Chapitre 7 Flashcards
Méthodes titrométriques
▪ Mesure de la quantité de réactif de concentration connue nécessaire pour faire réagir
complètement un analyte
Types de titrages
▪ Titrage volumétriques
▪ Volume de solution de réactif nécessaire pour faire réagir un analyte
▪ Titrage gravimétrique
▪ Masse de solution de réactif nécessaire pour faire réagir un analyte
▪ Titrage coulombique
▪ Quantité d’électrons nécessaires pour faire réagir complètement un analyte
▪ Mesure du temps nécessaire pour compléter la réaction avec un courant direct constant
Point de virage
▪ La quantité de titrant nécessaire pour obtenir une réaction complète est nommé le
point d’équivalence
▪ Cette quantité est théorique, il est impossible de la déterminer expérimentalement
▪ Le but du titrage est de l’estimer le plus précisément possible
▪ Durant un titrage, un changement physique indique que la réaction est complète
▪ La quantité de titrant nécessaire pour obtenir ce changement physique est nommé
point de virage
▪ La concentration calculée à partir du point de virage est le titre de cette solution
▪ La différence entre le point d’équivalence et le point de virage est l’erreur de titrage
▪ Il est nécessaire de faire les ajouts de réactifs le plus lentement possible pour minimiser celle-ci
Titrage en retour (back-titration)
▪ Il est parfois impossible de déterminer directement la quantité de réactif nécessaire
pour faire réagir complètement l’analyte
▪ Le réactif est ajouté en excès et c’est l’excès qui est titré
Titrage volumétrique
▪ Le volume de titrant ajouté est mesuré avec une burette
Indicateurs de pH
▪ Plusieurs composés, lorsqu’ils réagissent dans une réaction acide-base, vont changer de
couleur
▪ Ils sont des acides/bases faibles
▪ La forme acide et la forme base conjuguée sont de couleurs différentes
▪ Dues aux limitations de l’œil humain, les différences mineures de couleurs sont difficile à
discerner
▪ Les changements importants dans la concentration d’un des deux composants sera visible
▪ Les plus gros changements sont proche du pKa
▪ Les variations les plus visibles seront à environ pH = pKa ± 1
Indicateurs de pH
Limitations
▪ Limitations
▪ Les intervalles de pH des indicateurs peuvent être affectées par différents facteurs
▪ Température
▪ Force ionique
▪ Présence de solvants organiques
▪ Présence de colloïdes (particules fines en suspension)
▪ Note:
▪ Bien que les indicateurs sont des acides/baes faibles, leur quantité sera toujours très petite
▪ La concentration de [H3O+] ne sera pas affectée par la réaction de l’indicateur avec l’eau
▪ On peut considérer que [H3O+] est constant par rapport à l’indicateur
Titrages d’acides forts
▪ Les acides forts produisent des ions H3O+ quantitativement
▪ La quantité d’ions H3O+ produit par l’autoionization de l’eau est négligeable si CHA est > 10-6 M
▪ L’erreur sur [H3O+] est d’environ 1% à 10-6 M
���+ = ��� + ��− ≈ ���
▪ La neutralisation de H3O+ avec une base forte se produira irréversiblement
▪ En négligeant la contribution de l’autoionization de l’eau
▪ Il est possible de determiner le pH attendu durant le titrage
Effet de la concentration, titrage acide fort
▪ L’acide fort titré doit être concentré pour avoir une difference de pH marquée lors du
point de virage
▪ Peut rendre la detection du point de virage difficile
▪ À 0.05 M, les trois indicateurs
indiqués sont appropriés
▪ À plus basse concentration, seul
le bleu de bromothymol est
adéquat
Réaction acide faible avec une base forte
▪ Un acide faible réagit complètement avec une base forte car la constante d’équilibre est
très grande
▪ Neutralisation d’un acide faible
HA + HO− ⇌ A− + H2O
▪ Neutralisation d’une base faible
B + H3O+ ⇌ BH+ + H2O
▪ Puisque les constantes d’acidité/basicité sont très faibles, leurs inverses sont très grands
Effet du Ka
▪ Si l’acide est faible, la réaction de neutralisation sera incomplète.
▪ Plus il est faible, plus la réaction sera incomplète
▪ Le pH de la zone tampon sera plus haut
▪ Le point de virage sera à un pH plus haut
