Alors, tu as un contrôle sur le titrage colorimétrique mais tu n'as jamais mis les pieds en cours sur ce chapitre ? Pas de panique. On va repartir de ce que tu sais déjà sur les solutions (concentration massique et molaire) et construire la notion brique par brique. L'objectif : que tu sois capable de comprendre ce qu'est un titrage et de faire un calcul simple pour le contrôle, même sans avoir suivi le cours.

Prérequis indispensables : concentrations massique et molaire

Avant de parler titrage, on doit maîtriser deux outils : la concentration massique et la concentration molaire.

Concentration massique $C_m$ : c'est la masse de soluté dissoute par litre de solution. Formule : $C_m = \frac{m}{V}$ avec $m$ en g, $V$ en L, $C_m$ en g/L.

Concentration molaire $C$ : c'est la quantité de matière (en moles) dissoute par litre de solution. Formule : $C = \frac{n}{V}$ avec $n$ en mol, $V$ en L, $C$ en mol/L. Et on relie les deux par $n = \frac{m}{M}$ où $M$ est la masse molaire en g/mol.

Exemple : si je dissous 5,85 g de NaCl ($M = 58{,}5$ g/mol) dans 500 mL d'eau, alors $n = \frac{5{,}85}{58{,}5} = 0{,}10$ mol, $V = 0{,}500$ L, donc $C = \frac{0{,}10}{0{,}500} = 0{,}20$ mol/L.

L'idée du titrage colorimétrique

Un titrage permet de trouver la concentration inconnue $C_A$ d'une espèce A (l'espèce titrée) en la faisant réagir avec une solution B de concentration $C_B$ connue (le réactif titrant), qu'on verse goutte à goutte avec une burette.

La réaction doit être rapide, totale et spécifique. Le point d'équivalence est le moment magique où les réactifs ont été introduits exactement en proportions stœchiométriques : plus aucune espèce A ni B n'est en excès.

Dans un titrage colorimétrique, ce point est repéré par un changement de couleur brusque et persistant (au moins 30 secondes).

À l'équivalence, la relation clé est : $\dfrac{n_A}{a} = \dfrac{n_B}{b}$ où $a$ et $b$ sont les coefficients stœchiométriques de A et B dans l'équation-bilan. Comme $n = C \cdot V$, on obtient : $\dfrac{C_A \cdot V_A}{a} = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{b}$ avec $V_A$ volume de solution A prélevé (dans le bécher) et $V_{BE}$ volume de B versé à l'équivalence (lu sur la burette).

À toi de jouer

1. On titre $V_A = 20{,}0$ mL d'une solution d'acide chlorhydrique HCl par une solution de soude NaOH de concentration $C_B = 0{,}10$ mol/L. L'équation est : $\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$.
1. Complète : les coefficients stœchiométriques sont $a = \underline{\hspace{1.1em}}$ pour HCl et $b = \underline{\hspace{1.1em}}$ pour NaOH.
2. La relation à l'équivalence est donc $\dfrac{C_A \cdot V_A}{\underline{\hspace{1.1em}}} = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{\underline{\hspace{1.1em}}}$, ce qui donne $C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_{BE}$.
3. On lit $V_{BE} = 12{,}0$ mL. Calcule $C_A$ en complétant : $C_A = \dfrac{\underline{\hspace{1.1em}} \cdot \underline{\hspace{1.1em}}}{\underline{\hspace{1.1em}}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ mol/L.
Corrigé
1. $a = 1$, $b = 1$ (car 1 HCl réagit avec 1 NaOH).
2. $\dfrac{C_A \cdot V_A}{1} = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{1}$, donc $C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_{BE}$.
3. $C_A = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A} = \dfrac{0{,}10 \times 12{,}0}{20{,}0} = \dfrac{1{,}2}{20{,}0} = 0{,}060$ mol/L.
2. On titre $V_A = 10{,}0$ mL d'une solution d'acide sulfurique $\text{H}_2\text{SO}_4$ par NaOH ($C_B = 0{,}20$ mol/L). Équation : $\text{H}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O}$.
1. Complète les coefficients : $a = \underline{\hspace{1.1em}}$ pour $\text{H}_2\text{SO}_4$, $b = \underline{\hspace{1.1em}}$ pour NaOH.
2. La relation à l'équivalence est $\dfrac{C_A \cdot V_A}{\underline{\hspace{1.1em}}} = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{\underline{\hspace{1.1em}}}$.
3. On lit $V_{BE} = 18{,}0$ mL. Exprime $C_A$ en complétant : $C_A = \dfrac{\underline{\hspace{1.1em}}}{\underline{\hspace{1.1em}}} \cdot \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A} = \dfrac{0{,}20 \times 18{,}0}{\underline{\hspace{1.1em}} \times 10{,}0} = \underline{\hspace{1.1em}}$ mol/L.
Corrigé
1. $a = 1$, $b = 2$ (1 $\text{H}_2\text{SO}_4$ réagit avec 2 NaOH).
2. $\dfrac{C_A \cdot V_A}{1} = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{2}$.
3. $C_A = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A} = \dfrac{0{,}20 \times 18{,}0}{2 \times 10{,}0} = \dfrac{3{,}6}{20{,}0} = 0{,}18$ mol/L.

Ah oui, le titrage... cette histoire de gouttes et de couleur qui change. Tu te souviens maintenant : on verse un réactif pour trouver la concentration d'un autre. On va remettre tout ça au propre avec la méthode pas-à-pas et deux exemples d'application directe pour que ça devienne un réflexe.

Méthode pas-à-pas : résoudre un problème de titrage

Étape 1 : Écrire l'équation-bilan de la réaction de titrage et relever les coefficients stœchiométriques $a$ (pour l'espèce titrée A) et $b$ (pour le réactif titrant B).

Étape 2 : Repérer le volume $V_{BE}$ versé à l'équivalence : c'est le volume pour lequel on observe un changement de couleur brusque et persistant (au moins 30 secondes).

Étape 3 : Appliquer la relation à l'équivalence : $\dfrac{C_A \cdot V_A}{a} = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{b}$.
Attention : $V_A$ est le volume de solution A prélevé dans le bécher (fixe, connu), $V_{BE}$ est le volume de solution B versé à la burette (mesuré).

Étape 4 : Isoler et calculer $C_A$ : $C_A = \dfrac{a}{b} \cdot \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A}$.

Étape 5 : Si demandé, en déduire la quantité de matière $n_A = C_A \cdot V_A$ ou la masse $m_A = n_A \cdot M_A$.

Indicateurs colorimétriques et auto-indicateur

Un indicateur colorimétrique acido-basique est une espèce dont la couleur change avec le pH. Il est choisi pour virer au voisinage du point d'équivalence.

Exemples :
- Phénolphtaléine : incolore en milieu acide, rose en milieu basique (virage vers pH 9-10).
- Bleu de bromothymol (BBT) : jaune en milieu acide, bleu en milieu basique (virage vers pH 7).

Certains réactifs sont auto-indicateurs : leur propre couleur change pendant la réaction. Exemple : le permanganate de potassium $\text{KMnO}_4$ (violet). Les ions $\text{MnO}_4^-$ se décolorent en réagissant ; après l'équivalence, la première goutte excédentaire colore la solution en rose-violet persistant. Aucun indicateur extérieur n'est nécessaire.

À toi de jouer

1. On titre $V_A = 20{,}0$ mL d'une solution d'acide chlorhydrique HCl par NaOH ($C_B = 0{,}10$ mol/L). L'indicateur est la phénolphtaléine. Le virage est observé pour $V_{BE} = 15{,}0$ mL.
1. Écris l'équation et donne $a$ et $b$ : $\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$ donc $a = \underline{\hspace{1.1em}}$, $b = \underline{\hspace{1.1em}}$.
2. Exprime $C_A$ en fonction des données : $C_A = \dfrac{\underline{\hspace{1.1em}} \cdot \underline{\hspace{1.1em}}}{\underline{\hspace{1.1em}}}$.
3. Calcule $C_A$ : $C_A = \dfrac{0{,}10 \times 15{,}0}{20{,}0} = \underline{\hspace{1.1em}}$ mol/L.
4. Avant l'équivalence, la solution est acide donc la phénolphtaléine est $\underline{\hspace{1.1em}}$. Après l'équivalence, elle est basique donc la solution devient $\underline{\hspace{1.1em}}$.
Corrigé
1. $a = 1$, $b = 1$ (1 HCl pour 1 NaOH).
2. $C_A = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A}$ (car $a=b=1$).
3. $C_A = \dfrac{0{,}10 \times 15{,}0}{20{,}0} = \dfrac{1{,}5}{20{,}0} = 0{,}075$ mol/L.
4. Avant : incolore (milieu acide). Après : rose (milieu basique).
2. On titre $V_A = 10{,}0$ mL d'une solution d'acide sulfurique $\text{H}_2\text{SO}_4$ par NaOH ($C_B = 0{,}20$ mol/L). L'équivalence est atteinte pour $V_{BE} = 18{,}0$ mL.
1. Équation : $\text{H}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O}$. Donc $a = \underline{\hspace{1.1em}}$, $b = \underline{\hspace{1.1em}}$.
2. Relation à l'équivalence : $\dfrac{C_A \cdot V_A}{\underline{\hspace{1.1em}}} = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{\underline{\hspace{1.1em}}}$.
3. Exprime $C_A$ : $C_A = \dfrac{\underline{\hspace{1.1em}}}{\underline{\hspace{1.1em}}} \cdot \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A}$.
4. Calcule $C_A$ : $C_A = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{0{,}20 \times 18{,}0}{10{,}0} = \underline{\hspace{1.1em}}$ mol/L.
Corrigé
1. $a = 1$, $b = 2$.
2. $\dfrac{C_A \cdot V_A}{1} = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{2}$.
3. $C_A = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A}$.
4. $C_A = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{0{,}20 \times 18{,}0}{10{,}0} = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{3{,}6}{10{,}0} = \dfrac{1}{2} \cdot 0{,}36 = 0{,}18$ mol/L.

Allez, on répète le même geste cinq fois pour que le calcul à l'équivalence devienne automatique. Tu vas compléter la même formule avec des nombres différents. C'est mécanique, c'est fait pour réussir à tous les coups.

À toi de jouer

1. On titre $V_A = 20{,}0$ mL d'une solution d'acide chlorhydrique HCl par NaOH ($C_B = 0{,}10$ mol/L). Équation : $\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$ (coefficients 1:1). $V_{BE} = 12{,}0$ mL.
Complète : $C_A = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A} = \dfrac{\underline{\hspace{1.1em}} \cdot \underline{\hspace{1.1em}}}{\underline{\hspace{1.1em}}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ mol/L.
Corrigé
$C_A = \dfrac{0{,}10 \times 12{,}0}{20{,}0} = \dfrac{1{,}2}{20{,}0} = 0{,}060$ mol/L.
2. On titre $V_A = 25{,}0$ mL d'une solution d'acide chlorhydrique HCl par NaOH ($C_B = 0{,}10$ mol/L). Coefficients 1:1. $V_{BE} = 17{,}5$ mL.
Complète : $C_A = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A} = \dfrac{\underline{\hspace{1.1em}} \cdot \underline{\hspace{1.1em}}}{\underline{\hspace{1.1em}}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ mol/L.
Corrigé
$C_A = \dfrac{0{,}10 \times 17{,}5}{25{,}0} = \dfrac{1{,}75}{25{,}0} = 0{,}070$ mol/L.
3. On titre $V_A = 10{,}0$ mL d'une solution d'acide sulfurique $\text{H}_2\text{SO}_4$ par NaOH ($C_B = 0{,}20$ mol/L). Équation : $\text{H}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ (coefficients 1:2). $V_{BE} = 15{,}0$ mL.
Complète : $C_A = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A} = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{\underline{\hspace{1.1em}} \cdot \underline{\hspace{1.1em}}}{\underline{\hspace{1.1em}}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ mol/L.
Corrigé
$C_A = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{0{,}20 \times 15{,}0}{10{,}0} = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{3{,}0}{10{,}0} = \dfrac{1}{2} \cdot 0{,}30 = 0{,}15$ mol/L.
4. On titre $V_A = 20{,}0$ mL d'une solution d'acide sulfurique $\text{H}_2\text{SO}_4$ par NaOH ($C_B = 0{,}10$ mol/L). Coefficients 1:2. $V_{BE} = 24{,}0$ mL.
Complète : $C_A = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A} = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{\underline{\hspace{1.1em}} \cdot \underline{\hspace{1.1em}}}{\underline{\hspace{1.1em}}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ mol/L.
Corrigé
$C_A = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{0{,}10 \times 24{,}0}{20{,}0} = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{2{,}4}{20{,}0} = \dfrac{1}{2} \cdot 0{,}12 = 0{,}060$ mol/L.
5. On titre $V_A = 15{,}0$ mL d'une solution d'acide chlorhydrique HCl par NaOH ($C_B = 0{,}050$ mol/L). Coefficients 1:1. $V_{BE} = 10{,}0$ mL.
Complète : $C_A = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A} = \dfrac{\underline{\hspace{1.1em}} \cdot \underline{\hspace{1.1em}}}{\underline{\hspace{1.1em}}} = \underline{\hspace{1.1em}}$ mol/L.
Corrigé
$C_A = \dfrac{0{,}050 \times 10{,}0}{15{,}0} = \dfrac{0{,}50}{15{,}0} \approx 0{,}033$ mol/L.

Maintenant que la mécanique de base est solide, on passe aux vrais exercices de contrôle. Tu vas devoir écrire les équations, identifier les coefficients tout seul, et enchaîner avec des calculs de masse ou de degré. C'est exactement ce qu'on te demandera le jour du contrôle.

À toi de jouer

1. On titre $V_A = 20{,}0$ mL d'une solution d'acide chlorhydrique HCl de concentration $C_A$ inconnue par une solution de soude NaOH de concentration $C_B = 0{,}10$ mol/L. L'indicateur est la phénolphtaléine. Le virage est observé pour $V_{BE} = 15{,}0$ mL.
1. Écris l'équation de la réaction de titrage et identifie les coefficients stœchiométriques $a$ et $b$.
2. Écris la relation à l'équivalence puis exprime $C_A$.
3. Calcule $C_A$.
4. Quelle couleur observe-t-on avant et après le point d'équivalence ?
Corrigé
1. $\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$ ; $a = 1$, $b = 1$.
2. $\dfrac{C_A \cdot V_A}{1} = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{1} \Rightarrow C_A \cdot V_A = C_B \cdot V_{BE}$ ; $C_A = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A}$.
3. $C_A = \dfrac{0{,}10 \times 15{,}0}{20{,}0} = \dfrac{1{,}5}{20{,}0} = 0{,}075$ mol/L.
4. Avant l'équivalence : milieu acide, phénolphtaléine incolore. Après l'équivalence : milieu basique, solution rose.
2. On titre $V_A = 10{,}0$ mL d'une solution d'acide sulfurique $\text{H}_2\text{SO}_4$ de concentration $C_A$ inconnue par une solution de NaOH de concentration $C_B = 0{,}20$ mol/L. L'équivalence est atteinte pour $V_{BE} = 18{,}0$ mL.
1. Écris l'équation de la réaction de titrage.
2. Identifie $a$ et $b$.
3. Exprime $C_A$ en fonction de $C_B$, $V_{BE}$, $V_A$, $a$ et $b$.
4. Calcule $C_A$.
Corrigé
1. $\text{H}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O}$.
2. $a = 1$ (pour $\text{H}_2\text{SO}_4$), $b = 2$ (pour NaOH).
3. $\dfrac{C_A \cdot V_A}{1} = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{2} \Rightarrow C_A = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A}$.
4. $C_A = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{0{,}20 \times 18{,}0}{10{,}0} = \dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{3{,}6}{10{,}0} = \dfrac{1}{2} \cdot 0{,}36 = 0{,}18$ mol/L.
3. Le permanganate de potassium $\text{KMnO}_4$ (solution violette) titre des ions fer(II) $\text{Fe}^{2+}$ en milieu acide selon la réaction :
$\text{MnO}_4^- + 5\,\text{Fe}^{2+} + 8\,\text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 5\,\text{Fe}^{3+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$.
On prélève $V_A = 25{,}0$ mL d'une solution de $\text{FeSO}_4$ et on titre par une solution de $\text{KMnO}_4$ de concentration $C_B = 0{,}020$ mol/L. L'équivalence est atteinte pour $V_{BE} = 12{,}0$ mL.
1. Pourquoi le $\text{KMnO}_4$ est-il qualifié d'auto-indicateur ? Quel changement de couleur repère l'équivalence ?
2. Identifie les coefficients stœchiométriques $a$ (pour $\text{Fe}^{2+}$) et $b$ (pour $\text{MnO}_4^-$).
3. Calcule la concentration $C_A$ en ions $\text{Fe}^{2+}$.
4. En déduire la masse de $\text{FeSO}_4$ contenue dans 250 mL de cette solution. Donnée : $M(\text{FeSO}_4) = 152$ g/mol.
Corrigé
1. Le $\text{KMnO}_4$ est un auto-indicateur car sa propre couleur change : les ions $\text{MnO}_4^-$ sont violets et se décolorent en réagissant. Avant l'équivalence, la solution est incolore (les $\text{MnO}_4^-$ sont consommés). Après l'équivalence, la première goutte excédentaire colore la solution en rose-violet persistant.
2. Pour $\text{Fe}^{2+}$ : coefficient 5, donc $a = 5$. Pour $\text{MnO}_4^-$ : coefficient 1, donc $b = 1$.
3. Relation à l'équivalence : $\dfrac{C_A \cdot V_A}{5} = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{1} \Rightarrow C_A = 5 \cdot \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A} = 5 \cdot \dfrac{0{,}020 \times 12{,}0}{25{,}0} = 5 \cdot \dfrac{0{,}24}{25{,}0} = 5 \cdot 0{,}0096 = 0{,}048$ mol/L.
4. $n(\text{Fe}^{2+}) = C_A \cdot V_{\text{total}} = 0{,}048 \times 0{,}250 = 0{,}012$ mol. $m(\text{FeSO}_4) = n \cdot M = 0{,}012 \times 152 = 1{,}82$ g.
4. Le vinaigre contient de l'acide acétique $\text{CH}_3\text{COOH}$. On dilue 10 fois un prélèvement de $10{,}0$ mL de vinaigre pour obtenir une solution $S$. On titre $V_A = 20{,}0$ mL de $S$ par une solution de NaOH de concentration $C_B = 0{,}10$ mol/L. L'indicateur est la phénolphtaléine ; le virage est observé pour $V_{BE} = 16{,}0$ mL.
Réaction de titrage : $\text{CH}_3\text{COOH} + \text{NaOH} \rightarrow \text{CH}_3\text{COONa} + \text{H}_2\text{O}$.
1. Calcule la concentration $C_S$ en acide acétique dans la solution $S$.
2. En déduire la concentration $C_0$ en acide acétique dans le vinaigre initial.
3. Calcule la masse $m$ d'acide acétique présente dans 1 L de vinaigre. Donnée : $M(\text{CH}_3\text{COOH}) = 60$ g/mol.
4. Le degré d'acidité est la masse en grammes d'acide acétique pour 100 mL de vinaigre. Calcule ce degré et conclue (un vinaigre courant titre entre 5° et 8°).
Corrigé

1. La réaction est stœchiométrique 1:1, donc à l'équivalence :
$C_S \cdot V_A = C_B \cdot V_{BE}$
$C_S = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A} = \dfrac{0{,}10 \times 16{,}0}{20{,}0} = 0{,}080$ mol/L

2. La solution $S$ est obtenue par dilution au dixième du vinaigre initial, donc :
$C_0 = 10 \times C_S = 10 \times 0{,}080 = 0{,}80$ mol/L

3. Dans 1 L de vinaigre :
$n = C_0 \times V = 0{,}80 \times 1{,}0 = 0{,}80$ mol
$m = n \times M = 0{,}80 \times 60 = 48$ g

4. Pour 100 mL de vinaigre :
$m_{100} = C_0 \times 0{,}100 \times M = 0{,}80 \times 0{,}100 \times 60 = 4{,}8$ g
Le degré d'acidité est donc 4,8°.
Ce résultat est en dessous de la plage caractéristique d'un vinaigre courant (entre 5° et 8°) : ce vinaigre est donc légèrement moins acide que la normale.

Tu maîtrises le titrage colorimétrique niveau 1re. Pour aller plus loin, on va réfléchir sur le choix de l'indicateur (un indicateur mal choisi peut fausser le résultat) et sur un titrage faisant intervenir une dilution en série. C'est le genre de raisonnement qu'on attendra en terminale ou en prépa.

À toi de jouer

1. On titre $V_A = 20{,}0$ mL d'une solution d'acide chlorhydrique HCl ($C_A \approx 0{,}10$ mol/L) par NaOH ($C_B = 0{,}10$ mol/L). On estime $V_{BE} \approx 20$ mL. Trois indicateurs sont disponibles :
- Hélianthine : virage rouge-jaune vers pH 3,7
- Bleu de bromothymol (BBT) : virage jaune-bleu vers pH 7
- Phénolphtaléine : virage incolore-rose vers pH 9
Lequel choisir ? Justifie en expliquant le pH à l'équivalence pour un titrage acide fort - base forte et le risque avec les deux autres indicateurs.
Corrigé
Pour un titrage acide fort (HCl) par base forte (NaOH), le pH à l'équivalence est neutre (pH = 7). Le BBT, qui vire vers pH 7, est donc le plus adapté : son changement de couleur coïncide exactement avec l'équivalence.
L'hélianthine vire vers pH 3,7, donc en milieu encore acide : on observerait le virage avant l'équivalence, ce qui conduirait à sous-estimer $V_{BE}$ et donc $C_A$.
La phénolphtaléine vire vers pH 9, donc en milieu déjà basique : on observerait le virage après l'équivalence, ce qui conduirait à surestimer $V_{BE}$ et $C_A$.
En résumé, un indicateur doit virer au voisinage du pH à l'équivalence pour que le volume versé mesuré corresponde exactement au point d'équivalence.
2. Un laboratoire souhaite contrôler la concentration d'une solution commerciale d'acide nitrique $\text{HNO}_3$. On prélève $5{,}0$ mL de cette solution et on les dilue dans une fiole jaugée de $100{,}0$ mL avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge, pour obtenir une solution $S$. On titre ensuite $V_A = 20{,}0$ mL de $S$ par une solution de NaOH de concentration $C_B = 0{,}10$ mol/L. L'équivalence est repérée par le BBT pour $V_{BE} = 14{,}0$ mL.
1. Calcule la concentration $C_S$ en acide nitrique dans la solution diluée $S$.
2. Détermine la concentration $C_0$ de la solution commerciale.
3. La solution commerciale est-elle conforme à l'étiquette indiquant $1{,}0$ mol/L ? Propose une hypothèse si ce n'est pas le cas.
Corrigé
1. $\text{HNO}_3 + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaNO}_3 + \text{H}_2\text{O}$ (coefficients 1:1). $C_S = \dfrac{C_B \cdot V_{BE}}{V_A} = \dfrac{0{,}10 \times 14{,}0}{20{,}0} = \dfrac{1{,}4}{20{,}0} = 0{,}070$ mol/L.
2. La solution $S$ est une dilution de la solution commerciale. Volume prélevé $V_{\text{prélevé}} = 5{,}0$ mL, volume final $V_{\text{final}} = 100{,}0$ mL. Facteur de dilution : $F = \dfrac{V_{\text{final}}}{V_{\text{prélevé}}} = \dfrac{100{,}0}{5{,}0} = 20$. Donc $C_0 = F \cdot C_S = 20 \times 0{,}070 = 1{,}4$ mol/L.
3. La concentration mesurée est $1{,}4$ mol/L, supérieure à l'étiquette ($1{,}0$ mol/L). Hypothèses possibles : la solution commerciale s'est peut-être concentrée par évaporation partielle du solvant, ou bien une erreur de manipulation (prélèvement, dilution, lecture du volume équivalent) a eu lieu. Un étalonnage de la verrerie et un second titrage permettraient de confirmer.