Titrage acido-basique — Procédure, calculs et indicateurs

Le titrage acido-basique est une méthode qui permet de déterminer la concentration inconnue d’un acide ou d’une base en le faisant réagir avec une solution étalon de concentration connue. On ajoute la solution étalon jusqu’à ce que la réaction atteigne le point d’équivalence, où l’acide et la base ont réagi selon le rapport molaire exact donné par l’équation équilibrée.

Dans un montage de laboratoire classique, on mesure l’échantillon, on ajoute le titrant depuis une burette, on repère le point final, puis on utilise le volume de titrant pour calculer la concentration inconnue. Si la réaction est de type $1{:}1$, le raccourci $C_aV_a = C_bV_b$ fonctionne. Si ce n’est pas le cas, il faut d’abord utiliser l’équation équilibrée.

Pourquoi le titrage acido-basique fonctionne

Cette méthode fonctionne parce que la neutralisation suit la stœchiométrie. À l’équivalence, les quantités qui réagissent ne sont pas simplement « proches ». Elles correspondent exactement à l’équation chimique équilibrée.

Cette condition est essentielle. HCl et NaOH réagissent dans un rapport $1{:}1$, mais l’acide sulfurique et l’hydroxyde de sodium réagissent dans un rapport $1{:}2$ :

$$\mathrm{H_2SO_4} + 2\mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{Na_2SO_4} + 2\mathrm{H_2O}$$

Le volume seul ne suffit donc jamais. Il faut aussi connaître le rapport molaire donné par l’équation.

Procédure du titrage acido-basique étape par étape

Un titrage classique en classe ou au laboratoire suit généralement ces étapes :

1. Rincer puis remplir la burette avec la solution étalon.
2. Prélever à la pipette un volume connu de la solution inconnue dans un erlenmeyer.
3. Ajouter quelques gouttes d’un indicateur approprié, ou utiliser une sonde de pH.
4. Ajouter le titrant en agitant, puis goutte à goutte à l’approche du point final.
5. Noter la lecture de la burette lorsque le point final apparaît.
6. Répéter jusqu’à obtenir des titres concordants.

Le point final est le signal visible, par exemple un changement de couleur. Le point d’équivalence est le point stœchiométrique défini par la chimie. Dans les exercices, on les traite souvent comme identiques, mais en pratique au laboratoire ils sont seulement proches l’un de l’autre.

Formule et calcul du titrage acido-basique

L’approche la plus sûre consiste à partir des quantités de matière et de l’équation équilibrée :

$$\frac{n_{\text{acid}}}{a} = \frac{n_{\text{base}}}{b}$$

où $a$ et $b$ sont les coefficients stœchiométriques de l’équation équilibrée.

Comme $n = CV$, cela devient :

$$\frac{C_{\text{acid}}V_{\text{acid}}}{a} = \frac{C_{\text{base}}V_{\text{base}}}{b}$$

C’est la relation générale du titrage acido-basique.

Le raccourci

$$C_aV_a = C_bV_b$$

ne fonctionne que lorsque la réaction est de type $1{:}1$.

Exemple résolu : déterminer une concentration inconnue de HCl

Supposons que $25.0\ \mathrm{mL}$ d’acide chlorhydrique soient titrés par une solution d’hydroxyde de sodium à $0.100\ \mathrm{mol/L}$. Le point final est atteint après l’ajout de $18.4\ \mathrm{mL}$ de NaOH. Déterminez la concentration du HCl.

Écrivons d’abord la réaction :

$$\mathrm{HCl} + \mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{NaCl} + \mathrm{H_2O}$$

Il s’agit d’une réaction $1{:}1$, donc les quantités de matière de HCl et de NaOH sont égales à l’équivalence.

Calculons la quantité de matière de NaOH ajoutée :

$$n(\mathrm{NaOH}) = CV = 0.100 \times 0.0184 = 0.00184\ \mathrm{mol}$$

L’échantillon de HCl contenait donc aussi :

$$n(\mathrm{HCl}) = 0.00184\ \mathrm{mol}$$

On divise maintenant par le volume d’acide en litres :

$$C(\mathrm{HCl}) = \frac{0.00184}{0.0250} = 0.0736\ \mathrm{mol/L}$$

La concentration de l’acide est donc :

$$0.0736\ \mathrm{mol/L}$$

Cet exemple montre la logique de la plupart des exercices de titrage : une concentration connue et un volume mesuré donnent une quantité de matière, puis cette quantité de matière permet de trouver la concentration inconnue.

Comment choisir le bon indicateur

Un indicateur doit changer de couleur dans la partie raide de la courbe de titrage. Si son intervalle de virage est trop éloigné de la variation brusque de pH, il peut signaler le point final trop tôt ou trop tard.

Pour un titrage acide fort–base forte, plusieurs indicateurs courants peuvent convenir, car le saut de pH près de l’équivalence est important. Pour un titrage acide faible–base forte, un indicateur dont l’intervalle de virage se situe du côté basique est généralement plus adapté, car le point d’équivalence est en général supérieur à $7$ en solution aqueuse diluée. Pour un titrage acide fort–base faible, un indicateur qui vire en milieu acide est souvent un meilleur choix.

La règle pratique est simple : il faut adapter l’indicateur à la courbe de titrage, pas seulement au nom des réactifs.

Erreurs fréquentes en titrage acido-basique

Utiliser $C_aV_a = C_bV_b$ automatiquement

Ce raccourci n’est valable que pour une réaction $1{:}1$. Si les coefficients sont différents, il faut d’abord utiliser l’équation équilibrée.

Confondre point final et point d’équivalence

Le point final est ce que l’on observe. Le point d’équivalence est ce que définit la stœchiométrie. Ils doivent être proches, mais ils ne sont pas identiques par définition.

Dépasser le point final

La plus grande partie du volume utile est ajoutée sans risque avant les dernières gouttes. Près du point final, une seule goutte en trop peut faire la différence.

Mélanger les unités de volume

Si vous calculez une quantité de matière avec $n = CV$, utilisez une concentration en $\mathrm{mol/L}$ et un volume en $\mathrm{L}$. Si vous utilisez la forme en rapport des deux côtés, les unités de volume doivent tout de même être cohérentes.

Quand le titrage acido-basique est utilisé

Le titrage acido-basique sert à déterminer des concentrations inconnues, à étalonner des solutions et à vérifier la concentration d’un échantillon. Il transforme aussi l’idée de neutralisation en une méthode de laboratoire mesurable.

Il est surtout utile lorsque la réaction de neutralisation est bien définie et que le point final peut être détecté clairement.

Essayez un exercice similaire

Modifiez l’exemple résolu en prenant un volume de NaOH de $22.0\ \mathrm{mL}$ au lieu de $18.4\ \mathrm{mL}$, puis refaites le calcul. Ensuite, essayez un cas non $1{:}1$ comme $\mathrm{H_2SO_4}$ avec NaOH et observez que la mise en place change avant même les calculs.