Dosages colorimétriques et pH-métriques de solutions acido-basiques

Acide, Base et pH

Définitions :

• Un acide est une espèce capable de céder un proton en donnant une autre entité ou espèce chimique : la base conjuguée.
  
• Une base est une espèce capable d'accepter un proton en donnant une autre entité ou espèce chimique : l'acide conjugué.

Une solution acide, contiendra donc beaucoup d’ions $\rm H_3O^+$.

• Exemple d’acide : acide éthanoïque $\rm CH_3CH_2OH_{(aq)}$, acide chlorhydrique $\rm H_3O^+(aq)+Cl^−(aq)$
  
• Exemple de base : ammoniac $\rm NH_{3(aq)}NH_{3(aq)}$, hydroxyde de sodium Na+(aq)+HO−(aq)

Une solution basique contiendra donc beaucoup d’ions $\rm HO^-$.

Le pH peut :

• Se mesurer expérimentalement grâce à du papier pH, un pH mètre ou par dosage.
• Se calculer grâce à la formule : $\rm pH=-log[H_3 O^+]$, avec $\rm [H_3O^+]$ la concentration molaire en ions $\rm H_3O^+$ en mol/L

Pour rappel, un pH acide est inférieur à 7, un pH neutre égal à 7 et un pH basique supérieur à 7.

Lors de l’ajout d’eau distillée à une solution :

Cas 1 : Si la solution initiale a un pH inférieur à celui de l’eau distillée utilisée, alors le pH mesuré après dilution est compris entre ceux de la solution initiale et de l’eau distillée.

Cas 2 : Si la solution initiale a un pH supérieur à celui de l’eau distillée utilisée, alors le pH mesuré après dilution est compris entre ceux de l’eau distillée et de la solution initiale.

Produit ionique, autoprotolyse de l’eau

L’eau peut rompre ses liaisons covalentes pour donner des ions $\rm H_3O^+$ et $\rm HO^-$. Ainsi, le produit ionique « Ke » de l’eau est constant :
$\rm Ke = [H_3O^+] \times [HO^-] = 10^{-14}$

Cette propriété permet de calculer le pH d’une solution aqueuse quand c’est la concentration en ions $\rm HO^-$ qui est connue.
$\rm pH = 14 + log [HO^-]$

Effet tampon

Certaines substances permettent de maintenir le pH à la même valeur quand de petites quantités d’acide ou de base sont ajoutées. C’est le cas du sang ou de certains médicaments.

Réaction acido-basique

Couples acido-basiques : le couple A H / A- est appelé couple acide/base. On dit que AH est l’acide conjugué de la base A-. On dit que A- est la base conjuguée de l’acide AH.

• Un acide AH est fort s’il est entièrement dissocié (ou ionisé) dans l’eau. La forme AH n’existe alors pas dans l’eau. Un acide faible est très partiellement dissocié en solution .
  

Exemples d’acides forts :

• Acide chlorhydrique: $\rm HCl (H^+ ; Cl^-)$
  
• Acide nitrique: $\rm HNO_3(H^+ ; NO_3^-)$
  
  • Une base forte est totalement dissociée en solution. Une base faible est très partiellement dissociée en solution.
    

Exemples de bases fortes :

• hydroxyde de sodium (ou « Soude ») : $\rm NaOH ( Na^+ ; HO^-)$ 
  
• hydroxyde de potassium (ou « Potasse ») : $\rm KOH (K^+ ; HO^-)$
  

Titrage et équivalence

Dosage par titrage

Un dosage permet de déterminer la quantité de matière ou la concentration d’une espèce chimique dissoute dans une solution. Lors d’un dosage par titrage, la réaction chimique est totale et rapide.

Lors d’un titrage, un réactif titré A dont on cherche la concentration CA réagit avec un réactif titrant B de concentration connue.

Dosage pH-métrique

On peut effectuer un titrage pH-métrique (à l’aide d’un pH-mètre) si l’on cherche à doser un acide ou une base.

Méthode :

• On place un volume précis (pipette jaugée) de l’espèce acide ou basique à doser dans un bécher.
• On plonge la sonde d’un pH-mètre dans le bécher en ajoutant de l’eau distillée (à l’éprouvette graduée) si besoin de manière à ce que la sonde trempe suffisamment dans la solution.
• On verse alors la solution titrante mL par mL (avec une burette graduée) en relevant, lors de chaque ajout, la valeur du pH mesurée.
• À la fin du dosage, on trace la courbe pH=f(V).
• À l’aide de la méthode des tangentes ou de la dérivée, on détermine le volume Véq de solution titrante ajoutée lors de l’équivalence du dosage.

• Tracer d’abord deux tangentes à la courbe pH=f(VB), parallèles entre elles et situées avant et après le saut du pH.
• Tracer ensuite la parallèle à ces deux tangentes, équidistante de celles-ci. Son intersection avec la courbe pH=f(VB) détermine le point équivalent E de coordonnées (VE ; pHE).

À l’équivalence, le réactif titré (acide ascorbique) et le réactif titrant $\rm HO^−$ ont été introduits dans les proportions stœchiométriques de l’équation de titrage.
$\rm n(C_6H_8O_6)=n(HO^−)$
$\rm C_A⋅V_A=C_B⋅V_{BE}$
$\rm C_A=C_B⋅V_{BE}/V_A$
$\rm CA=2,00 \times 10^{−2} \times 13,8/10,0$
$\rm C_A= 2,76 \times 10^{−2} mol.L^{−1}$ résultat avec 3 chiffres significatifs comme toutes les données.

Au cours du titrage colorimétrique, on verse le réactif titrant jusqu’à ce que le réactif titré ait totalement réagi : on a alors atteint l’équivalence. Un changement de couleur du milieu réactionnel permet de repérer l’équivalence. À l’équivalence, les deux réactifs ont été totalement consommés : on a réalisé un mélange stoechiométrique.

Soit la réaction de support du titrage, $\bf \color{red}{aA +}\color{blue}{bB +}\color{black}{\rightarrow cC + dD}$ à l’équivalence, on a la relation $\displaystyle \bf \color{black}{\frac{n_0(\color{red}{A})}{\color{red}{a}} = \frac{n_E(\color{blue}{B})}{\color{blue}{b}}}$.

Soit $\displaystyle \rm \frac{C_A \times V_A}{a} = \frac{C_B \times V_B}{b}$
On peut ainsi déterminer la concentration du réactif titré $\rm C_A$.

Sécurité

Il est nécessaire de connaître la signification des pictogrammes de sécurités pour manipuler correctement certains produits (phytosanitaires ou engrais par exemple), choisir les moyens de protection, de stockage et d’élimination adaptés.