Cours interactif, schémas légendés, dosage virtuel — Terminale générale
Analyser un système, c'est déterminer ce qu'il contient et en quelle quantité. Dans la vie courante, cette question se pose partout.
Le pH est mesuré en permanence. On vérifie aussi les concentrations en ions Ca²⁺ ou en nitrates NO₃⁻.
Un bilan sanguin mesure la concentration en glucose, cholestérol, ions… Chaque dosage utilise une méthode d'analyse précise.
L'étiquette "5% d'acidité" a été obtenue par un dosage acido-basique — une méthode chimique d'analyse.
On teste régulièrement pH et taux de chlore avec des bandelettes colorées. Méthodes physique et chimique combinées.
En 1923, le chimiste danois Johannes Nicolaus Brønsted (et indépendamment Thomas Lowry) propose une définition plus générale des acides et des bases que celle d'Arrhenius, valable dans tout solvant et sans restriction à l'eau.
Un acide est toute espèce chimique (molécule ou ion) capable de céder (donner) un proton H⁺ à une autre espèce.
On dit qu'il est donneur de proton.
Une base est toute espèce chimique (molécule ou ion) capable de capter (accepter) un proton H⁺ venant d'une autre espèce.
On dit qu'elle est accepteur de proton.
Un acide et une base sont dits conjugués s'ils ne diffèrent que d'un proton H⁺. On les note AH / A⁻ (ou plus généralement Acide / Base).
Cette demi-équation se lit dans les deux sens :
→ AH cède H⁺ : c'est le comportement acide
AH est l'acide du couple AH / A⁻
← A⁻ capte H⁺ : c'est le comportement base
A⁻ est la base conjuguée de AH
Une réaction acide-base met toujours en jeu deux couples et correspond à un transfert de proton de l'acide vers la base.
Dans cette réaction, on identifie :
Couple 1 AH / A⁻
AH est l'acide (donne H⁺)
A⁻ est sa base conjuguée
Couple 2 BH⁺ / B
B est la base (reçoit H⁺)
BH⁺ est son acide conjugué
Certaines espèces peuvent à la fois céder et capter un proton selon leur partenaire de réaction : on les dit amphotères (ou ampholytes).
Acide du couple H₂O / OH⁻ : H₂O ⇌ OH⁻ + H⁺
Base du couple H₃O⁺ / H₂O : H₃O⁺ ⇌ H₂O + H⁺
L'eau est amphotère : elle peut donner ou recevoir un H⁺ selon les conditions.
Acide du couple HCO₃⁻ / CO₃²⁻ : HCO₃⁻ ⇌ CO₃²⁻ + H⁺
Base du couple H₂CO₃ / HCO₃⁻ : HCO₃⁻ + H⁺ ⇌ H₂CO₃
Présent dans l'eau gazeuse et le sang (système tampon).
HCl dans l'estomac
acide fort — totalement dissocié (aucun couple acide-base)
CH₃COOH dans le vinaigre
couple CH₃COOH / CH₃COO⁻ · pKa = 4,75
Ion hydroxyde OH⁻ présent dans les solutions d’hydroxyde de sodium (NaOH)
couple H₂O / OH⁻ · pKa = 14
NH₃ dans les produits ménagers
couple NH₄⁺ / NH₃ · pKa = 9,25
La spectrophotométrie mesure l'absorption de la lumière par une solution colorée pour en déduire sa concentration, sans modifier l'échantillon.
Pour obtenir la meilleure précision, on choisit la longueur d’onde correspondant au maximum d’absorption de l’espèce étudiée.
Plus l’absorbance est élevée, plus la mesure est sensible.
★ Compétence classique du bac.
A : absorbance · ε : coefficient d'extinction molaire (L·mol⁻¹·cm⁻¹) · l : longueur cuve (cm) · c : concentration (mol/L)
La conductance G dépend de la concentration en ions. Plus la solution est concentrée en ions, plus elle conduit le courant.
La conductivité σ d’une solution dépend :
• de la concentration des ions ;
• de leur charge électrique ;
• de leur mobilité dans le solvant.
Une solution contenant beaucoup d’ions mobiles présente une conductivité élevée.
Un pH-mètre mesure directement le pH d'une solution. Couplé à un titrage, il repère l'équivalence par un saut de pH brutal (point d'inflexion).
Un titrage consiste à ajouter progressivement une solution de concentration connue (le titrant) dans la solution à analyser (le titré) jusqu'à l'équivalence.
Un flacon de vinaigre du commerce porte l'indication « acidité : 6,0% ». On souhaite vérifier cette valeur par un dosage acido-basique.
On prépare une solution de vinaigre diluée 10 fois, notée S. On dose S par une solution de soude de concentration connue.
Solution S : vinaigre dilué 10 fois
Volume prélevé : V₂ = 20,0 mL
Concentration en CH₃COOH : C₂ = ?
Indicateur : phénolphtaléine (vire à pH ≈ 9)
Solution de soude NaOH
Concentration : C₁ = 0,100 mol·L⁻¹
Volume versé à l'équivalence : V₁ = 20,0 mL
Repérage : virage rose de l'indicateur
La réaction support du titrage doit être :
★ Explicitement au programme BO 2019.
Cette réaction est totale (Ka grand devant 1 dans ce sens) et rapide : elle convient comme réaction support d'un titrage.
Les couples mis en jeu : CH₃COOH / CH₃COO⁻ H₂O / OH⁻
On note n₁ = C₁ × V₁ la quantité de soude versée et n₂ = C₂ × V₂ la quantité d'acide à doser.
| État | Avancement x | n(CH₃COOH) | n(OH⁻) | n(CH₃COO⁻) | n(H₂O) |
|---|---|---|---|---|---|
| Initial | x = 0 | n₂ | n₁ | 0 | excès |
| En cours | x | n₂ − x | n₁ − x | x | excès + x |
| Équivalence | xmax | 0 | 0 | n₂ = n₁ | excès + n₁ |
À l'équivalence, les deux réactifs sont simultanément épuisés : n(CH₃COOH) = 0 et n(OH⁻) = 0, donc xmax = n₁ = n₂.
À l'équivalence : n(CH₃COOH) = n(OH⁻)
C₂ est la concentration de la solution S (vinaigre dilué 10 fois). La concentration du vinaigre pur est donc :
L'acidité est exprimée en grammes d'acide acétique pour 100 mL de vinaigre. On utilise la masse molaire de CH₃COOH :
Valeur trouvée : 6,0 %
Valeur étiquette : 6,0 %
Le résultat est en excellent accord avec l'étiquette. Le dosage est validé !
| Méthode | Grandeur mesurée | Exploitation |
|---|---|---|
| 🔬 Spectrophotométrie | Absorbance A | Détermination d’une concentration (Beer-Lambert) |
| ⚡ Conductimétrie | Conductivité σ ou conductance G | Détermination d’une concentration ou d’une équivalence |
| 📏 pH-métrie | pH | Suivi d’une transformation ou d’un titrage |
| 🧪 Titrage | Volume à l’équivalence Vᵣᵠ | Détermination d’une concentration inconnue |
Jusqu'ici on a travaillé avec le pH sans se demander pourquoi certains acides donnent un pH plus bas que d'autres à concentration égale. La réponse tient à une seule grandeur : la constante d'acidité Ka.
La réaction avec l'eau est totale (→) : l'acide cède tous ses protons.
Exemples : HCl, HNO₃, H₂SO₄
[H₃O⁺] = C → pH = − log C
La réaction avec l'eau est partielle (⇌) : seule une fraction cède H⁺.
Exemples : CH₃COOH, HF, NH₄⁺
[H₃O⁺] = √(Ka × C) → pH = ½(pKa − log C)
Pour le couple AH / A⁻, la constante d'acidité Ka est définie par l'équilibre :
Quand un acide faible AH et sa base conjuguée A⁻ coexistent en solution (zone tampon), le pH est donné par :
[AH] = [A⁻] → log(1) = 0
pH = pKa
Point remarquable sur la courbe de titrage : au milieu de la zone tampon.
Tout AH est converti en A⁻ (sel).
Le sel s'hydrolyse → pH > 7 pour acide faible / base forte.
pH = ½(pKe + pKa)
HCl — acide fort
totalement dissocié → pas de pKa
pH = − log C
CH₃COOH — pKa = 4,75
pH = ½(pKa − log C)
NaOH — pKa(eau) = 14
pH = 14 + log C
NH₃ — pKa(NH₄⁺) = 9,25
pH = ½(pKa + pKe + log C)
| V(NaOH) | État | n(CH₃COOH) init. | n(OH⁻) versé | Avancement x | n(CH₃COOH) restant | n(OH⁻) restant | n(CH₃COO⁻) formé | n(H₂O) formé | pH |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 0 mL | Initial | 2,000 | 0,000 | 0,000 | 2,000 | 0,000 | 0,000 | 0,000 | 2,87 |
Sur la courbe pH = f(V), l'équivalence correspond au point d'inflexion, là où la pente est maximale. Deux méthodes graphiques permettent de le localiser :
1. Tracer deux tangentes parallèles encadrant le saut de pH.
2. Tracer la droite médiane entre elles.
3. Son intersection avec la courbe donne E, le point d'équivalence.
→ Lire Véq en abscisse.
On calcule et trace dpH/dV = f(V).
Le maximum de la dérivée correspond exactement au point d'inflexion de la courbe pH.
→ Lire Véq à l'abscisse du pic maximum.
HCl (acide fort) dosé par NaOH (base forte) · Suivi de la conductance G en temps réel
La conductance G (en siemens, S) d'une solution mesure sa capacité à conduire le courant électrique. Elle dépend de la nature et de la concentration des ions présents.
| Ion | λ (S·cm²·mol⁻¹) | Mobilité |
|---|---|---|
| H₃O⁺ | 350 | ★★★ très élevée |
| OH⁻ | 198 | ★★ élevée |
| Cl⁻ | 76 | ★ modérée |
| Na⁺ | 50 | ★ faible |
Avant l'éq. H₃O⁺ (λ=350) remplacé par Na⁺ (λ=50) : G décroît fortement.
À l'éq. Seul NaCl (Na⁺ + Cl⁻) en solution : G minimale ★
Après l'éq. Excès OH⁻ (λ=198) s'accumule : G remonte.
Solution titrée : HCl, V₂ = 20,0 mL, C₂ = ?
Solution titrante : NaOH, C₁ = 0,100 mol·L⁻¹
Équivalence lue graphiquement : V₁ = 20,0 mL
À l'éq. : n(HCl) = n(NaOH)
C₂ × V₂ = C₁ × V₁
C₂ = 0,100 × 20,0 / 20,0 = 0,100 mol·L⁻¹
| V(NaOH) | n(H₃O⁺) | n(Na⁺) | n(Cl⁻) | n(OH⁻) | G (mS) |
|---|---|---|---|---|---|
| 0 mL | 2,000 | 0,000 | 2,000 | 0,000 | — |
Avant l'éq. H₃O⁺ (λ=350) → Na⁺ (λ=50) : G décroît
À l'éq. Seul NaCl → G minimale ★
Après l'éq. Excès OH⁻ (λ=198) : G remonte
1. Le jus de citron a un pH de 2,5. Quelle affirmation est vraie ?
2. À l'équivalence d'un titrage, le pH est-il toujours égal à 7 ?
3. V₂ = 20 mL, C₁ = 0,05 mol/L, équivalence à V₁ = 10 mL. Quelle est C₂ ?
4. La loi de Beer-Lambert A = ε × l × c permet de…
5. Dans un dosage base faible / acide fort, le pH à l'équivalence est…
6. Une solution d'acide acétique (pKa = 4,75) à C = 0,10 mol/L. Quel est son pH ?
Indice : acide faible → pH = ½(pKa − log C)
7. Dans un dosage pH-métrique, comment détermine-t-on précisément Véq ?
8. Pour un dosage conductimétrique HCl + NaOH, pourquoi la conductance G diminue-t-elle avant l'équivalence ?
9. Un acide faible CH₃COOH a un pKa = 4,75. À quel pH la concentration en CH₃COOH est-elle égale à la concentration en CH₃COO⁻ ?
10. On prépare 500 mL d’une solution de NaOH à 0,20 mol·L⁻¹ à partir d’une solution mère à 2,0 mol·L⁻¹. Quel volume de solution mère faut-il prélever ?
11. Quelle est l’unité du coefficient d’extinction molaire ε dans Beer-Lambert ?
12. Pour quel type de dosage la courbe G = f(V) présente-t-elle un minimum ?
13. Une solution a une absorbance A = 0,6 pour l = 1 cm et ε = 1200 L·mol⁻¹·cm⁻¹. Quelle est sa concentration ?
Indice : c = A / (ε × l)
14. Pourquoi rince-t-on la burette avec la solution titrante avant de la remplir ?
15. On titre 20,0 mL de CH₃COOH par NaOH 0,10 mol·L⁻¹. L’équivalence est atteinte pour Vᵣᵠ = 15,0 mL. Quelle est la concentration en CH₃COOH ?
16. Qu’est-ce que la transmittance T ?
17. Le pH d’une solution d’acide fort HCl à C = 0,01 mol·L⁻¹ est :
18. Quelle couleur absorbe préférentiellement une solution bleue ?
19. À la demi-équivalence d’un dosage pH-métrique d’un acide faible, on a :
20. Parmi ces indicateurs colorés, lequel est adapté au dosage de CH₃COOH par NaOH (pH équivalence ≈ 8,9) ?
21. Bac 2025 Lors d’un titrage conductimétrique des ions Cl⁻ par Ag⁺, la courbe G = f(V) présente deux parties de pentes différentes. Pourquoi la conductance augmente-t-elle après l’équivalence ?
22. Bac 2025 Le pH à l’équivalence d’un titrage acide faible / base forte est de 8,5. Parmi ces indicateurs, lequel convient ? Phénolphthaléine (zone 8–10), rouge de méthyle (zone 4–6), bleu de bromothy mol (zone 6–7,6).
23. Bac 2026 Pour titrer l’acide acetylsalicylique d’un comprimé dissous dans 250 mL, on prélève 10,0 mL que l’on dilue dans une fiole de 100 mL. Quel est le facteur de dilution ?
24. Bac 2025 L’acide citrique est un triacide noté AH₃. On le titre par NaOH. À l’équivalence, quelle relation lie n(AH₃) et n(OH⁻) ?
25. Bac 2024 Pour doser des ions fer Fe³⁺ par spectrophotométrie, on prépare une gamme étalon. Pourquoi doit-on utiliser la même longueur d’onde pour toutes les mesures ?
26. Bac 2025 Avant l’équivalence du titrage conductimétrique Cl⁻ / Ag⁺, la pente de G = f(V) est négative. Quelle espèce est retirée de la solution ?
27. Bac 2024 Une courbe d’étalonnage donne A = 850 c (avec c en mol·L⁻¹). Un échantillon présente A = 0,34. Quelle est sa concentration ?
28. Bac 2026 Pour un acide faible AH de pKa = 4,75, quelle espèce prédomine à pH = 3,0 ?
29. Bac 2025 Sur une courbe pH = f(V), la méthode des tangentes parallèles donne Vᵣᵠ = 12,5 mL. Avec C₁ = 0,10 mol·L⁻¹ et V₂ = 20,0 mL, calculer C₂.
30. Bac 2024 On dose l’acide lactique (M = 90,0 g·mol⁻¹) dans 1,00 mL de sang. Le titrage par NaOH (C = 0,0100 mol·L⁻¹) est équivalent à Vᵣᵠ = 8,50 mL. Quelle est la concentration massique en acide lactique ?
31. Bac 2026 Un acide HA a Ka = 1,8×10⁻µ. Quel est son pKa, et est-il plus fort ou plus faible que l’acide acétique (pKa = 4,75) ?
32. Bac 2025 Un dosage donne C = 0,112 mol·L⁻¹ avec une incertitude u(C) = 0,004 mol·L⁻¹. La valeur attendue est 0,120 mol·L⁻¹. Le résultat est-il compatible ?
Coche honnêtement chaque compétence. Les cases cochées sont sauvegardées localement.