Neutralisation et titrage
Ajoute de l’hydroxyde de sodium à 0.100 M à 25.00 mL d’acide chlorhydrique à 0.100 M : le pH bondit de 3.70 à 10.30 entre 24.9 mL et 25.1 mL.
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Lorsqu’un acide rencontre une base, les ions oxonium de l’acide se combinent aux ions hydroxyde de la base pour former de l’eau : H₃O⁺ + OH⁻ → 2H₂O. Les autres ions constituent un sel. L’acide chlorhydrique et l’hydroxyde de sodium donnent du chlorure de sodium et de l’eau : HCl + NaOH → NaCl + H₂O. L’acide sulfurique possède deux protons à céder et nécessite deux unités d’hydroxyde de sodium : H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O. Cette réaction s’appelle une neutralisation.
Les antiacides dans l’estomac
L’estomac contient une solution d’acide chlorhydrique d’environ 0.03 M, qui aide à digérer les aliments ; cette concentration seule donnerait un pH d’environ 1.5. Les brûlures d’estomac surviennent lorsqu’une partie de cet acide remonte dans l’œsophage, dont la paroi n’est pas protégée contre lui. Les antiacides sont des bases qui neutralisent cet excès. Le lait de magnésie est une suspension d’hydroxyde de magnésium : Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O. Chaque unité de Mg(OH)₂ neutralise deux unités de HCl. OpenStax précise que les antiacides au magnésium peuvent avoir un effet laxatif, tandis que l’hydroxyde d’aluminium tend à constiper : certains produits associent donc les deux. Il s’agit d’informations générales, pas de conseils médicaux.
Le titrage : doser un acide inconnu
La neutralisation permet de mesurer une concentration. Lors d’un titrage, on verse peu à peu, à l’aide d’une burette, une solution de concentration connue, la solution titrante, dans un volume mesuré de solution inconnue. On s’arrête lorsque les deux ont réagi exactement dans les proportions de l’équation : c’est l’équivalence. Si 25.00 mL de HCl à 0.100 M contiennent 0.100 × 0.02500 = 0.00250 mol d’acide, il faut exactement 0.00250 mol de NaOH pour le neutraliser, soit 25.00 mL de NaOH à 0.100 M.
Observe le pH dans le laboratoire pendant l’ajout de base. Au début, il monte lentement : après 20.0 mL, il n’est que de 1.95. Puis, près de l’équivalence, il grimpe brutalement. Entre 24.9 mL et 25.1 mL, soit quelques gouttes d’écart, le pH passe de 3.70 à 10.30. Pour un acide fort et une base forte, l’équivalence se situe à pH 7.00, car le chlorure de sodium ne réagit pas avec l’eau. Ensuite, le pH dépend de l’excès d’ions hydroxyde et tend à se stabiliser ; il atteint 12.52 à 50.0 mL.
Acides faibles : bien choisir l’indicateur
Passe à l’acide acétique dans le laboratoire. La courbe part plus haut, à pH 2.87, et monte plus doucement. À mi-chemin de l’équivalence, à 12.50 mL, la moitié de l’acide est devenue de l’acétate et le pH égale le pKa, environ 4.74. À l’équivalence, le récipient contient de l’acétate de sodium. L’acétate étant une base faible, le pH vaut 8.72, pas 7. Le choix de l’indicateur en dépend. La zone de virage de la phénolphtaléine, entre 8.3 et 10, encadre la partie raide des deux courbes. L’hélianthine virerait beaucoup trop tôt pour l’acide acétique, dès les premiers millilitres, et donnerait donc un résultat erroné.
| NaOH ajouté (mL) | pH, HCl à 0.100 M | pH, acide acétique à 0.100 M |
|---|---|---|
| 0.0 | 1.00 | 2.87 |
| 12.5 | 1.48 | 4.74 |
| 24.9 | 3.70 | 7.14 |
| 25.0 | 7.00 | 8.72 |
| 25.1 | 10.30 | 10.30 |
| 50.0 | 12.52 | 12.52 |
- HCl + NaOH → ? + H₂O. Quel est le sel ?
- NaCl
- NaH
- ClOH
- Na₂O
- Combien de moles de HCl contiennent 25.00 mL de HCl à 0.100 M ?
- Quel volume de NaOH à 0.200 M neutralise 25.00 mL de HCl à 0.100 M, en mL ?
- 20.00 mL de HCl nécessitent 16.00 mL de NaOH à 0.100 M. Quelle est la concentration de HCl en M ?
- Quel est le pH à l’équivalence du titrage de HCl par NaOH ?
- Pourquoi l’équivalence de l’acide acétique avec NaOH se situe-t-elle au-dessus de 7 ?
- Les ions acétate sont une base faible
- L’acide acétique est fort
- NaOH est faible
- L’eau bout
- Quel indicateur convient au titrage de l’acide acétique ?
- Phénolphtaléine
- Hélianthine
- Aucun ne convient
- N’importe quel indicateur
- Combien de moles de HCl sont neutralisées par 0.010 mol de Mg(OH)₂ ?
- À la demi-équivalence du titrage d’un acide faible, le pH égale…
- Le pKa de l’acide
- 7
- 14
- pKw
- L’acide gastrique contient environ 0.03 M de HCl. Quel est son pH, à une décimale ?
- Neutralisation : acide + base → sel + eau ; la réaction nette est H₃O⁺ + OH⁻ → 2H₂O.
- Le titrage détermine une concentration inconnue à partir du volume de solution titrante versé à l’équivalence.
- Acide fort et base forte : équivalence à pH 7.00. Acide faible et base forte : au-dessus de 7 (8.72 pour l’acide acétique), donc on choisit la phénolphtaléine.
Sources de ce cours (10)
- OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 4.2 neutralization and antacids (stomach roughly 0.03 M HCl, milk of magnesia Mg(OH)2, Al(OH)3)
- 14.1 Brønsted-Lowry acids and bases (Boyle 1680, Davy 1815, Arrhenius 1884, Brønsted and Lowry 1923, autoionization about two in a billion molecules, Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ at 25 °C, about 5.6 × 10⁻¹³ at 100 °C)
- 14.2 pH and pOH (pH = −log[H3O+], stomach acid 1.2 × 10⁻³ M gives 2.92, vinegar about 4 × 10⁻³ M gives 2.4, blood 7.3, KOH 0.0125 M gives 12.10, neutral pH 6.31 at 80 °C, rainwater 5 to 6, acid rain below 5, pH meter resolution 0.001, Figure 14.2: 1 M HCl 0, gastric juice about 1.5, lime juice about 2, wine about 3.5, coffee about 5, milk of magnesia about 10.5)
- 14.3 relative strengths (six strong acids and six strong bases, Ka, percent ionization, 0.100 M acetic acid 1.3%)
- 14.6 buffers (normal blood pH about 7.4)
- 14.7 titrations (25.00 mL of 0.100 M HCl or acetic acid with 0.100 M NaOH, Table 14.2, equivalence pH 7.00 and 8.72, half-equivalence pH = pKa, Ka acetic acid 1.8 × 10⁻⁵, methyl orange Ka 4.0 × 10⁻⁴ red HIn and yellow In⁻, interval about pKa ± 1, phenolphthalein colourless below pH 8.3)
- LibreTexts Acid-Base Indicators (litmus about 5 to 8, methyl orange 3.1 to 4.4, phenolphthalein 8.3 to 10.0; chem.libretexts.org) and bromothymol blue 6.0 to 7.6 yellow to blue (Prairie South indicator table via LibreTexts Chemistry 30)
- PubChem acetic acid pKa 4.76 at 25 °C, sodium bicarbonate 0.1 M pH 8.3, ammonia 0.1 N pH 11.1, sodium hydroxide (pubchem.ncbi.nlm.nih.gov)
- NOAA Ocean acidification (noaa.gov: surface ocean pH has fallen by 0.1 since the industrial revolution, about a 30 percent increase in acidity)
- IUPAC CIAAW abridged standard atomic weights.
Consulté le: 2026-10-17