Chimie, secondaire 5 à Montréal • Équilibre

Fiche de révision : titrage acide-base et courbes de pH (chimie, secondaire 5)

Un titrage se lit sur une courbe, et cette courbe porte deux points remarquables que l'examen vient chercher à tous les coups : l'équivalence, qui donne la concentration cherchée, et la demi-équivalence, qui donne la constante d'acidité sans le moindre calcul. Cette fiche traite les deux, et la façon d'écrire la concentration trouvée avec son incertitude.

Elle s'adresse aux élèves de chimie de secondaire 5. Le chapitre ferme le programme et il est celui où le laboratoire noté et l'examen écrit se recouvrent le plus. L'hydrolyse des sels et les solutions tampons, qui dépassent le programme du Ministère, y sont gardées comme approfondissement du cégep et nommées comme telles. Une fois la fiche lue, la série d'exercices corrigés du même chapitre met chaque réflexe à l'épreuve.

Mis à jour le 23 octobre 2026

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Le fil du chapitre

Le pH d'équivalence ne vaut $7$ QUE pour un acide fort titré par une base forte. Tout le chapitre tient dans cette exception, et dans un second point remarquable, la demi-équivalence, où le pH livre directement le $pK_{a}$ .

Ce chapitre fait partie de Chimie de cinquième secondaire

Pour s'entraîner Les exercices corrigés de ce chapitre, 10 exercices

Avant ce chapitre

Cette fiche suppose ces notions acquises. Si une méthode ci-dessous reste opaque, c'est presque toujours l'une d'elles qui manque, pas la fiche.

L'équilibre chimique Exercices

Remonter plus loin : la chaîne complète (4 chapitres) ↓

Le chemin de remédiation, du plus ancien au plus proche. Un élève qui reprend ce chapitre de zéro le reprend dans cet ordre.

Notions couvertes

Titrage acido-basique
Point d'équivalence
Demi-équivalence
Courbe de pH
Indicateur coloré
Zone de virage
Neutralisation acido-basique
Détermination expérimentale du Ka
Incertitude absolue et relative
Chiffres significatifs
Constante d'acidité
Couple acide-base conjugué

L'essentiel

Les deux points remarquables d'une courbe

• ÉQUIVALENCE : les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques. Pour un monoacide et une monobase, $n_{acide}=n_{base}$ .
• C'est le point d'INFLEXION du saut de pH, celui où la courbe monte le plus vite, et il se repère au milieu du saut.
• Le pH d'équivalence ne vaut $7$ QUE pour un acide fort titré par une base forte. Sinon le sel formé s'hydrolyse. L'explication par l'hydrolyse est un approfondissement du cégep ; au secondaire, ce pH se LIT sur la courbe.
• DEMI-ÉQUIVALENCE : à la moitié du volume équivalent, la moitié de l'acide faible est convertie, donc $[HA]=[A^{-}]$ : $K_{a}=\frac{[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}$ se réduit à $K_{a}=[H^{+}]$ , soit $pH=pK_{a}$ .
• C'est la façon la plus simple de mesurer un $K_{a}$ : une lecture graphique, aucun calcul.
• INCERTITUDE : la burette se lit DEUX fois, à $\pm 0{,}05$ mL chacune pour des graduations de $0{,}1$ mL, donc $V_{\acute{e}q}=18{,}5\pm 0{,}1$ mL. Pour $C_{a}=\frac{C_{b}V_{b}}{V_{a}}$ , on additionne les incertitudes RELATIVES : avec $C_{b}=0{,}100\pm 0{,}001$ mol/L et $V_{a}=25{,}0\pm 0{,}03$ mL, $1{,}0\ \%+0{,}54\ \%+0{,}12\ \%=1{,}66\ \%$ , et le résultat s'arrête au chiffre où porte l'incertitude : $C_{a}=0{,}074\pm 0{,}001$ mol/L.

Le pH d'équivalence ne vaut

7

que pour l'acide FORT ; avec un acide faible il monte à

8{,}7

, et à la DEMI-équivalence, en

12{,}5

mL, le pH livre directement le

pK_{a}

Marquez les deux points sur la courbe fournie, à la règle, avant d'écrire quoi que ce soit. Le barème crédite la construction autant que le résultat.

L'hydrolyse des sels, et le choix de l'indicateur

• Sel d'un acide FAIBLE et d'une base FORTE : solution BASIQUE. C'est le cas de l'éthanoate de sodium, pH $8{,}9$ à $0{,}1$ mol/L.
• Sel d'un acide FORT et d'une base FAIBLE : solution ACIDE. C'est le cas du chlorure d'ammonium, pH $5{,}1$ .
• Sel de deux espèces FORTES : solution NEUTRE, pH $7$ . C'est le cas du chlorure de sodium.
• L'indicateur se choisit sur sa ZONE DE VIRAGE, qui doit contenir le pH d'équivalence, jamais sur sa couleur.
• Repères : hélianthine vire entre $3{,}1$ et $4{,}4$ ; bleu de bromothymol entre $6{,}0$ et $7{,}6$ ; phénolphtaléine entre $8{,}2$ et $10{,}0$ .

Le sel d'un acide FAIBLE et d'une base forte donne une solution BASIQUE : c'est l'hydrolyse, et c'est elle qui explique qu'un titrage d'acide faible ait son équivalence au-dessus de

7

Titrage d'un acide faible par une base forte : l'équivalence est basique, donc c'est la phénolphtaléine. Le bleu de bromothymol virerait trop tôt et donnerait un volume sous-estimé. Au-delà du programme de secondaire 5 : l'hydrolyse des sels n'est pas au programme du Ministère, qui s'arrête au sel formé par la neutralisation ; elle est étudiée au cégep, en chimie des solutions (202-SN2-RE). Le choix de l'indicateur par sa zone de virage, lui, est au programme.

Les solutions tampons

• Un tampon est un mélange d'un acide FAIBLE et de sa base conjuguée, en quantités comparables.
• $pH=pK_{a}+\log\frac{[A^{-}]}{[HA]}$ : le pH ne dépend que du RAPPORT des deux formes, pas de leurs valeurs absolues.
• Conséquence : DILUER un tampon ne change pas son pH, puisque le rapport reste identique.
• Le tampon est le plus efficace quand le rapport vaut $1$ , c'est-à-dire quand $pH=pK_{a}$ . On choisit donc un couple dont le $pK_{a}$ est proche du pH visé.
• Sa CAPACITÉ n'est pas infinie : dès qu'une des deux formes est épuisée, le pH s'effondre.

Le même acide fort ajouté à 100 mL : l'eau pure plonge de pH 7 à 1,30, le tampon ne descend que de 4,75 à 4,27, parce qu'il convertit sa base conjuguée en acide.

La zone d'efficacité d'un tampon s'étend environ d'une unité de pH de part et d'autre du $pK_{a}$ , c'est-à-dire pour un rapport compris entre $0{,}1$ et $10$ . Au-delà du programme de secondaire 5 : les solutions tampons et leur capacité ne sont pas au programme du Ministère ; elles sont étudiées au cégep, en chimie des solutions (202-SN2-RE). Ce bloc sert d'approfondissement.

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Annoncer un pH d'équivalence de 7 pour un acide faible

toute la question, 4 points, et le choix d'indicateur avec

Ce qu'il ne faut pas écrire

« À l'équivalence les quantités sont égales, donc la solution est neutre et le pH vaut $7$ . »

Ce qu'il faut écrire

« À l'équivalence, il ne reste que l'ÉTHANOATE de sodium, sel d'un acide faible : il s'hydrolyse et rend la solution BASIQUE, pH $8{,}7$ . »

Pourquoi : L'équivalence est une égalité de QUANTITÉS, pas une neutralité. Ce qui reste en solution à ce moment est un sel, et c'est lui qui fixe le pH. Le calcul de ce pH par l'hydrolyse du sel est un approfondissement du cégep ; au secondaire, on le lit sur la courbe.

2. Choisir un indicateur sur sa couleur plutôt que sur sa zone de virage

toute la question, 3 points, et un volume équivalent faux

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Je prends le bleu de bromothymol parce que le changement bleu-jaune se voit bien. »

Ce qu'il faut écrire

« L'équivalence est à pH $8{,}7$ , donc il faut un indicateur dont la ZONE DE VIRAGE contient $8{,}7$ : la phénolphtaléine, qui vire entre $8{,}2$ et $10{,}0$ . »

La zone du bleu de bromothymol (rouge) est traversée AVANT l'équivalence, à pH

8{,}7

; celle de la phénolphtaléine (vert) contient ce pH : elle vire au bon volume.

Pourquoi : Un indicateur qui vire à pH $7$ sur une courbe dont l'équivalence est à $8{,}7$ change de couleur AVANT l'équivalence : le volume lu est trop petit et la concentration calculée est sous-estimée.

3. Croire qu'un tampon résiste indéfiniment

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« C'est un tampon, donc son pH ne changera pas quoi qu'on ajoute. »

Ce qu'il faut écrire

« Le tampon contient $0{,}10$ mol de chaque forme : il absorbe l'acide ajouté tant qu'il reste de la base conjuguée. Au-delà de $0{,}10$ mol ajoutée, la base est épuisée et le pH s'effondre. »

Un tampon absorbe l'acide ajouté sans presque bouger, jusqu'au moment où l'une des deux formes du couple est épuisée : passé

0{,}10

mol, le pH s'effondre d'un coup.

Pourquoi : Le tampon ne fait que convertir une forme du couple en l'autre. Quand le stock d'une des deux est vidé, plus rien n'absorbe l'ajout, et la solution se comporte comme un acide fort ordinaire. Solution tampon : approfondissement du cégep, hors du programme de secondaire 5.

4. Croire que diluer un tampon change son pH

3 points de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Je dilue le tampon deux fois, donc son pH monte d'une unité. »

Ce qu'il faut écrire

« Le pH ne dépend que du RAPPORT $\frac{[A^{-}]}{[HA]}$ , et la dilution divise les deux par le même facteur : le rapport ne bouge pas, le pH non plus. »

Diluer deux fois divise

[HA]

[A^{-}]

par deux : leur rapport reste

0{,}56

et le pH reste

4{,}50

, il ne monte pas d'une unité.

Pourquoi : C'est ce qui distingue un tampon d'un acide fort, dont le pH monte bien d'une unité à chaque dilution par dix. Ce que la dilution réduit, c'est la CAPACITÉ du tampon, pas son pH. Solution tampon : approfondissement du cégep, hors du programme de secondaire 5.

5. Confondre la demi-équivalence et l'équivalence

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le pH à l'équivalence vaut $8{,}7$ , donc le $pK_{a}$ vaut $8{,}7$ . »

Ce qu'il faut écrire

« Le $pK_{a}$ se lit à la DEMI-équivalence, c'est-à-dire à la moitié du volume équivalent : ici $12{,}5$ mL, où le pH vaut $4{,}75$ . »

pK_{a}

se lit à la DEMI-équivalence (vert,

12{,}5

mL) ; le pH d'équivalence (rouge,

8{,}7

) est celui du sel formé, il n'y a plus d'acide.

Pourquoi : À la demi-équivalence, la moitié de l'acide a été convertie, donc $[HA]=[A^{-}]$ , le logarithme s'annule et le pH tombe exactement sur le $pK_{a}$ . À l'équivalence, il n'y a plus d'acide du tout.

6. Utiliser des concentrations là où il faut des quantités de matière

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $C_{acide}=C_{base}$ à l'équivalence, donc les deux solutions ont la même concentration. »

Ce qu'il faut écrire

« Ce sont les QUANTITÉS qui sont égales : $C_{a}V_{a}=C_{b}V_{b}$ . Avec $V_{a}=25{,}0$ mL et $V_{b}=18{,}5$ mL, les concentrations diffèrent forcément. »

Pourquoi : L'égalité à l'équivalence porte sur les moles, pas sur les concentrations. C'est justement parce que les volumes diffèrent que le titrage permet de mesurer une concentration inconnue.

7. Croire qu'un sel donne toujours une solution neutre

3 points de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« C'est un sel, donc sa solution est neutre : pH $7$ . »

Ce qu'il faut écrire

« Cela dépend du couple dont il vient. Le chlorure de sodium donne bien pH $7$ , mais l'éthanoate de sodium monte à $8{,}9$ et le chlorure d'ammonium descend à $5{,}1$ . »

Pourquoi : L'ion issu d'un acide FAIBLE est une base non négligeable : il reprend des protons à l'eau et libère des ions hydroxyde. Seuls les ions issus d'espèces fortes sont vraiment inertes. Hydrolyse des sels : approfondissement du cégep, hors du programme de secondaire 5.

8. Lire l'équivalence au début du saut de pH

toute la question, 4 points, et une concentration sous-estimée

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le pH commence à grimper vers $17$ mL, donc l'équivalence est à $17$ mL. »

Ce qu'il faut écrire

« L'équivalence est au MILIEU du saut, au point d'inflexion : ici $18{,}5$ mL. Le début du saut n'a aucune signification chimique. »

À 17 mL le pH vient à peine de bouger (rouge) : l'équivalence est au MILIEU du saut, au point d'inflexion, en

18{,}5

mL (vert).

Pourquoi : Le saut est vertical mais pas infiniment : il occupe un intervalle de volume. Le seul point défini est celui où la pente est maximale, et c'est lui qui correspond à l'égalité des quantités.

Quelle méthode choisir

Quel est le pH à l'équivalence

Regardez la FORCE de l'acide titré et celle de la base titrante. C'est le sel formé qui décide.

Même volume équivalent, trois pH d'équivalence : 7 pour fort contre fort, au-dessus de 7 pour un acide faible, au-dessous pour une base faible titrée par un acide fort.

Si acide FORT titré par une base FORTE → pH $=7$ , et l'indicateur peut être le bleu de bromothymol

Exemple : acide chlorhydrique par la soude : le sel formé est le chlorure de sodium, inerte
Si acide FAIBLE titré par une base FORTE → pH BASIQUE, entre $8$ et $10$ selon le $pK_{a}$ , indicateur phénolphtaléine

Exemple : acide éthanoïque par la soude : équivalence à pH $8{,}7$

c'est le cas le plus fréquent à l'examen, et celui où l'erreur du pH $7$ coûte le plus cher
Si base FAIBLE titrée par un acide FORT → pH ACIDE, entre $4$ et $6$ , indicateur hélianthine

Exemple : ammoniaque par l'acide chlorhydrique : équivalence vers pH $5$
Si on ne connaît pas la force de l'espèce titrée → lire le pH d'équivalence SUR la courbe et en déduire la nature du sel

Exemple : une équivalence au-dessus de $7$ prouve que l'espèce titrée était un acide faible

L'indicateur se choisit APRÈS avoir établi le pH d'équivalence, jamais avant, et sa zone de virage doit contenir ce pH. Prévoir ce pH par le sel formé est un approfondissement du cégep ; au secondaire, la branche 4, lire le pH sur la courbe, suffit.

Que lire, et où, sur une courbe de titrage

Identifiez ce que la question demande, puis le point de la courbe qui le porte.

Si on demande la CONCENTRATION de la solution titrée → lire $V_{\acute{e}q}$ au milieu du saut, puis $C_{a}V_{a}=C_{b}V_{b}$

Exemple : $18{,}5$ mL de base à $0{,}100$ mol/L pour $25{,}0$ mL d'acide donnent $0{,}0740$ mol/L
Si on demande le $pK_{a}$ ou le $K_{a}$ de l'acide → lire le pH à la DEMI-équivalence, en $\frac{V_{\acute{e}q}}{2}$

Exemple : pH $4{,}20$ en $9{,}25$ mL donne $pK_{a}=4{,}20$ et $K_{a}=6{,}3\times 10^{-5}$

aucun calcul n'est nécessaire, c'est une lecture directe
Si on demande si l'acide est FORT ou FAIBLE → regarder le pH de DÉPART et celui de l'équivalence

Exemple : un départ vers pH $3$ au lieu de $1$ , et une équivalence au-dessus de $7$ , désignent un acide faible
Si on demande quel INDICATEUR utiliser → trouver d'abord le pH d'équivalence, puis choisir un indicateur dont la zone de virage le contient

Exemple : équivalence à $8{,}7$ : phénolphtaléine, qui vire de $8{,}2$ à $10{,}0$
Si on demande où le mélange est TAMPON → la zone plate autour de la demi-équivalence, à une unité de pH près du $pK_{a}$

approfondissement du cégep, hors du programme de secondaire 5

Les quatre premières branches se lisent toutes sur la même courbe, souvent dans la même question. Marquez d'abord $V_{\acute{e}q}$ et $\frac{V_{\acute{e}q}}{2}$ , puis répondez dans l'ordre.

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

Exploiter un titrage pour doser une solution

Quand l'utiliser : L'énoncé donne une courbe de titrage ou un volume équivalent et demande une concentration.

1 Écrire l'équation de la réaction de titrage, équilibrée.
2 Repérer $V_{\acute{e}q}$ au MILIEU du saut de pH, et le dire : « le point d'inflexion est à $18{,}5$ mL ».
3 Écrire la relation d'équivalence en QUANTITÉS : $n_{acide}=n_{base}$ , donc $C_{a}V_{a}=C_{b}V_{b}$ pour un monoacide et une monobase.
4 Isoler la concentration cherchée, puis substituer avec les volumes en litres.
5 Conclure avec l'incertitude, et le bon nombre de chiffres significatifs : le dernier chiffre est celui où porte l'incertitude.
6 Si la question le demande, lire le $pK_{a}$ à la demi-équivalence et nommer l'acide.

Phrase de conclusion

« Le volume équivalent est de $18{,}5$ mL, donc la solution acide titrée avait une concentration de $0{,}0740$ mol/L. »

Le piège : Écrire $C_{a}=C_{b}$ au lieu de $C_{a}V_{a}=C_{b}V_{b}$ . L'égalité de l'équivalence porte sur les moles, jamais sur les concentrations.

Barème : 1 point pour l'équation, 1 point pour $V_{\acute{e}q}$ repéré au milieu du saut, 2 points pour la relation en quantités, 1 point pour le calcul, 1 point pour les chiffres significatifs.

Préparer une solution tampon à un pH visé

Quand l'utiliser : L'énoncé demande de fabriquer un tampon à un pH donné, avec une concentration totale imposée. Au-delà du programme de secondaire 5 : c'est une rédaction du cégep (202-SN2-RE), gardée ici en approfondissement.

1 Choisir le couple dont le $pK_{a}$ est le plus PROCHE du pH visé, et le justifier en une ligne.
2 Écrire l'équation d'Henderson-Hasselbalch et isoler le rapport : $\frac{[A^{-}]}{[HA]}=10^{pH-pK_{a}}$ .
3 Calculer ce rapport numériquement.
4 Combiner avec la concentration totale imposée pour obtenir les deux concentrations séparément.
5 Convertir en masses par $m=nM$ , si l'énoncé demande une pesée.
6 VÉRIFIER en réinjectant les deux concentrations dans l'équation de départ.

Phrase de conclusion

« Il faut peser $7{,}69$ g d'acide éthanoïque et $5{,}91$ g d'éthanoate de sodium, puis compléter à $1{,}00$ L : le pH obtenu est bien de $4{,}50$ . »

Le piège : Choisir un couple dont le $pK_{a}$ est loin du pH visé. Le calcul reste faisable mais le rapport devient extrême, et le tampon n'a alors presque aucune capacité.

Barème : 1 point pour le couple choisi et justifié, 1 point pour la relation isolée, 1 point pour le rapport, 2 points pour les deux concentrations, 1 point pour la vérification.

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

Le pH d'équivalence est-il du bon côté de 7

Acide faible titré par une base forte : au-dessus de $7$ . Base faible titrée par un acide fort : en dessous. Fort contre fort : exactement $7$ .

Une équivalence annoncée à pH $6{,}5$ pour le titrage d'un acide faible par la soude est impossible.
La demi-équivalence est-elle bien à la moitié

Vérifiez que le volume où vous lisez le $pK_{a}$ vaut exactement la moitié du volume équivalent, et que le pH y est nettement inférieur au pH d'équivalence.

Un $pK_{a}$ lu à $18{,}5$ mL alors que $V_{\acute{e}q}=18{,}5$ mL signale une confusion entre les deux points.
La zone de virage contient-elle le pH d'équivalence

Comparez l'intervalle de l'indicateur choisi au pH d'équivalence trouvé. Le pH doit tomber DANS l'intervalle, pas à côté.

Le bleu de bromothymol, de $6{,}0$ à $7{,}6$ , ne convient pas pour une équivalence à $8{,}7$ : il virerait avant.
Le rapport du tampon est-il raisonnable

Un tampon efficace a un rapport compris entre $0{,}1$ et $10$ . Un rapport de $500$ signale un couple mal choisi. Contrôle d'approfondissement, pour le cégep.

Viser pH $4{,}50$ avec un couple de $pK_{a}$ $9{,}25$ donnerait un rapport de $1{,}8\times 10^{-5}$ : le mélange n'aurait aucun pouvoir tampon.
Les concentrations du tampon totalisent-elles la valeur imposée

Additionnez $[HA]$ et $[A^{-}]$ : la somme doit redonner exactement la concentration totale demandée par l'énoncé.

$0{,}128+0{,}072=0{,}200$ mol/L : conforme. Une somme différente signale une erreur dans la répartition.

L'exercice type décortiqué

Préparer un tampon à pH 4,50

On veut préparer $1{,}00$ L de solution tampon de pH $4{,}50$ , avec une concentration totale en couple acide-base de $0{,}200$ mol/L.

On dispose d'acide éthanoïque, de $pK_{a}=4{,}75$ et de masse molaire $60{,}05$ g/mol, et d'éthanoate de sodium, de masse molaire $82{,}03$ g/mol.

Calculez les deux concentrations à préparer, puis les masses à peser, et vérifiez le pH obtenu.

Au-delà du programme de secondaire 5 : préparer une solution tampon est une tâche du cégep (202-SN2-RE). Cet exemple sert d'approfondissement ; au secondaire, on s'en tient à l'expression de $K_{a}$ et à sa mesure à la demi-équivalence.

La situation : un litre, les deux formes d'un même couple, un pH visé à

0{,}25

unité sous le

pK_{a}

et une concentration totale imposée ; les deux masses sont l'inconnue.

Étape 1

Le $pK_{a}$ du couple vaut $4{,}75$ et le pH visé $4{,}50$ : l'écart n'est que de $0{,}25$ unité, le couple convient donc parfaitement.

Pourquoi

Cette justification vaut un point et n'est pas décorative : un couple dont le $pK_{a}$ s'écarterait de plus d'une unité donnerait un rapport extrême et un tampon sans capacité réelle.

Étape 2

Henderson-Hasselbalch : $pH=pK_{a}+\log\frac{[A^{-}]}{[HA]}$ , donc $\log\frac{[A^{-}]}{[HA]}=4{,}50-4{,}75=-0{,}25$ .

Pourquoi

On isole le logarithme avant de passer à l'exponentielle. Le signe négatif annonce déjà la réponse : il y aura MOINS de base conjuguée que d'acide, puisque le pH visé est sous le $pK_{a}$ .

Étape 3

$\frac{[A^{-}]}{[HA]}=10^{-0{,}25}=0{,}562$ .

Pourquoi

Contrôle immédiat : le rapport est inférieur à $1$ , cohérent avec un pH sous le $pK_{a}$ . Un rapport supérieur à $1$ ici signalerait un signe inversé dans la soustraction.

Étape 4

Concentration totale : $[HA]+[A^{-}]=0{,}200$ mol/L, et $[A^{-}]=0{,}562\,[HA]$ . Donc $[HA](1+0{,}562)=0{,}200$ .

Pourquoi

Deux équations, deux inconnues. La substitution du rapport dans la somme est le seul passage calculatoire du problème, et il tient en une ligne.

Étape 5

$[HA]=\frac{0{,}200}{1{,}562}=0{,}128$ mol/L et $[A^{-}]=0{,}200-0{,}128=0{,}072$ mol/L.

Pourquoi

On obtient la seconde concentration par différence plutôt que par une nouvelle multiplication : c'est plus rapide et cela garantit que la somme fait exactement $0{,}200$ .

Étape 6

Masses pour $1{,}00$ L : acide éthanoïque $m=0{,}128\times 60{,}05=7{,}69$ g ; éthanoate de sodium $m=0{,}072\times 82{,}03=5{,}91$ g.

Pourquoi

Le volume vaut $1{,}00$ L, donc les quantités en moles égalent numériquement les concentrations. Sur un autre volume, il faudrait multiplier chaque concentration par ce volume avant la masse molaire.

Étape 7

Vérification : $pH=4{,}75+\log\frac{0{,}072}{0{,}128}=4{,}75+\log 0{,}562=4{,}75-0{,}25=4{,}50$ .

Pourquoi

On réinjecte les deux valeurs trouvées dans l'équation de départ. C'est le seul contrôle possible sur ce problème, et il détecte aussi bien une erreur de rapport qu'une erreur de répartition.

Étape 8

Contrôle de capacité : ce tampon absorbe jusqu'à $0{,}072$ mol d'acide fort avant que la base conjuguée ne soit épuisée.

Pourquoi

C'est la limite du tampon, celle qu'un énoncé complémentaire demande souvent. Elle est fixée par la forme la moins abondante des deux, ici la base conjuguée.

Conclusion rédigée

« Il faut peser $7{,}69$ g d'acide éthanoïque et $5{,}91$ g d'éthanoate de sodium, puis compléter à $1{,}00$ L : le pH obtenu vaut bien $4{,}50$ , et le tampon encaisse jusqu'à $0{,}072$ mol d'acide fort. »

L'erreur classique sur cet exercice : L'erreur classique sur ce problème est d'inverser le rapport et de trouver $1{,}78$ au lieu de $0{,}562$ , ce qui donne un tampon à pH $5{,}00$ . Le signe de la soustraction $pH-pK_{a}$ est le seul garde-fou : négatif, il annonce moins de base que d'acide.

À savoir par cœur

• ÉQUIVALENCE : $n_{acide}=n_{base}$ , donc $C_{a}V_{a}=C_{b}V_{b}$ . Elle se lit au MILIEU du saut de pH.
• Le pH d'équivalence ne vaut $7$ QUE pour un acide fort titré par une base forte.
• INCERTITUDE : moitié de la plus petite graduation par lecture ; somme ou différence, on additionne les incertitudes absolues ; produit ou quotient, les incertitudes relatives.
• Acide faible et base forte : équivalence BASIQUE. Base faible et acide fort : équivalence ACIDE.
• DEMI-ÉQUIVALENCE : à $\frac{V_{\acute{e}q}}{2}$ , on a $[HA]=[A^{-}]$ et $pH=pK_{a}$ , sans aucun calcul.
• L'indicateur se choisit sur sa ZONE DE VIRAGE, qui doit contenir le pH d'équivalence.
• Repères : hélianthine $3{,}1$ à $4{,}4$ ; bromothymol $6{,}0$ à $7{,}6$ ; phénolphtaléine $8{,}2$ à $10{,}0$ .
• Tampon, approfondissement du cégep : $pH=pK_{a}+\log\frac{[A^{-}]}{[HA]}$ . Le pH ne dépend que du RAPPORT, donc diluer ne le change pas.
• Au cégep, la capacité d'un tampon est limitée par la forme la MOINS abondante du couple.

Questions fréquentes

Pourquoi le pH à l'équivalence ne vaut-il pas toujours 7 ?

Parce que l'équivalence signifie que les quantités de matière sont égales, pas que la solution est neutre. À ce moment, il ne reste plus que le sel formé. Si cet ion vient d'un acide faible, il reprend des protons à l'eau et rend la solution basique. Le pH sept n'apparaît que lorsque l'acide et la base étaient tous deux forts. Ce raisonnement, l'hydrolyse des sels, est étudié au cégep ; au secondaire, on lit le pH d'équivalence sur la courbe.

Comment trouver le pKa d'un acide sur une courbe de titrage ?

Repérez d'abord le volume équivalent, au milieu du saut de pH, puis prenez-en la moitié. À ce volume de demi-équivalence, exactement la moitié de l'acide a été transformée en sa base conjuguée, les deux formes sont donc en quantités égales et le pH lu vaut directement le pKa. Aucun calcul n'est nécessaire.

Comment choisir l'indicateur coloré d'un titrage ?

Déterminez d'abord le pH d'équivalence, puis choisissez un indicateur dont la zone de virage contient cette valeur. Pour un acide faible titré par une base forte, l'équivalence est basique et il faut la phénolphtaléine. Un indicateur qui vire trop tôt fait lire un volume trop petit et sous-estime la concentration cherchée.

Est-ce que diluer une solution tampon change son pH ?

Non. Le pH d'un tampon dépend uniquement du rapport entre la base conjuguée et l'acide, et une dilution divise les deux par le même facteur. Le rapport reste donc identique et le pH ne bouge pas. Ce que la dilution réduit, c'est la capacité du tampon, c'est-à-dire la quantité d'acide ou de base qu'il pourra encore encaisser. Les solutions tampons ne sont pas au programme de chimie de secondaire 5 au Québec : elles sont étudiées au cégep, en chimie des solutions.

Jusqu'où une solution tampon peut-elle résister ?

Jusqu'à ce que l'une des deux formes du couple soit épuisée. Le tampon ne fait que convertir une forme en l'autre : tant qu'il reste de la base conjuguée, elle absorbe l'acide ajouté. Dès que ce stock est vidé, plus rien n'amortit et le pH s'effondre brutalement. La capacité est donc fixée par la forme la moins abondante. Les solutions tampons ne sont pas au programme de chimie de secondaire 5 au Québec : elles sont étudiées au cégep, en chimie des solutions.

Pourquoi une solution de sel n'est-elle pas toujours neutre ?

Parce que ses ions ne sont pas toujours inertes. L'ion issu d'un acide faible est lui-même une base : il reprend des protons à l'eau et libère des ions hydroxyde, ce qui rend la solution basique. Symétriquement, l'ion issu d'une base faible acidifie la solution. Seuls les sels formés de deux espèces fortes donnent un pH de sept. Ce raisonnement, l'hydrolyse des sels, est étudié au cégep ; au secondaire, on lit le pH d'équivalence sur la courbe.

Passer à la pratique

Exercices corrigés : Titrage acide-base et courbes de pH

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

10 exercices corrigés
100 points
150 minutes

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© Ahmed Squalli Houssaini. Fiche publiée sur www.letuteurscientifique.ca/fiches/chim5-titrage-tampons. Libre pour l'usage personnel et en classe ; sa republication ailleurs demande une autorisation écrite (mentions légales).

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