Réactions acide faible -base forte et acide fort - base faible, dosages, effet tampon

Dosage acide faible-base forte

Exemple : Dosage de l'acide éthanoïque de volume $\rm V_A$ et de concentration $\rm C_A$, par la solution d’hydroxyde de sodium de concentration $\rm C_B$.

Les espèces présentes dans le mélange sont l'acide éthanoïque, l'eau, les ions sodium $\rm Na^+$ spectateurs et les ions hydroxyde $\rm HO^-$ apportés par la solution d’hydroxyde de sodium.
La réaction de dosage est donc : $\rm CH_3COOH + HO^- \rightarrow CH_3COO^-+ H_2O$

Il y a équivalence lorsque les réactifs sont mélangés dans les proportions stoechiométriques de la réaction de dosage.

$\rm n(CH_3COOH)_{\text{introduit}} = n(HO)_{\text{introduit}}$

On note $\rm V_{BE}$, le volume de solution d’hydroxyde de sodium versée à l'équivalence.

La quantité d'ions $\rm HO^-$ introduite à l'équivalence est alors $\rm n(HO^-) = C_B \cdot V_{BE}$ 
A l'équivalence, on a donc la relation suivante : $\rm C_A \cdot V_A = C_B.V_{BE}$
A l'équivalence, dans le bécher, les espèces en présence sont l'eau, l'ion sodium, l'ion $\rm CH_3COO^-$ qui est une espèce basique. Par conséquent, le pH obtenu est basique $\rm (pHE > 7,0\: à\: 25°C)$.

On appelle demi-équivalence l'état qui correspond à l'introduction d'une quantité de réactif titrant moitié de celle qui est nécessaire pour l'équivalence.
La demi-équivalence correspond donc à un volume
 

On voit ainsi que à la demi-équivalence l'acide $\rm CH_3COOH$ et sa base conjuguée $\rm CH_3COO^-$ sont présents en quantités égales dans le mélange.
A la demi-équivalence le pH est égal au pKA de l'acide.

Dosage base faible par acide fort

Exemple : dosage de l' ammoniac $\rm NH_3$ par l'acide chlorhydrique.

La réaction : La réaction de dosage est : $\rm NH_3 + H_3O^+ \rightarrow NH_4^+ + H_2O$

Le pH à l'équivalence est celui d'une solution de chlorure d'ammonium (acide faible) donc inférieur à 7,0.

On peut repérer l'équivalence par le virage d'un indicateur coloré acido-basique, à condition d'en choisir un dont la zone de virage englobe le $Ph$ à l'équivalence : par exemple le rouge de méthyle (4,2 - 6,2).

A la demi-équivalence, la moitié de l'ammoniac $\rm NH_3$ initialement présent a été transformé en autant d'ions ammonium $\rm NH_4^+$, donc les concentrations en ammoniac restant et en ammonium formé sont égales. On a alors $\rm pH = pKA$ du couple $\rm (NH^+_4 / NH_3)$.

Solution tampon

Une solution tampon renferme un acide faible et sa base conjuguée en concentrations égales ou voisines.

On sait que $\displaystyle \rm pH = pKA + \log\frac{[Base]}{[Acide]}$

Si $\rm [Base] = [Acide]$ alors $\rm pH = pKA$

Si $\rm [Base]$ est voisin de $\rm [Acide]$ alors $\rm pH$ est voisin de $\rm pKA$.

Une solution tampon possède un $\rm pH$ égal ou voisin du $\rm pKA$ du couple ayant servi à la préparer.

Le $\rm pH$ d'une solution tampon évolue peu :

• par addition en quantité modérée d'acide
• par addition en quantité modérée de base
• par dilution limitée

 Effet tampon

Exemple

On considère un couple $\rm AH / A^-$ dont le pKA vaut $5,0$.

Si le pH de la solution aqueuse contenant ces espèces est compris entre $\rm 4,0(pKA - 1) \: et \: 6,0(pKA + 1)$, alors la solution est tampon.

Si le pH de la solution est supérieur à $6,0$ ou inférieur à $4,0$, une des deux espèces devient négligeable par rapport à l'autre et la solution n'est plus tampon.

La présence simultanée de l'espèce $\rm AH$ et de l'espèce $\rm A^-$ en solution aqueuse empêche le pH de varier sensiblement lors d'un ajout modéré d'acide fort ou de base forte, ou encore lors d'une dilution.

Une telle solution est appelée solution tampon. 

En d'autres termes, si le pH d'une solution est tel que l'espèce $\rm AH$ et l'espèce $\rm A^-$ ont des concentrations non négligeables l'une par rapport à l'autre, on a une solution tampon.