Exemple \(\PageIndex{1}\) : Titrage d’un acide faible
Supposons que 13,00 mL d’un acide faible, d’une molarité de 0,1 M, soient titrés avec du NaOH 0,1 M. Comment dessinerions-nous cette courbe de titrage ?
Solution
Étape 1 : Tout d’abord, nous devons trouver où commence notre courbe de titrage. Pour ce faire, nous trouvons le pH initial de l’acide faible dans le bécher avant tout ajout de NaOH. C’est le point de départ de notre courbe de titrage. Pour trouver le pH initial, nous avons d’abord besoin de la concentration de H3O+.
Mettez en place un tableau ICE pour trouver la concentration de H3O+ :
| \(HX\) | (H_2O\) | (H_3O^+\) | (X^-\) | Initiale | 0.1M |
|---|---|---|---|---|
| Change | -xM | +xM | +xM | Equilibre | (0.1-x)M | +xM | +xM |
\=0,023\;M\]
Solvons le pH:
=-\log_{10}(0.023)=1,64\]
Etape 2 : Pour tracer précisément notre courbe de titrage, nous devons calculer un point de données entre le point de départ et le point d’équivalence. Pour ce faire, nous résolvons le pH lorsque la neutralisation est complète à 50%.
Solvez les moles de OH- qui sont ajoutées dans le bécher. Nous pouvons à faire en trouvant d’abord le volume de OH- ajouté à l’acide à la demi-neutralisation. 50% de 13 mL= 6,5mL
Utiliser le volume et la molarité pour résoudre les moles (6,5 mL)(0,1M)= 0,65 mmol OH-
Maintenant, résoudre les moles d’acide à neutraliser (10 mL)(0.1M)= 1 mmol HX
Mettez en place un tableau ICE pour déterminer les concentrations à l’équilibre de HX et X :
| \(HX\) | (H_2O\) | (H_3O^+\) | (X^-\) | |
|---|---|---|---|---|
| Initiale | 1 mmol | |||
| Base ajoutée | 0.65 mmol | |||
| Changement | -0,65 mmol | -0.65 mmol | -0,65 mmol | |
| Equilibre | 0.65 mmol | 0,65 mmol |
Pour calculer le pH à 50% de neutralisation, on utilise l’approximation de Henderson-Hasselbalch.
pH=pKa+log
pH=pKa+ log
pH=pKa+log(1)
\
Donc, lorsque l’acide faible est neutralisé à 50%, pH=pKa
Étape 3 : résoudre le pH au point d’équivalence.
La concentration de l’acide faible est la moitié de sa concentration initiale lorsque la neutralisation est complète 0,1M/2=.05M HX
Mettez en place un tableau ICE pour déterminer la concentration de OH- :
| \(HX\) | (H_2O\) | (H_3O^+\) | (X^-\) | Initiale | 0.05 M |
|---|---|---|---|---|
| Changement | -.x M | +x M | +x M | Equilibre | 0.05-x M | +x M | +x M |
Kb=(x^2)M/(0.05-x)M
Puisque Kw=(Ka)(Kb), on peut substituer Kw/Ka à la place de Kb pour obtenir Kw/Ka=(x^2)/(.05)
\Nous obtenons (2.67)(10^{-7})\]
Étape 4 : Résoudre le pH après avoir ajouté un peu plus de NaOH au-delà du point d’équivalence. Cela nous donnera une idée précise de l’endroit où le pH se stabilise au point d’équivalence. Le point d’équivalence est atteint lorsque 13 ml de NaOH sont ajoutés à l’acide faible. Trouvons le pH après l’ajout de 14 mL.
Solvez les moles de OH-
Solvez les moles d’acide
Mettez en place un tableau ICE pour déterminer la concentration en \(OH^-\) :
| (HX\) | (H_2O\) | (H_3O^+\) | (X^-\) | |||
|---|---|---|---|---|---|---|
| Initial | 1 mmol | Base ajoutée | 1.4 mmol | |||
| Modification | -1 mmol | -1 mmol | Equilibre | 0 mmol | 0.4 mmol | 1 mmol |
{\frac{0,4\;mmol}{10\;mL+14\;mL}=0,17\;M\]