
Acide fort / Base forte.
♦ V = 0 : % CH3COOH = 98,8 % et % CH3COO- = 1,2 % : l’acide faible n’estpas dissocié.
♦ V = Veq : % CH3COOH = 0 % et % CH3COO- = 100 % : le titrage estquantitatif.
♦ V = Veq/2 : % CH3COOH = % CH3COO- = 50 % : pH = pKa.
♦ Les courbes % espèces = f(V) sont assimilables à des segments de droite,CH3COO- se forme (CH3COOH disparaît) au même rythme que celui del’introduction des ions HO- apportés par le titrant.
Base faible / Acide fort
♦ Courbe 1 :
10 mL NH3 (pKa = 9,2) (0,1 mol.L-1) par H3O+
(0,1 mol.L-1)♦ Courbe 2 :
% NH3
♦ Courbe 3 :
% NH4+
TAB. 4 : NH3 (0,1 MOL.L-1) PAR H3O+ (0,1 MOL.L-1)
Explication♦ Le saut de pH est, à concentrations égales, moins important que dans le cas
Base forte / Acide fort.
♦ V = 0 : % NH3 = 100 % et % NH4+ = 0 % : la base faible n'est pas protonée.
♦ V = Veq : % NH3 = 0 % et % NH4+ = 100 % : le titrage est quantitatif.
♦ V = Veq/2 : % NH3 = % NH4+ = 50 % : pH = pKa.
♦ Les courbes % espèces = f(V) sont assimilables à des segments de droite,NH4+ se forme (NH3 disparaît) au même rythme que celui de l’introductiondes ions H3O+ apportés par le titrant.
3. Titrage Acide faible / Base forte et Base faible /Acide fort - Influence du pKa (à concentrationidentique)
Titrages acido-basiques suivis par pH-métrie 9
Acides faibles / Bases fortes
♦ Courbe 1 :
10 mL Cl2CHCOOH (0,1 mol.L-1) par HO- (0,1 mol.L-1) pKa= 1,3
♦ Courbe 2 :
10 mL ClCH2COOH (0,1 mol.L-1) par HO- (0,1 mol.L-1) pKa= 2,9
♦ Courbe 3 :
10 mL CH3COOH (0,1 mol.L-1) par HO- (0,1 mol.L-1) pKa= 4,8
♦ Courbe 4 :
10 mL HClO (0,1 mol.L-1) par HO- (0,1 mol.L-1) pKa= 7,5
♦ Courbe 5 :
10 mL NH4+ (0,1 mol.L-1) par HO- (0,1 mol.L-1) pKa= 9,2
TAB. 5 : ACIDES FAIBLES / BASES FORTES
Explication♦ Plus pKa est élevé et plus l’acide est faible et plus le saut de pH à
l’équivalence est petit (voire non repérable).
♦ Pour les courbes 1 et 2 on observe une allure de courbe similaire à celle d’untitrage Acide fort / Base forte (ceci d’autant plus que le pKa de l’acide faibleest proche de 0), en effet la courbe tend à être perpendiculaire à l’axe desordonnées.
Bases faibles / Acides forts
10 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
♦ Courbe 1 :
10 mL ClO- (0,1 mol.L-1) par H3O+ (0,1 mol.L-1) pKa= 7,5
♦ Courbe 2 :
10 mL NH3 (0,1 mol.L-1) par H3O+ (0,1 mol.L-1) pKa= 9,2
♦ Courbe 3 :
10 mL diéthylamine (0,1 mol.L-1) par H3O+ (0,1 mol.L-1) pKa= 11,1
TAB. 6 : BASES FAIBLES / ACIDES FORTS
Explication♦ Plus pKa est faible et plus la base est faible et plus le saut de pH est petit (voir
non repérable).
♦ Pour la courbe 3 on observe une allure de courbe similaire à celle d’un titrageBase forte / Acide fort (ceci d’autant plus que le pKa de la base faible estproche de 14), en effet la courbe tend à être perpendiculaire à l’axe desordonnées.
Acides faibles / Bases fortes
Titrages acido-basiques suivis par pH-métrie 11
♦ Courbe 1 :
10 mL AH (0,1 mol.L-1) par HO- (0,1 mol.L-1) pKa= 2
♦ Courbe 2 :
% AH
♦ Courbe 3 :
% A-
♦ Courbe 4 :
10 mL CH3COOH (0,1 mol.L-1) par HO- (0,1 mol.L-1) pKa= 4,8
♦ Courbe 5 :
% CH3COOH
♦ Courbe 6 :
% CH3COO-
TAB. 7 : ACIDES FAIBLES / BASES FORTES
Explication♦ V = 0 :
% CH3COOH = 100 % et % CH3COO- = 0 % : l’acide faible n’est pasdissocié.
% AH = 72 % et % A- = 28 % : l'acide faible est partiellement dissocié avantle début du titrage, c'est plutôt un "acide moyen" (la courbe 1 estperpendiculaire à l'axe des ordonnées).
♦ V = Veq :% CH3COOH = 0 % et % CH3COO- = 100 % : le titrage est quantitatif.
%AH = 0 % et % A- = 100 % : le titrage est quantitatif.
♦ V = Veq/2 :
12 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
% CH3COOH = % CH3COO- = 50 % : pH = pKa.
% AH = 40 % et % A- = 60 % : pH pKa
♦ % AH = % A- = 50 % pour V < Veq /2 alors pH = pKa ; plus l’acide est «relativement fort » et plus ce point d’intersection entre les deux courbes depourcentages d’espèces se rapproche de l’axe des ordonnées (dans certainscas, ce point peut ne pas exister).
♦ Les courbes % espèces = f(V) sont assimilables à des segments de droiteuniquement dans le cas du couple CH3COOOH / CH3COO-.
Bases faibles / Acides forts
♦ Courbe 1 :
10 mL NH3 (0,1 mol.L-1) par H3O+ (0,1 mol.L-1) pKa= 9,2
♦ Courbe 2 :
% NH3
♦ Courbe 3 :
% NH4+
♦ Courbe 4 :
10 mL B (0,1 mol.L-1) par H3O+ (0,1 mol.L-1) pKa= 11,8
♦ Courbe 5 :
% B
♦ Courbe 6 :
% BH+
TAB. 8 : BASES FAIBLES / ACIDES FORTS
Explication
Titrages acido-basiques suivis par pH-métrie 13
♦ V = 0 :% NH3 = 100 % et % NH4
+ = 0 % : la base faible n'est pas protonée.
% B = 78 % et % BH+ = 22 % : la base faible est partiellement protonée avantle début du titrage, c'est plutôt une "base moyenne" (la courbe 4 estperpendiculaire à l'axe des ordonnées).
♦ V = Veq :% NH3 = 0 % et % NH4
+ = 100 % : le titrage est quantitatif.
%B = 0 % et % BH+ = 100 % : le titrage est quantitatif.
♦ V = Veq/2 :% NH3 = % NH4
+ = 50 % : pH = pKa.
% B = 42 % et % BH+ = 58 % : pH pKa
♦ % B = % BH+ = 50 % pour V < Veq /2 alors pH = pKa ; plus la base est «relativement forte » et plus ce point d’intersection entre les deux courbes depourcentages d’espèces se rapproche de l’axe des ordonnées (dans certainscas, ce point peut ne pas exister).
♦ Les courbes % espèces = f(V) sont assimilables à des segments de droiteuniquement dans le cas du couple NH4
+ / NH3.
4. Titrage Acide faible / Base forte et Base faible /Acide fort - Influence de la dilution (à pKa identique)
Acide faible / Base forte
♦ Courbe 1 :
10 mL CH3COOH (pKa = 4,8) (0,1 mol.L-1) parHO- (0,1 mol.L-1)
♦ Courbe 2 :
10 mL CH3COOH (pKa = 4,8) (0,01 mol.L-1) parHO- (0,01 mol.L-1)
♦ Courbe 3 :
10 mL CH3COOH (pKa = 4,8) (10-4 mol.L-1) parHO- (10-4 mol.L-1)
TAB. 9 : ACIDE FAIBLE / BASE FORTE
Explication♦ Dilution : diminution de l'amplitude du saut de pH au point d'équivalence.
♦ V = Veq : % CH3COOH = 0 % et % CH3COO- = 100 % ; pour les troiscourbes, le titrage est quantitatif.
14 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
Courbe 1 et 2 :♦ Lors d’une dilution par 10, à la fois de la solution à doser et de la solution
titrante, on observe :
- Une translation de pH d’une unité de pH après le point d’équivalence.(dilution par 100 : translation de 2 unités de pH)
- Aucune modification pour V supérieur à 2 mL et inférieur à Veq ; en effet lepH de la solution est insensible à la dilution (si celle-ci n’est pas tropimportante) : solution tampon.
- Une légère augmentation du pH pour V inférieur à 2 mL. Plus l’acide faibleest dilué et plus l’acide faible est dissocié : loi de dilution d’Ostwald. Lacourbe pH = f(V) tend alors à être perpendiculaire à l’axe des ordonnées.
♦ Les courbes d’évolution des pourcentages des espèces se superposent dans lesdeux cas sauf au tout début du titrage.
♦ V = Veq/2 : dans les deux cas on a : % CH3COOH = % CH3COO- = 50 % : pH= pKa.
Courbe 3 : la dilution est cette fois très importante, l’acide faible est « moyen »♦ Pour V = 0 il est partiellement dissocié (32%). La courbe pH = f(V) est
perpendiculaire à l’axe des ordonnées.
♦ On n’observe pas pH = pKa à la demi-équivalence.
♦ pH = pKa pour V < Veq/2 (% CH3COOH = % CH3COO- = 50 %) ; plus l’acidefaible est dilué donc « relativement fort » et plus ce point d’intersection entreles deux courbes d’évolution des pourcentages d’espèces se rapproche del’axe des ordonnées (dans certains cas, ce point peut ne pas exister).
Base faible / Acide fort
♦ Courbe 1 :
10 mL NH3 (pKa = 9,2) (0,1 mol.L-1) par H3O+
(0,1 mol.L-1)♦ Courbe 2 :
10 mL NH3 (pKa = 9,2) (10-4 mol.L-1) par H3O+
(10-4 mol.L-1)
TAB. 10 : BASE FAIBLE / ACIDE FORT
ExplicationLe raisonnement est identique au cas précédent, il suffit de transposer lesremarques du titrage d’un acide faible par une base forte au titrage d’une basefaible par un acide fort.
Titrages acido-basiques suivis par pH-métrie 15
5. Titrage Acide faible / Base faible
Acide faible / Base faible♦ Courbe 1 :
10 mL CH3COOH (pKa1 = 4,8) (0,1 mol.L-1) parNH3 (pKa2 = 9,2) (0,1 mol.L-1)
♦ Courbe 2 :
% NH3
♦ Courbe 3 :
% NH4+
♦ Courbe 4 :
% CH3COO-
♦ Courbe 5 :
% CH3COOH
TAB. 11 : CH3COOH PAR NH3
Explication♦ Faible saut de pH au point d’équivalence.
♦ Le titrage est quantitatif.
♦ V = 0 : l’acide faible n’est pas dissocié.
♦ V = Veq/2 : % CH3COOH = % CH3COO- = 50 % alors pH = pKa1.
♦ V = 2 Veq : on a ajouté autant de NH3 en excès qu’il s’est formé de NH4+ à
l’équivalence, on a donc % NH4+ = % NH3 = 50 % alors pH = pKa2.
6. Titrage d'un mélange Acide fort / Acide faible
Mélange Acide fort / Acide faible : deltapKa > 2
♦ Courbe 1 :
10 mL H3O+ (0,1 mol.L-1) par HO- (0,1 mol.L-1)♦ Courbe 2 :
10 mL- H3O+ (0,1 mol.L-1)- CH3COOH (0,1 mol.L-1) (pKa= 4,8)par HO- (0,1 mol.L-1)
♦ Courbe 3 :
% CH3COOH♦ Courbe 4 :
% CH3COO-
TAB. 12 : (H3O+ + CH3COOH) PAR HO- : DELTAPKA > 2
16 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
Explication♦ La courbe 1 est représentée uniquement pour mémoire : titrage d’un acide fort
seul.
♦ En ce qui concerne le mélange des deux acides (courbe 2) :
- L’acide fort est titré en premier (K = 1014).- L’acide faible est titré ensuite. Les deux acides sont donc titrés séparément.- V = (Veq1 + Veq2) / 2 → % CH3COOH = % CH3COO- = 50 % alors pH = pKa.- La deuxième équivalence est plus facile a repérer que la première.
7. Titrage d'un mélange d'acides - Influence dedeltapKa (à concentration identique)
Pour les cas suivants, on dose 10 mL d’un mélange de deux acides dont lesconcentrations de chacun sont égales à 0,1 mol.L-1 par une solution d’ions HO- deconcentration 0,1 mol.L-1.
AttentionOn traite ici un cas particulier car les deux acides ont même concentration etdonc Veq2 = 2 Veq1.
Mélange d'acides : deltapKa = 2,5
♦ Courbe 1 :
ClCH2COOH (pKa1 = 2,9) et AH (pKa2 = 5,4)
TAB. 13 : CLCH2COOH PKA1=2,9 ET AH PKA2=5,4
Titrages acido-basiques suivis par pH-métrie 17
Explication♦ On observe deux sauts de pH (la première équivalence étant tout de même
difficile à observer).
♦ On dose les deux acides « séparément ».
♦ A la première demi-équivalence : V = Veq1/2 → % ClCH2COOH = %ClCH2COO- = 50 % alors pH = pKa1.
♦ A la deuxième demi-équivalence : V = (Veq1 + Veq2) / 2 → % AH = % A- = 50% alors pH = pKa2.
Mélange d'acides : deltapKa = 2
♦ Courbe 1 :
ClCH2COOH (pKa1 = 2,9) et AH (pKa2 = 4,9)
TAB. 14 : CLCH2COOH PKA1=2,9 ET AH PKA2=4,9
18 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
Explication♦ On n’observe qu’un seul saut de pH : les deux acides ne sont pas titrés «
séparément ».
♦ L’acide le plus faible des deux commence à être titré alors que le premiern’est pas encore titré totalement (voir l’évolution des pourcentages desespèces pour V < 10 mL).
♦ Malgré la remarque précédente, on a toujours à la première « pseudodemi-équivalence »
% ClCH2COOH = % ClCH2COO- = 50 % car effectivement à 1% près, l’acidele plus faible des deux n’a pas encore commencé à être titré en ce point, on adonc pH = pKa1 en ce point.
♦ A la deuxième « pseudo demi-équivalence » on remarque que pH = pKa2 car à1% près, l’acide le plus fort des deux est totalement titré en ce point donc %AH = % A- = 50 % en ce point.
♦ Les valeurs des deux constantes de titrage sont suffisamment grandes pourque le titrage de chaque acide soit quantitatif (voir l’évolution despourcentages des espèces pour V = 20 mL) mais pas suffisamment éloignées pour que lesdeux réactions de titrage soient successives.
♦ Connaissant uniquement la courbe de titrage, on ne pourrait pas déterminerles concentrations respectives des deux acides (sauf si on connaît laproportion entre les deux acides au début de titrage, ce qui est le cas dansnotre exemple).
Mélange d'acides : ∆ pKa = 1 Mélange d'acides : ∆ pKa = 0,3
ClCH2COOH (pKa1 = 2,9) et AH (pKa2 = 3,9) ClCH2COOH (pKa1 = 2,9) et AH (pKa2 = 3,2)
TAB. 15
Titrages acido-basiques suivis par pH-métrie 19
Explication♦ On n’observe qu’un seul saut de pH : les deux acides ne sont pas titrés «
séparément ».
♦ Les valeurs des deux constantes de titrage sont suffisamment grandes pourque le titrage de chaque acide soit quantitatif (voir l’évolution despourcentages des espèces pour V = 20 mL) mais pas suffisamment éloignéespour que les deux réactions de titrage soient successives.
♦ Plus le ∆ pKa est faible et plus les courbes d’évolution des pourcentages desespèces acides d’une part, et basiques d’autre part, des deux couples serapprochent jusqu’à se superposer (cas où pKa1 = pKa2), c’est à dire que l’acidele plus faible commence à être titré pour un plus faible ajout de titrant.
♦ pKa1 et pKa2 ne correspondent plus aux « pseudo demi-équivalences ».
8. Titrage d'une polybase
Dibase / Acide fort
♦ Courbe 1 :
50 mL CO32- (0,04 mol.L-1) par H3O+ (0,2
mol.L-1)(pKa1 = 6,4 ; pKa2 = 10,3)
♦ Courbe 2 :
% CO32-
♦ Courbe 3 :
% HCO3-
♦ Courbe 4 :
% CO2,H2O
TAB. 16 : CO32- PAR H3O+
Explication♦ On observe deux sauts de pH, les deux basicités sont titrées « séparément ».
♦ Les valeurs des constantes de titrage sont suffisamment grandes pour que letitrage de chaque basicité soit quantitatif (voir l’évolution des pourcentagesdes espèces au voisinage des deux points d’équivalence) et suffisammentéloignées pour que les deux réactions de titrage soient successives.
♦ V = 0 : pH d'une monobase faible.
♦ V = Veq1/2 : pH = pKa2 (solution tampon).
♦ V = Veq1 : pH d’une solution d’ion amphotère (HCO3-).
♦ V = (Veq1+Veq2) / 2 : pH = pKa1 (solution tampon).
♦ V = Veq2 : pH d’une solution d’un monoacide faible (CO2,H2O) (Attention à ladilution).
♦ V > Veq2 : le pH est imposé par l’excès d’ions H3O+.
20 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
9. Titrage d'un polyacide : réactions successives
Triacide / Base forte♦ Courbe 1 :
25 mL H3PO4 (5,8.10-3 mol.L-1) par HO- (0,0196mol.L-1)(pKa1 = 2,1 ; pKa2 = 7,2 ; pKa3 = 12,3)
♦ Courbe 2 :
% H3PO4
♦ Courbe 3 :
% H2PO4-
♦ Courbe 4 :
% HPO42-
♦ Courbe 5 :
% PO43-
TAB. 17 : H3PO4 PAR HO-
Explication♦ On n’observe que deux sauts de pH car :
- Les trois réactions de titrage sont successives : les valeurs des 3 constantesde titrage sont suffisamment éloignées.
- Les deux premières réactions de titrage sont quantitatives : les valeurs des 2constantes de titrage sont suffisamment grandes (et bien sûr, voir aussil’évolution des pourcentages des espèces).
- Mais la troisième réaction de titrage n’est pas quantitative : constante detitrage trop faible (et bien sûr, voir aussi l’évolution des pourcentages desespèces).
♦ On ne peut donc pas voir de 3ème saut de pH par cette méthode, même enajoutant une grande quantité de solution d’hydroxyde de sodium ou enprenant une solution d’hydroxyde de sodium plus concentrée.
♦ V = 0 : monoacide faible partiellement dissocié (68 %) : la 1ère acidité estmoyenne.
♦ V = Veq1/2 : pH ≠ pKa1 (% H3PO4 ≠ % H2PO4-).
♦ V = Veq1 : pH d’une solution d’ion amphotère (H2PO4-).
♦ V = (Veq1+Veq2) / 2 : pH = pKa2 (solution tampon) (% H2PO4- = % HPO4
2- = 50%).
♦ V = Veq2 : pH d’une solution d’ion amphotère (HPO42-).
♦ V > Veq2 : le pH de la solution est donné par la quantité en ion HO- restantaprès la réaction non quantitative de titrage.
10. Titrage d'un polyacide : influence de la dilution
Titrages acido-basiques suivis par pH-métrie 21
Triacide / Base forte
♦ Courbe 1 :
10 mL H3PO4 (0,1 mol.L-1) par HO- (0,1 mol.L-1)♦ Courbe 2 :
10 mL H3PO4 (0,01 mol.L-1) par HO- (0,01mol.L-1)
♦ H3PO4 : pKa1 = 2,1 ; pKa2 = 7,2 ; pKa3 = 12,3
TAB. 18 : H3PO4 PAR HO-
Explication♦ Les explications relatives à la courbe 1 sont celles correspondant au titrage
d’un triacide.
♦ V = 0 : monoacide faible partiellement dissocié : 27 % pour la 1ère
concentration et 58% pour la 2ème concentration : dans les 2 cas la 1ère aciditéest moyenne.
♦ V = Veq1/2 : pH ≠ pKa1 dans les 2 cas (% H3PO4 ≠ % H2PO4-).
♦ V < Veq1 : les 2 courbes pH = f(V) ne se superposent pas car la 1ère acidité est« relativement forte » (voir l’influence de la dilution sur le titrage d’un acidefaible par une base forte).
♦ V = Veq1 : pH d’une solution d’ion amphotère (H2PO4-) dans les 2 cas.
♦ V = (Veq1+Veq2) / 2 : pH = pKa2 (solution tampon) (% H2PO4- = % HPO4
2- = 50%).
♦ Veq1 < V < Veq2 : solution tampon insensible à la dilution : les 2 courbes pH =f(V) se superposent.
♦ V = Veq2 : pH d’une solution d’ion amphotère (HPO42-) dans les 2 cas.
♦ V > Veq2 : la 3ème réaction de titrage étant non quantitative, la concentration enion HO- restant dépend des concentrations du polyacide et du titrant, le pH dela solution est donc sensible à la dilution.
11. Titrage d'un polyacide : réactions simultanées
La limonade
22 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
♦ Courbe 1 :
50 mL Acide citrique (7,8.10-3 mol.L-1) par HO-
(0,098 mol.L-1)♦ Acide citrique : pKa1 = 3,1 ; pKa2 = 4,8 ; pKa3 =
6,4
TAB. 19 : ACIDE CITRIQUE PAR HO-
Explication♦ On n’observe qu’un seul saut de pH : les trois acidités ne sont pas titrées «
séparément ».
♦ Les valeurs des trois constantes de titrage sont suffisamment grandes pour quele titrage soit quantitatif (voir l’évolution des pourcentages des espèces pourV = 11,9 mL) mais pas suffisamment éloignées pour que les trois réactions detitrage soient successives.
♦ La première acidité est moyenne (28%).
♦ Dans le cas particulier de ce triacide (à cette concentration et avec cesconstantes d’acidité) malgré un seul point d’équivalence, on retrouve aux «pseudo demi-équivalence » (c’est à dire à Veq/6, Veq/2 et 5Veq/6) les 3 pKa dutriacide car en ces trois points particuliers les pourcentages des autres espècesque celles du couple considéré sont négligeables à 2 % près. C’est un casparticulier.
12. Titrage d'un mélange polyacide - monoacidefaible
Mélange triacide + monoacide / Base forte
Titrages acido-basiques suivis par pH-métrie 23
♦ Courbe 1 :
25 mL H3PO4 (5,8.10-3 mol.L-1) par HO- (0,0196mol.L-1)
♦ Courbe 2 :
25 mL- H3PO4 (5,8.10-3 mol.L-1) par HO- (0,0196
mol.L-1)- AH (9.10-4 mol.L-1)
♦ H3PO4 : pKa1 = 2,1 ; pKa2 = 7,2 ; pKa3 = 12,3♦ AH : pKa = 7
TAB. 20 : H3PO4 + AH PAR HO-
Explication♦ Les explications relatives à la courbe 1 sont celles correspondant au titrage
d’un triacide.
♦ La courbe 2 correspond à celle du titrage de deux acides, le triacide H3PO4 etun monoacide de pKa proche de celui du couple (H2PO4
- / HPO42-).
♦ L’ajout de ce monoacide à H3PO4 n’entraîne qu’une modification de la courbe1 : (Ve2 - Ve1) > Ve1 ; en effet AH (pKa = 7) est titré simultanément avecH2PO4
- (pKa2 = 7,2) et ne modifie donc que Ve2.
RemarqueLa courbe 2 correspond exactement à celle du titrage expérimental du coca-cola,par conséquent celui-ci contient de l’acide phosphorique et un autre acide deconstante d’acidité proche de pKa2 : par exemple un résidu de dioxyde decarbone dissous ou des ions dihydrogénophosphate…
13. Titrage d'un mélange polyacide - monoacide fort
HNO3 et H3PO4
♦ Courbe 1 :
10 mL- H3PO4 (0,04 mol.L-1) par HO- (0,1mol.L-1)- H3O+ (0,1 mol.L-1)
♦ H3PO4 : pKa1 = 2,1 ; pKa2 = 7,2 ; pKa3 = 12,3
TAB. 21 : (HNO3 + H3PO4) PAR HO-
24 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
Explication♦ On n’observe que deux sauts de pH.
♦ H3O+ est titré simultanément avec la première acidité de H3PO4.
Titrages acido-basiques suivis par pH-métrie 25
Chapitre
IITitrages
acido-basiquessuivis par
conductimétrie
1. Quelques remarques
♦ Pour qu'une réaction puisse donner lieu à un titrage conductimétrique, il faut qu'elles'accompagne d'une variation de la conductivité. Celle-ci est fonction, à températuredonnée, de la concentration, de la charge et de la mobilité des ions présents.
Deux cas sont possibles :- soit le nombre total d'ions varie, certains passant à l'état de molécules (non
ioniques) ou inversement,(exemple : titrage de l'acide acétique par une solution d'hydroxyde de sodium)
- soit à nombre d'ions constant, il y a remplacement d'ions de mobilité donnée pardes ions de mobilité différente.(exemple : titrage d’une solution de chlorure d’ammonium par une solutiond’hydroxyde de sodium)
♦ La conductivité totale (χ ) de la solution est la somme des conductivitésindividuelles des ions contenus dans la solution (y compris les ions spectateurs) :
En considérant les solutions suffisamment diluées (mobilité ionique alorsindépendante de la concentration) on pourra utiliser la relation suivante (1) :
Pour connaître l’évolution de la conductivité au cours d’un titrage, il suffitd’appliquer cette relation en tenant compte de tous les ions présents dans la solution(y compris les ions spectateurs), pour V < Ve et V > Ve.
Influence du volume de la solution à titrerLes courbes de titrage σ = f(Vréactif titrant) sont en général formées de segments de droites,à la jonction desquels se situe le volume d'équivalence (Ve).
Considérons le cas du titrage d’une solution d’acide chlorhydrique (H3O+,Cl-) deconcentration C0 et de volume V0 par une solution d’hydroxyde de sodium (Na+,HO-)de concentration C et de volume V.
Avant Ve :♦ H3O+ disparaît et Na+ apparaît ([Cl-] reste
constante, à la dilution près) : pente négative etforte car
♦ La conductivité est proportionnelle au volumede titrant ajouté.
Après Ve :♦ Na+ et HO- sont en excès ([Cl-] reste constante,
à la dilution près) : la conductivité estproportionnelle au volume de titrant ajouté :pente positive.
♦ La pente positive est plus faible que pour lapartie précédente (V < Ve) car
et
TAB. 22
Pour obtenir deux portions de courbes rectilignes, il faut que le réactif titrant soitsuffisamment concentré ou le réactif à titrer suffisamment dilué, afin de négliger lesvariations de volume apportées par le réactif titrant.
En effet :♦ Avant l'équivalence :
Donc σ = f(V) est une droite si V << V0
♦ Après l'équivalence :
Donc σ = f(V) est une droite si V << V0
Si le titrage n’a pas été réalisé dans ces conditions il faut alors tracer σ (V+V0) = f(v)pour linéariser les courbes et obtenir des droites (afin de déterminer plus facilement lepoint d’équivalence).
Cette remarque est toujours vraie quel que soit le titrage envisagé.
28 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
ConseilEn pratique, les volumes de solution à titrer sont donc généralement importants(au moins 100 mL) afin d'éviter ce problème.
AttentionToutes les courbes conductimétriques de ce document ont été tracéessystématiquement en multipliant la valeur de la conductivité par la somme (V +V0).Ainsi, celles-ci sont indépendantes de ce problème de rapport de volume.Cependant, même en prenant cette précaution, dans certains cas, les courbesobtenues ne sont pas des portions de droite. En effet ceci est lié à la nature et àla quantité des espèces chimiques mises en jeu lors des réactions de titrages(voir les différents exemples traités dans les paragraphes suivants).
2. Titrage Acide fort / Base forte et Base forte / Acidefort
Acide fort / Base forte
Courbe 1 :♦ 200 mL (H3O+, Cl-) (0,005 mol.L-1) par (Na+,HO-)
(0,1 mol.L-1)
V < Ve :♦ H3O+ disparaît et Na+ apparaît ([Cl-] reste
constante, à la dilution près) : pente négative etforte car
♦ La conductivité est proportionnelle au volumede titrant ajouté.
V > Ve :♦ Na+ et HO- sont en excès ([Cl-] reste constante,
à la dilution près) : la conductivité estproportionnelle au volume de titrant ajouté :pente positive.
♦ La pente positive est plus faible que pour lapartie précédente (V < Ve) car
et
TAB. 23 : ACIDE FORT / BASE FORTE
Base forte / Acide fort
Titrages acido-basiques suivis par conductimétrie 29
Courbe 1 :♦ 200 mL (Na+,HO-) (0,005 mol.L-1) par (H3O+, Cl-)
(0,1 mol.L-1)
V < Ve :♦ HO- disparaît et Cl- apparaît ([Na+] reste
constante, à la dilution près) : pente négative etforte car
♦ La conductivité est proportionnelle au volumede titrant ajouté.
V > Ve :♦ H3O+ et Cl- sont en excès ([Na+] reste
constante, à la dilution près) : la conductivité estproportionnelle au volume de titrant ajouté :pente positive.
♦ La pente positive est plus faible que pour lapartie précédente (V < Ve) car
et
TAB. 24 : BASE FORTE / ACIDE FORT
Influence de la dilution♦ Lors d’une dilution de la solution à titrer et de la solution titrante, l’allure de
chacune des courbes de titrage acide fort / base forte et base forte / acide fort resteidentique.
♦ En effet les ruptures de pente sont identiques (les expression de Χ sont les mêmes)mais la valeur de la conductivité diminue (influence de la concentration).
3. Titrage Acide faible non ionique / Base forteionique - Influence du pKa (à concentrationidentique)
Acides faibles non ioniques / Bases fortes
30 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
♦ Courbe 1 :
200 mL CH3COOH (0,005 mol.L-1) par (Na+, HO-) (0,1 mol.L-1) pKa= 4,8
♦ Courbe 2 :
200 mL ClCH2COOH (0,005 mol.L-1) par (Na+, HO-) (0,1 mol.L-1) pKa= 2,9
♦ Courbe 3 :
200 mL Cl2CHCOOH (0,005 mol.L-1) par (Na+, HO-) (0,1 mol.L-1) pKa= 1,3
TAB. 25 : ACIDES FAIBLES NON IONIQUES / BASE FORTE
Les 3 bases conjuguées ioniques possèdent des valeurs de conductivité ionique molairelimite voisines.
Suivant la force de l'acide, à concentration égale, les courbes n'ont pas la même allure :ceci est lié à la dissociation plus ou moins importante de l'acide faible.
V < Ve♦ Courbe 1 :
- Pendant une première phase, la conductivité de la solution diminue oureste pratiquement constante.A V = 0 mL l'acide acétique est un acide faible faiblement dissocié : lafaible quantité initiale d'ions H3O+ disparaît par neutralisation par la baseforte, la valeur de la conductivité molaire limite de cet ion étant biensupérieure à celle de tous les autres ions, la conductivité globale de lasolution diminue légèrement. Ce phénomène est d'autant plus marqué quel'acide faible est plus dissocié initialement.
- Pendant une deuxième phase, la conductivité de la solution augmentelinéairement en fonction du volume de la solution titrante ajouté : l’acideacétique (non ionique) est neutralisé par les ions hydroxydes, la quantitéd’ions Na+ et CH3COO- augmente dans le milieu donc la conductivitéglobale de la solution augmente.
Titrages acido-basiques suivis par conductimétrie 31
♦ Courbe 2 :Initialement, l’acide faible est plus dissocié (pKa plus faible) que dans le casprécédent. Le pH de la solution est plus petit. La valeur initiale de laconductivité est donc plus importante. Pendant l’ajout de la solution titrante,le pH de la solution est systématiquement plus faible que dans le casprécédent (cf courbes pH-métriques). La quantité d’ions H3O+ est plusimportante dans le milieu. La diminution de la conductivité liée à ladiminution de la quantité d’ions H3O+(le pH augmente faiblement) est plus oumoins compensée par l’apparition des ions Na+ et ClCH2COO-. Laconductivité globale ne varie plus linéairement en fonction du volume de lasolution titrante ajouté.
♦ Courbe 3 :Le phénomène précédemment décrit est encore plus marqué, la quantitéd’ions H3O+ présents dans le milieu pour V < Ve étant tellement importanteque la conductivité globale de la solution ne dépend plus que de la quantitéd’ions H3O+ présents, la conductivité de la solution diminue donc linéairementen fonction du volume de la solution titrante ajouté.
Ce phénomène est bien sûr lié à la valeur très élevée de la conductivité molaire limitede l’ion H3O+.
V > VeNa+ et HO- sont en excès, ([base conjuguée ionique] reste constante, à la dilution près): la conductivité est proportionnelle au volume de la solution titrante ajouté : pentepositive identique pour les 3 courbes.La valeur de la conductivité molaire limite de l'ion hydroxyde étant bien supérieure àcelle de tous les autres ions, la conductivité globale de la solution augmente de façonimportante.
4. Titrage Acide faible non ionique / Base forteionique - Influence de la dilution (à pKa identique)
32 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
C0 = 0,01 mol.L-1 C0 = 10-3 mol.L-1 C0 = 10-4 mol.L-1
100 mL CH3COOH (pKa = 4,8)(0,01 mol.L-1) par (Na+, HO-) (0,1mol.L-1)
100 mL CH3COOH (pKa = 4,8)(10-3 mol.L-1) par (Na+, HO-) (0,01mol.L-1)
100 mL CH3COOH (pKa = 4,8)(10-4 mol.L-1) par (Na+, HO-) (10-3
mol.L-1)
TAB. 26 : ACIDES FAIBLES NON IONIQUES / BASE FORTE IONIQUE
Echelle de l'axe des ordonnées différente pour chaque tracé.
Explication♦ L’interprétation des courbes est la même que précédemment. Cette fois la
dissociation de l’acide faible n’est pas liée à la valeur de la constante d’aciditémais à la dilution de l’acide faible. Les concentrations d’acide faible étant deplus en plus petites on obtient à la limite un acide faible très dilué qui possèdealors le comportement d’un acide fort (loi de dilution d’Ostwald).
♦ L’acide faible qui a été choisi pour cette étude est l’acide acétique : acidefaible « relativement » faible (pKa = 4,8) : l’influence de la dilution n’est pastrès importante pour les faibles dilutions.
Nous n'obtenons le comportement acide fort que pour les très fortes dilutions.
♦ En prenant un « acide faible plus fort », par exemple l’acidemonochloroacétique (pKa = 2,9) nous observerions une modificationimportante de l’allure des courbes conductimétriques même pour les faiblesdilutions car la dissociation est alors plus sensible à la dilution.
5. Titrage Acide faible non ionique / Base faible nonionique
Sous certaines conditions expérimentales, certains titrages ne peuvent pas être suivispar une méthode conductimétrique car la rupture de pente au point d’équivalence n’estpas facile à repérer.
ExempleLe titrage d’un acide faible non ionique (CH3COOH) par une base forte ionique.
On peut alors utiliser une base faible non ionique (exemple : NH3) pour réaliser letitrage.
Titrages acido-basiques suivis par conductimétrie 33
Dans ce cas, on observe après l’équivalence un plateau : l’excès de la solution titrantenon ionique ne modifie pas la valeur de la conductivité de la solution qui est doncconstante (la concentration des autres ions étant inchangée, à la dilution près).Ainsi, il est plus facile de repérer le point d'équivalence.
RemarqueComme pour toute réaction de titrage (et encore plus dans ce cas car on a affaireà une base faible) il faut vérifier au préalable que la constante de réaction estsuffisamment élevée pour considérer la réaction de titrage quantitative.
Acides faibles non ioniques / Base faible non ionique
♦ Courbe 1 :
100 mL CH3COOH (0,01 mol.L-1) par NH3 (0,1 mol.L-1) pKa= 4,8
♦ Courbe 2 :
100 mL ClCH2COOH (0,01 mol.L-1) par NH3 (0,1 mol.L-1) pKa= 2,9
♦ Courbe 3 :
100 mL Cl2CHCOOH (0,01 mol.L-1) par NH3 (0,1 mol.L-1) pKa= 1,3
pKa (NH4+/NH3) = 9,2
TAB. 27 : ACIDES FAIBLES NON IONIQUES / BASES FORTES
ExplicationL’interprétation des courbes conductimétriques pour V < Ve est identique à cellecorrespondant à l’ajout d’une solution d’hydroxyde de sodium : il suffit deremplacer l’ion Na+ par l’ion NH4
+.
34 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
6. Autres cas (acides et bases faibles)
♦ Les points les plus importants nécessaires pour comprendre les courbesconductimétriques ont été abordés dans les paragraphes précédents :
- le rôle particulier joué par les ions H3O+ et HO- (conductivité molaire limitesupérieure à celle des autres ions),
- l’influence de la force de l’acide ou de la base faible,- l’influence de la dilution,- le caractère ionique ou non ionique des différentes espèces.
Toutes les courbes conductimétriques peuvent donc maintenant être interprétéesconnaissant les valeurs des conductivités molaires limites des ions (cf tableausuivant).
♦ Plusieurs combinaisons de titrage sont possibles et peuvent donner lieu à descourbes conductimétriques différentes.
Cependant, il ne faut pas oublier que les réactions de titrages doivent êtrequantitatives et que la rupture de pente au point d’équivalence doit être significativepour obtenir avec précision le point d’équivalence.
Ainsi, toutes les réactions acido-basiques ne sont pas obligatoirement intéressantes àsuivre par la méthode conductimétrique.
RemarqueDans certains cas le point d’équivalence est plus facile à repérer par uneméthode conductimétrique que pH-métrique.Exemple : solution de chlorure d’ammonium titrée par une solutiond’hydroxyde de sodium (cf TP n°7).
Cas n°1 : Monoacide – Monobase
IMG. 31
Toutes les combinaisons sont possibles : les contenus de la burette et du vase detitration sont interchangeables, l’allure des courbes est alors modifiée.
Titrages acido-basiques suivis par conductimétrie 35
Cas n°2 : mélange d’acides ou de bases et polyacides ou polybasesIl n’existe pas beaucoup de cas simples car il faut plusieurs conditions pour que lestitrages soient exploitables :♦ les réactions de titrages doivent être successives (constantes de réaction
suffisamment éloignées) et quantitatives (constantes de réaction suffisammentgrandes),
♦ les valeurs des conductivités limites des différentes espèces formées ou apportées etneutralisées doivent être suffisamment différentes pour que la conductivité de lasolution présente une rupture de pente aux différents points d’équivalence.
Exemple
100 mL CH3COOH (0,01 mol.L-1) + (H3O+, Cl-)(0,01 mol.L-1) par (Na+, HO-) (0,1 mol.L-1) pKa= 4,8
TAB. 28 : MÉLANGE (ACIDE FORT + ACIDE FAIBLE) NON IONIQUES / BASE FORTE
♦ Courbe 1 : courbe pH-métriqueLes deux acides sont titrés séparément (acide fort puis acide faible) : titragesquantitatifs et successifs.
Le premier saut de pH est relativement faible. Le deuxième est plus facile àrepérer.
♦ Courbe 2 : courbe conductimétrique- V < Ve1
titrage de l’acide fort seul : pente négative et forte- Ve1 < V
titrage de l’acide acétique : pente positive et faible puis après l’équivalence,pente positive et forte
Pour cet exemple les 2 courbes sont donc exploitables.
36 Titrages Acido-basiques Simulations pH-métriques et conductimétriques
H+ 349,8 Ba2+ 127,2 OH- 197,6 NO3- 71,4
Li+ 38,7 Ca2+ 119 Cl- 76,3 SO42- 160,0
Na+ 50,1 Cu2+ 113,2 Br- 78,1 CH3COO- 40,9
K+ 73,5 Pb2+ 140 I- 77,0 C2H5COO- 40,9
NH4+ 73,4 Zn2+ 105,6 F- 55,4 C3H7COO- 32,6
Ag+ 61,9 BrO3- 55,7
TAB. 29 : CONDUCTIVITÉS MOLAIRES LIMITES DES IONS
Conductivités molaires limites des ions (104 λ 0 en S.m².mol-1)
Titrages acido-basiques suivis par conductimétrie 37
Glossaire
pH
Indice servant à exprimer le degré d'acidité ou d'alcalinité en milieu aqueux. L'échellede pH s'étend de 0 à 14 à 25 °C. Une solution dont le pH est inférieur à 7 estconsidérée comme acide, tandis que celle dont le pH est supérieur à 7 est basique, lepH 7 correspondant à la neutralité.
Le pH a une grande importance non seulement en chimie analytique mais aussi enagriculture et en biologie.