Lernzettel: Introduction aux méthodes de dosage en chimie analytique

📋 Plan du Cours

1. Dosage : définition et objectifs
2. Solution étalon et courbe d’étalonnage
3. Spectrophotométrie et absorbance Beer-Lambert
4. Loi de Beer-Lambert et conditions d’application
5. Conductimétrie et loi de Kohlrausch
6. Dosage par étalonnage : détermination de la concentration
7. Titrage direct : réaction totale et rapide
8. Dosage, titre et titrage : définitions
9. Tableau d’avancement et relation à l’équivalence
10. Titrage par conductimétrie : volume d’équivalence
11. Titrage acide faible base forte : suivi du pH
12. Choix de l’indicateur coloré et zone de virage

📖 1. Dosage : définition et objectifs

🔑 Notions clés & Définitions

• Dosage : Le dosage est une méthode d’analyse chimique visant à déterminer la concentration (ou la quantité de matière) d’une espèce dans un échantillon.
• Solution étalon : Une solution étalon est une solution dont la concentration en soluté est connue avec une grande précision.
• Courbe d’étalonnage : Une courbe d’étalonnage relie une grandeur mesurée sur des solutions étalons à la concentration correspondante en soluté.
• Dosage par étalonnage : Le dosage par étalonnage consiste à utiliser une courbe préétablie pour déduire la concentration d’une solution à partir d’une grandeur mesurée.
• Absorbance A : L’absorbance A quantifie l’atténuation d’un faisceau lumineux après traversée de la solution, via les intensités I0 et I.

📝 Points essentiels

• Le dosage s’applique à des échantillons gazeux, liquides ou solides, et le cours limite l’étude au dosage par étalonnage en solution aqueuse et au titrage direct.
• Une solution étalon peut être achetée ou préparée avec de la verrerie de précision (fiole et pipette jaugées).
• Pour une conductivité σ ou une absorbance A, la courbe d’étalonnage est une droite passant par l’origine si la concentration vaut 0.
• Le dosage par étalonnage est non destructif et nécessite une courbe établie au préalable.
• On mesure σS ou AS de l’échantillon puis on lit la concentration sur l’abscisse du point correspondant à la valeur mesurée.
• En spectrophotométrie, la grandeur mesurée est l’absorbance A et la méthode convient si le soluté absorbe dans l’UV ou le visible.

💡 Astuce mémo

Étalonnage = Échantillon → Mesure (σ ou A) → Lecture sur la courbe pour trouver la concentration.

📖 2. Solution étalon et courbe d’étalonnage

🔑 Notions clés & Définitions

• Loi de Beer-Lambert : Loi reliant l’absorbance $A$ à la concentration $C$ via une constante $k$, sous conditions de validité.
• Absorbance : Grandeur sans unité mesurant l’atténuation du faisceau lumineux par la solution.
• Constante $k : Paramètre de la loi de Beer-Lambert qui dépend des propriétés optiques et de la géométrie de la cuve.
• Courbe d’étalonnage : Relation expérimentale $A=f(C)$ obtenue à partir de solutions étalons pour déterminer une concentration inconnue.

📝 Points essentiels

• L’absorbance suit $A=k\,C$ avec $A$ sans unité et $C$ en mol·L$^{-1}$, donc $k$ s’exprime en L·mol$^{-1}$.
• La relation $A=kC$ n’est valable que pour des solutions de faible concentration.
• Si la solution est trop concentrée, on dilue puis on remonte à la concentration initiale avec le facteur de dilution.
• Le solvant et la cuve absorbent aussi une partie du faisceau, ce qui impose une correction de l’absorbance.
• Correction par soustraction : on mesure l’absorbance d’une cuve remplie de solvant puis on la retranche à la mesure avec la solution.
• Deux méthodes de correction : (1) appareil réglé pour que l’absorbance du solvant soit 0 avant la mesure, (2) spectromètre double faisceau avec soustraction logicielle simultanée.

💡 Astuce mémo

Beer-Lambert = Absorbance proportionnelle à la Concentration (à faible $C$) ; on corrige le “fond” du solvant avant de tracer $A=f(C)$.

📖 3. Spectrophotométrie et absorbance Beer-Lambert

🔑 Notions clés & Définitions

• Absorbance : L’absorbance mesure la part de lumière absorbée par l’échantillon lors d’une mesure spectrophotométrique.
• Loi de Beer-Lambert : La loi de Beer-Lambert relie l’absorbance $A$ à la concentration $C$ et à la longueur de trajet $l$ traversée par la lumière.
• Droite d’étalonnage : Une droite d’étalonnage relie expérimentalement l’absorbance mesurée à la concentration des solutions étalons.
• Concentration de la solution analysée : La concentration $C_S$ est la valeur de concentration obtenue en lisant l’abscisse du point correspondant à l’absorbance de l’échantillon.

📝 Points essentiels

• La détermination de $C_S$ se fait à partir d’une mesure d’absorbance et de la droite d’étalonnage $A=f(C)$ correspondante.
• On utilise une solution étalon dont l’abscisse correspond à une concentration $C$ connue, puis on associe l’absorbance mesurée au point de la courbe.
• Pour trouver $C_S$, on repère sur la droite d’étalonnage le point dont l’ordonnée correspond à l’absorbance de la solution analysée.
• L’abscisse de ce point donne directement la concentration $C=C_S$ de la solution analysée.
• La méthode par étalonnage repose sur l’existence d’une relation linéaire entre absorbance et concentration dans le domaine considéré.

💡 Astuce mémo

Absorbance → étalonnage : même ordonnée, même point, donc même concentration (abscisse = $C_S$).

📖 4. Loi de Beer-Lambert et conditions d’application

🔑 Notions clés & Définitions

• Loi de Beer-Lambert : La loi de Beer-Lambert relie l’absorbance d’une solution à sa concentration et à l’épaisseur traversée par la lumière.
• Absorbance : L’absorbance est une grandeur optique mesurant l’atténuation de la lumière par une solution.
• Conductivité : La conductivité est une grandeur physique liée à la capacité d’une solution à conduire le courant, utilisée en dosage par étalonnage.
• Dosage par étalonnage : Le dosage par étalonnage détermine une concentration à partir d’une mesure expérimentale comparée à une courbe d’étalonnage.

📝 Points essentiels

• La loi de Beer-Lambert sert à convertir une mesure optique (absorbance) en concentration de soluté.
• L’application de la loi suppose que l’absorbance varie de façon proportionnelle avec la concentration dans le domaine étudié.
• L’épaisseur de la cuve intervient dans la relation entre absorbance et concentration, car le trajet optique conditionne l’atténuation.
• En dosage par étalonnage, la concentration est déduite d’une mesure de conductivité via une courbe reliant conductivité et concentration.
• La section mentionne aussi des dosages par titrage, où une grandeur physique (conductivité ou pH) est suivie pendant l’ajout progressif du réactif titrant.

💡 Astuce mémo

Absorbance = Concentration × Trajet (cuve) : même idée que « plus on met de soluté et plus la lumière traverse, plus ça s’atténue ».

📖 5. Conductimétrie et loi de Kohlrausch

🔑 Notions clés & Définitions

• Conductimétrie : Technique de titrage qui détermine le volume d’équivalence en suivant l’évolution de la conductivité ou de la conductance pendant l’ajout du titrant.
• Loi de Kohlrausch : Loi reliant la conductivité d’une solution à la contribution des ions présents, utilisée pour interpréter les variations de conductivité lors d’un titrage ionique.
• Tableau d’avancement : Tableau qui relie l’avancement $x$ d’une réaction aux quantités de matière des espèces, pour identifier l’état initial, l’équivalence et l’après-équivalence.
• Volume d’équivalence : Volume $V_E$ de titrant versé pour lequel la réaction de dosage atteint l’avancement correspondant à la consommation totale du réactif titré.

📝 Points essentiels

• On dose une solution en ajoutant progressivement un réactif titrant dans un bécher contenant le réactif titré, puis on mesure une grandeur (conductivité $\sigma$, pH) ou un changement de couleur.
• Pour une réaction $aA+bB\rightarrow cC+dD$, la quantité de matière de titrant ajoutée vaut $n_B= C_B\,V_B$ et on ne tient pas compte de la quantité de titrant déjà présente dans la burette.
• À l’équivalence, l’avancement $x_E$ rend le réactif titré totalement consommé, ce qui se traduit par $C_A V_A-a x_E=0$.
• À l’équivalence, le volume de titrant vérifie $C_B V_E-b x_E=0$, et on obtient aussi $\dfrac{C_A V_A}{a}=\dfrac{C_B V_E}{b}$.
• En conductimétrie, si la réaction implique des ions, on trace $\sigma$ (ou $G$) en fonction du volume de titrant versé pour repérer $V_E$.
• Après l’équivalence, le réactif titré n’est plus présent et l’avancement cesse, donc les quantités de produits restent constantes tandis que l’excès de titrant n’est plus consommé.

💡 Astuce mémo

Conductimétrie : ions → conductivité change → cassure de la courbe donne $V_E$.

📖 6. Dosage par étalonnage : détermination de la concentration

🔑 Notions clés & Définitions

• Titrage par conductimétrie : Méthode de dosage où l’on suit la conductivité (ou la conductance) de la solution pendant l’ajout progressif du titrant pour repérer le point d’équivalence.
• Conductivité σ : Grandeur électrique mesurant la capacité d’une solution à conduire le courant, utilisée ici comme signal expérimental en fonction du volume de titrant versé.
• Conductance G : Grandeur mesurée par le conductimètre, liée à la conductivité, qui peut aussi servir à repérer le volume d’équivalence lors d’un titrage.
• Volume d’équivalence VE : Volume de titrant ajouté pour lequel les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques, repéré sur la courbe σ=f(V) ou G=f(V).
• Réaction acido-basique H+ / HO- : Réaction de titrage acido-basique entre les ions H+ et HO- conduisant à la formation d’eau, utilisée pour relier VE aux concentrations.

📝 Points essentiels

• En conductimétrie, si la réaction de titrage met en jeu des ions, le signal σ (ou G) varie avec le volume de titrant ajouté et peut être modélisé par deux segments de droites.
• Le volume d’équivalence VE correspond à l’abscisse du point d’intersection des deux segments sur le graphe σ=f(Vréactif titrant).
• Pour une réaction stœchiométrique générale a H+ + b HO- → …, on relie les concentrations via la relation d’avancement à l’équivalence, avec xE déterminé par la stœchiométrie.
• Pour le cas 1 H+ + 1 HO- → H2O, on a a=1 et b=1, ce qui simplifie la relation entre CA, CB, VA et VE.
• Exemple HCl titré par NaOH : avec VA=100 mL, CB=0,1 mol·L−1 et VE=10 mL, on obtient CA=0,01 mol·L−1.
• La conductance G donne le même volume d’équivalence VE que la conductivité σ : on peut donc utiliser G pour déterminer le point d’équivalence.

💡 Astuce mémo

Intersection des droites = VE : σ (ou G) change de pente quand les réactifs sont consommés.

📖 7. Titrage direct : réaction totale et rapide

🔑 Notions clés & Définitions

• Titrage pH-métrique : Titrage où l’on suit l’évolution du pH pendant l’ajout progressif du titrant pour repérer l’équivalence.
• Réaction acido-basique : Réaction entre un acide et une base qui transforme les espèces titrées et titrantes en produits.
• Acide fort : Acide qui réagit de façon suffisamment complète avec une base pour rendre la réaction de titrage totale.
• Base forte : Base qui réagit de façon suffisamment complète avec un acide pour rendre la réaction de titrage totale.
• pKa : Constante d’acidité d’un couple acide/base qui quantifie la force relative de l’acide dans l’équilibre acide faible/base conjuguée.

📝 Points essentiels

• Un titrage pH-métrique exige une réaction acido-basique rapide et totale entre réactifs titré et titrant.
• Pour qu’un titrage acide-base soit total, il faut engager au moins un acide fort ou une base forte.
• L’acide éthanoïque (CH3COOH) est un acide faible, donc sa réaction avec l’eau (base faible) conduit à un équilibre et n’est pas adaptée pour un titrage direct.
• La réaction de CH3COOH avec HO− (base forte issue de la soude) est totale et s’écrit CH3COOH + HO− → CH3COO− + H2O.
• La mesure de pH se fait en plongeant la sonde (deux électrodes) dans la solution, et une mesure est généralement précise à ±0,05 unité de pH.
• Comparaison : réaction avec l’eau (équilibre) vs réaction avec HO− (totale) ; l’une ne convient pas pour titrer, l’autre convient car elle est complète.

💡 Astuce mémo

Totalité = au moins un fort : acide fort ou base forte ; faible + faible → équilibre (pas de titrage direct fiable).

📖 8. Dosage, titre et titrage : définitions

🔑 Notions clés & Définitions

• Dosage : Le dosage est une méthode expérimentale qui permet de déterminer la concentration d’une espèce dissoute à partir d’une réaction chimique contrôlée.
• Titre : Le titre est la valeur numérique associée à la concentration d’une solution, exprimée avec une unité (par exemple en mol·L⁻¹), utilisée pour les calculs de dosage.
• Titrage : Le titrage est une opération où l’on ajoute progressivement une solution titrante à une solution à analyser jusqu’à atteindre un point caractéristique de la réaction.
• Solution titrante : La solution titrante est la solution de concentration connue que l’on verse depuis la burette pendant le titrage.
• Solution titrée : La solution titrée est la solution dont on cherche la concentration, placée dans le bécher et réagissant avec la titrante.

📝 Points essentiels

• La réaction de titrage acide-base s’écrit ici $CH_3COOH+HO^-\rightarrow CH_3COO^-+H_2O$, ce qui permet de titrer l’acide éthanoïque par une base forte.
• Le pH-métrique consiste à suivre l’évolution du pH pendant l’ajout de titrant, en plongeant la sonde (2 électrodes) dans la solution.
• Une mesure de pH est généralement considérée précise à $\pm 0{,}05$ unité près.
• Le volume d’équivalence $V_E$ est le volume de titrant versé correspondant au point où les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques.
• Pour la réaction $CH_3COOH+HO^-\rightarrow CH_3COO^-+H_2O$, les coefficients stœchiométriques indiquent un rapport $1:1$ entre $CH_3COOH$ et $HO^-$ à l’équivalence.
• Dans l’exemple, l’ion $Na^+$ est spectateur : il n’intervient pas dans l’écriture de la réaction et ne modifie pas le pH.

💡 Astuce mémo

Titrage = pH qui bouge : tu verses (burette) jusqu’à l’équivalence $V_E$, puis tu lis la concentration via la stœchiométrie $1:1$.

📖 9. Tableau d’avancement et relation à l’équivalence

🔑 Notions clés & Définitions

• Tableau d’avancement : Tableau d’avancement : tableau qui suit l’évolution des quantités de matière via l’avancement x, depuis l’état initial jusqu’à l’état à l’équivalence xE.
• Équivalence d’un titrage : Équivalence d’un titrage : instant où les réactifs sont consommés dans les proportions stœchiométriques, ce qui fixe l’avancement xE et le volume VE.
• Avancement xE : Avancement xE : avancement atteint à l’équivalence, déterminé par la stœchiométrie et les quantités initiales des réactifs.
• Courbe dérivée du pH : Courbe dérivée du pH : dérivée du pH en fonction du volume ajouté, dont l’extrême (minimum/maximum) repère le volume d’équivalence VE.

📝 Points essentiels

• À l’équivalence, l’avancement vérifie xE = CA·VA·(coefficient stœchiométrique du réactif titré) = CB·VB·(coefficient stœchiométrique du réactif titrant) selon la réaction équilibrée.
• Pour une réaction 1:1 du type CH3COOH + HO− → CH3COO− + H2O, on obtient xE = CA·VA = CB·VE, d’où CA = (CB·VE)/VA.
• En milieu aqueux, on néglige la quantité de matière de l’eau dans le tableau d’avancement, car l’eau est le solvant.
• Le pH à l’équivalence n’est pas forcément 7 : il dépend de la nature de l’espèce majoritaire après consommation du réactif titré.
• Dosage CH3COOH par HO− : le pH à l’équivalence vaut 8,3 car la solution contient surtout CH3COO− (base conjuguée).
• Dosage NH3 par H+ : le pH à l’équivalence vaut 5,1 car la solution contient surtout NH4+ (acide conjugué).

💡 Astuce mémo

Équivalence = “tout le réactif titré est consommé” ⇒ xE relie CA·VA et CB·VE; pH(équivalence) suit l’espèce dominante (base conjuguée ⇒ pH>7, acide conjugué ⇒ pH<7).

📖 10. Titrage par conductimétrie : volume d’équivalence

🔑 Notions clés & Définitions

• Volume d’équivalence : Le volume d’équivalence est le volume de réactif titrant ajouté quand les quantités réagissantes sont stœchiométriques.
• Méthode des tangentes : La méthode des tangentes est une façon graphique de déterminer le volume d’équivalence à partir de l’allure de la courbe expérimentale.
• Condition d’équivalence acide-base : La condition d’équivalence exprime l’égalité des quantités de matière d’acide et de base consommées selon la stœchiométrie de la réaction.
• pH à l’équivalence : Le pH à l’équivalence est la valeur de pH observée au moment où la neutralisation est complète.

📝 Points essentiels

• À l’équivalence, les ions $HO^-$ apportés par la soude ont été neutralisés par les ions $H^+$ du titrant acide.
• Quand la neutralisation est complète, il ne reste essentiellement que de l’eau (en négligeant les ions issus de l’autoprotolyse).
• Le pH observé à l’équivalence est égal à 7 dans le cas présenté (titrage d’un acide fort par une base forte).
• Pour la réaction $1\,H^+(aq)+1\,HO^-(aq)\rightarrow H_2O$, la condition d’équivalence conduit à $C_A\,V_A=C_B\,V_E$ (avec les notations du cours).
• Le calcul donné aboutit à $C_A=0,100\,mol\,L^{-1}$ à partir de l’équation de réaction et de la relation d’équivalence.
• Le volume d’équivalence $V_E$ est déterminé sur la courbe par la méthode des tangentes, puis utilisé dans le calcul de concentration.

💡 Astuce mémo

Équivalence = neutralisation totale : $H^+$ et $HO^-$ disparaissent → il ne reste que $H_2O$ → $pH\approx 7$ (acide fort/base forte).

📖 11. Titrage acide faible base forte : suivi du pH

🔑 Notions clés & Définitions

• Indicateur coloré acido-basique : Un indicateur coloré acido-basique est un couple acide/base dont la couleur dépend du pH et donc de la forme prédominante.
• pKₐ d’un couple acido-basique : Le pKₐ d’un couple acide/base mesure la position de l’équilibre acide⇄base et sert de repère pour le changement de forme dominante.
• Zone de virage d’un indicateur : La zone de virage est l’intervalle de pH où les deux formes de l’indicateur coexistent et où la couleur change progressivement.
• Phénolphtaléine : La phénolphtaléine est un indicateur dont la forme acide est incolore et la forme basique est rose, avec un pKₐ autour de 9,4.
• Rouge de crésol : Le rouge de crésol est un indicateur dont la teinte acide est jaune et la teinte basique est rouge, avec une zone de virage centrée autour de pKₐ≈8,5.

📝 Points essentiels

• La couleur observée est un mélange des couleurs des formes acide et basique quand le pH est dans la zone de virage.
• Si $pH \le 7$ pour la phénolphtaléine, la forme acide prédomine et la solution reste incolore.
• Pour la phénolphtaléine, la couleur rose apparaît vers $pH\approx 8{,}5$ et devient majoritairement basique pour $pH>9{,}2$.
• Pour la phénolphtaléine, la zone de virage est $8{,}2<pH<10$ et son $pK_a$ est dans cet intervalle.
• Le changement de couleur commence avant $pH=pK_a$ car les quantités des espèces acide et basique deviennent proches, puis il devient net quand une forme devient très majoritaire.
• Pour déterminer $V_E$ (volume à l’équivalence), il faut choisir un indicateur dont la zone de virage contient le pH d’équivalence $pH_E$.

💡 Astuce mémo

pH dans la zone de virage = mélange de couleurs ; pH≈pKₐ = bascule progressive ; pH bien au-dessus/au-dessous = couleur nette.

📖 12. Choix de l’indicateur coloré et zone de virage

🔑 Notions clés & Définitions

• Rouge de Crésol : Indicateur coloré dont la zone de virage couvre un intervalle de pH permettant de repérer une équivalence acido-basique.
• Phénolphtaléine : Indicateur coloré dont la zone de virage correspond à un intervalle de pH où la couleur change lors du passage à l’équivalence.
• Bleu de Bromothymol : Indicateur coloré utilisé pour détecter une équivalence quand le pH à l’équivalence tombe dans sa zone de virage.
• Vert de bromocrésol : Indicateur coloré dont la zone de virage permet d’identifier l’équivalence lorsque le pH à l’équivalence est compris dans l’intervalle indiqué.

📝 Points essentiels

• Pour choisir un indicateur, on vérifie que le pH à l’équivalence $pH_E$ appartient à sa zone de virage.
• Rouge de Crésol : zone de virage $7,2$ à $8,8$ et passage de jaune à rouge au voisinage de l’équivalence.
• Phénolphtaléine : zone de virage $8,2$ à $10,0$ et passage de incolore à rose au voisinage de l’équivalence.
• Exemple (acide éthanoïque par soude) : si $pH_E=8,3$, les indicateurs possibles sont Rouge de Crésol et Phénolphtaléine car leurs zones contiennent $8,3$.
• Exemple (acide chlorhydrique par soude) : si $pH_E=7$, l’indicateur possible est le Bleu de Bromothymol car sa zone $6,0$–$7,6$ contient $7$.
• Exemple (ammoniac par acide chlorhydrique) : si $pH_E=5,3$, l’indicateur possible est le Vert de bromocrésol car sa zone $3,8$–$5,4$ contient $5,3$.

💡 Astuce mémo

pH_E doit tomber dans la zone : Crésol (7,2–8,8) → rouge, Phénolphtaléine (8,2–10) → rose, BBT (6–7,6) → bleu, Vert bromocrésol (3,8–5,4) → bleu.

📊 Tableaux de synthèse

Méthodes de dosage : signal mesuré et condition d’application

⚠️ Pièges & confusions fréquents

1. Confondre absorbance A et intensités I0/I : A=log(I0/I) et A est sans unité, alors que I0 et I sont des intensités.
2. Oublier la correction du “fond” : en spectrophotométrie il faut retrancher l’absorbance du solvant (cuve eau) ; en conductimétrie il faut soustraire la conductivité de l’eau distillée.
3. Croire que Beer-Lambert (A=k·C) ou Kohlrausch (σ=k·C) est valable pour toutes les concentrations : le cours impose “faible concentration” et donc dilution si besoin.
4. Se tromper sur la lecture de la courbe d’étalonnage : on associe l’ordonnée mesurée (A_S ou σ_S) au point de la droite, puis on lit l’abscisse C_S.
5. Mélanger équivalence et pH=7 : le pH à l’équivalence dépend de l’espèce majoritaire (ex. CH3COO− donne pH>7, NH4+ donne pH<7).
6. Penser qu’un titrage acide faible/base faible est “direct” : le cours dit que faible + faible conduit à un équilibre, donc pas de réaction totale.
7. En colorimétrie, choisir un indicateur dont la zone de virage ne contient pas pH_E : le changement de couleur ne repère alors pas correctement l’équivalence.

✅ Checklist Examen

1. Définir le dosage, préciser qu’on se limite au dosage par étalonnage en solution aqueuse et au titrage direct.
2. Expliquer ce qu’est une solution étalon et ce qu’est une courbe d’étalonnage (tracé grandeur mesurée vs concentration).
3. Justifier pourquoi, pour σ ou A, la courbe d’étalonnage est une droite passant par l’origine si C=0.
4. Décrire la démarche du dosage par étalonnage : mesurer σS ou AS, repérer le point de la droite, puis lire l’abscisse C_S.
5. En spectrophotométrie, donner l’expression de l’absorbance A=log(I0/I) et rappeler que la méthode convient si le soluté absorbe en UV/visible.
6. Énoncer la loi de Beer-Lambert A=k·C, préciser la condition de validité (faible concentration) et la correction due au solvant/cu ve.
7. Donner la forme de la constante k (k=ε(λ)·l) et rappeler qu’il faut travailler à longueur d’onde constante (λmax).
8. En conductimétrie, énoncer la loi de Kohlrausch σ=k·C, rappeler la correction par soustraction de la conductivité de l’eau distillée, et la condition “faible concentration”.
9. Décrire le titrage direct : réaction chimique totale et rapide, rôle du réactif titré et du réactif titrant, définition de l’équivalence et du volume d’équivalence V_E.
10. Utiliser le tableau d’avancement pour une réaction aA+bB→cC+dD : écrire les relations à l’équivalence (CA·VA/a = CB·VE/b) et interpréter la consommation totale du réactif titré.
11. Pour le titrage par conductimétrie, expliquer pourquoi σ (ou G) vs V présente deux segments et comment l’intersection donne V_E.
12. Pour le titrage pH-métrique, rappeler la condition “au moins un fort” pour que la réaction soit totale, décrire la construction de la courbe pH=f(V) et la détermination de V_E (méthode des tangentes ou courbe dérivée).
13. Pour le titrage par colorimétrie, définir indicateur coloré et zone de virage, puis expliquer le critère de choix : pH_E doit appartenir à la zone de virage de l’indicateur.
14. Savoir associer les indicateurs et leurs zones de virage (Rouge de crésol 7,2–8,8 ; Phénolphtaléine 8,2–10,0 ; BBT 6,0–7,6 ; Vert de bromocrésol 3,8–5,4) et relier la couleur attendue au passage à l’équivalence.