Titration d'un acide faible/fort par une base forte

[invitebf47fea3]

Bonjour

Je voudrais être sûr d'avoir bien compris mon cours sur la titration des acides faibles et forts par une base forte.

J'ai deux petites questions :

Dans le cas d'une titration d'un acide fort (Hcl) par une base forte (NaOH) est-il correct de dire qu'au point d'équilibre [OH^-] = [H⁺] = [HCl]₀ ?

De même, dans le cas d'une titration d'un acide faible (CH₃COOH) par une base forte (NaOH), est il-correct de dire qu'au point d'équilibre [OH^-] = [CH₃COO] = [CH₃COO]₀ ?

Je vous remercie d'avance pour vos réponses !
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[petitmousse49]

Bonjour
Tu veux sans doute parler de point d'équivalence.
Dans le premier cas, la solution à l'équivalence est une solution de chlorure de sodium. Les ions chlorure et les ions sodium sont indifférents. La solution est neutre : pH=7.
Dans le second cas, la solution est équivalente à une solution d'éthanoate de sodium. L'ion éthanoate étant une base très fable, à l'équivalence, la solution est faiblement basique : pH de l'ordre 8 : tout dépend des concentrations.

[invitebf47fea3]

Salut,

Merci pour ta réponse !

Effectivement je parlais bien du point d'équivalence et non d'équilibre.

Pour les deux expériences, les concentrations initiales de l'acide sont de 10^-1 mol/L. Cela permet-il de conclure à l'égalité des concentrations de mon premier message ?

[petitmousse49]

Pas du tout ! Dans le premier cas : [H3O+]=[HO-]=10^-7mol/L
Dans le second cas, il faudrait calculer le pH de la solution de base faible de concentration c'. c' n'est pas la concentration initiale de l'acide car, l'ajout de solution de soude pour le titrage augmente le volume. c'<c ;

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitebf47fea3]

Merci pour ta réponse. Je dois avoir raté quelque chose alors.

Pour le premier cas dans mon cours, on nous dit que le volume équivalent permet, quand on a connaissance de la concentration de la base ajoutée, de connaître la concentration initiale de l'acide fort ? Comment arrive-t-on à ce calcul ? Je pensais que comme on parlait d'un acide fort, on pouvait dire que [H+] = [HCL]0

Pour le second cas, à l'équivalence on a [OH-] = [CH3COO] et il nous est précisé que l'entièreté de l'acide faible s'est dissocié. Peut-on donc en déduire que [OH-] = [CH3COO] = [CH3COO]0 ?

[petitmousse49]

Tu as effectivement [H3O+]=c_a avant que ne commence le titrage puisque l'acide est fort. En cours de titrage, cette concentration en ions oxonium diminue par la réaction avec les ions hydroxyde apportés par la soude :
H3O⁺ + HO^- = 2H₂O
Dans le cas de l'équivalence, la quantité d'ions hydroxyde ajouté est égale à la quantité initiale d'ions oxonium. Comme la réaction est quasi totale, il ne reste donc pratiquement plus d'ions oxonium et hydroxyde à l'équivalence : plus précisément, il en reste 10^-7mol/L soit extrêmement peu.
Il faudrait vraiment que tu étudies un cours structuré sur les dosages acide - base. Un forum comme celui-ci peut éclairer sur quelques points incompris mais il n'est pas possible de faire un cours complet...

[chris28000]

Dans le cas de l'équivalence, la quantité d'ions hydroxyde ajouté est égale à la quantité initiale d'ions oxonium. Comme la réaction est quasi totale, il ne reste donc pratiquement plus d'ions oxonium et hydroxyde à l'équivalence : plus précisément, il en reste 10^-7mol/L soit extrêmement peu.

oui, car avant l'équivalence [H3O+]>[OH-] , après l'équivalence [H3O+]<[OH-] donc à l'équivalence on a l'égalité. et comme le produit =10^-14 on a PH=7

[chris28000]

Pour le second cas, à l'équivalence on a [OH-] = [CH3COO] et il nous est précisé que l'entièreté de l'acide faible s'est dissocié. Peut-on donc en déduire que [OH-] = [CH3COO] = [CH3COO]0 ?

a l'équivalence, on a versé autant de moles de OH- qu'il y avait de moles CH3COO et de moles CH3COO- dans la solution initiale, et on a aussi [OH-] =[CH3COOH] <<<[CH3COO]0

[invitebf47fea3]

Merci à tous les deux pour votre aide.

En fait @petitmousse49 je passe un concours avec une partie en biophysique et ils ont ajouté ce tout petit chapitre composé simplement de ces deux courbes de titration précédées d'une courte présentation des acides et des bases. Le chapitre est réduit à son maximum, et dans les annales il était simplement de demander de commenter une de ces deux courbes. J'ai essayé de me plonger dans de vrais cours mais sans grand succès, au vu du temps qu'il me reste et surtout de l'importance de ces deux courbes par rapport au programme général, je me suis résigné à apprendre leur commentaire.

Donc si je résume avec tous vos apports :

Dans le cas 1, à l'équivalence on a [H3O⁺]=[OH^-] avec un pH de 7 car [H3O⁺]*[OH^-] = 10^-14 à 25°.

a l'équivalence, on a versé autant de moles de OH^- qu'il y avait de moles CH₃COO et de moles CH₃COO^- dans la solution initiale, et on a aussi [OH^-] =[CH₃COOH] <<<[CH₃COO]₀

Par contre je ne comprends pas pour le deuxième cas. Au point d'équivalence n'a-t-on pas tout l'acide qui s'est dissocié ? Si [OH^-] = [CH₃COOH] ça veut dire qu'à l'équivalence [CH₃COOH] = [CH₃COO^-] (car [OH^-] = [CH₃COO^-]) ? N'est-ce pas une égalité qu'on peut poser au point de demi-équivalence ?

[chris28000]

Par contre je ne comprends pas pour le deuxième cas. Au point d'équivalence n'a-t-on pas tout l'acide qui s'est dissocié ? Si [OH^-] = [CH₃COOH] ça veut dire qu'à l'équivalence [CH₃COOH] = [CH₃COO^-] (car [OH^-] = [CH₃COO^-]) ? N'est-ce pas une égalité qu'on peut poser au point de demi-équivalence ?

a l'équivalence il y a une quantité infinitesimale de CH3COOH et une quantité infinitésimale de OH-

[invitebf47fea3]

Ok. Donc finalement les formules présentées dans mon premier poste étaient bien correctes ?

[chris28000]

au debut du titrage: on a dans la solution CH3COOH,CH3COO-,H3O+ avec [H3O+]=[CH3COO-] et donc c0=[CH3COOH]+[H3O+]
on pendant titrage H3O+ +OH- ->2H2O
puis CH3COOH+OH- -> CH3COO-+H2O
donc a l'équivalence on a bien versé un nombre de moles OH- = au nombre de mole n0 d'acide, mais il y a une quantité infinitesimale de CH3COOH et une quantité infinitésimale de OH-

[chris28000]

ok. Donc finalement les formules présentées dans mon premier poste étaient bien correctes ?

[oh-] = [ch3coo] <<<< [ch3coo]0

[invitebf47fea3]

Je prends ça pour un oui. Merci pour l'aide.

[invitebf47fea3]

Dans le cadre d'une titration d'un acide fort AH/A- par une base forte B

Au point d'équivalence, [H₃O⁺] = [OH^-] = [AH]₀

Dans le cadre d'une titatrion d'un acide faible AH/A- par une base forte B

Au point d'équivalence, [OH^-]=[A^-]=[AH]₀

[chris28000]

non,<<<<<< signifie beaucoup plus petit que!!!!

[invitebf47fea3]

Mais j'ai bien compris mais je ne comprends pas en quoi votre égalité rend la mienne fausse !

[oh-] = [ch3coo] <<<< [ch3coo]0

Vous dites que [OH-] = [A-] <<<< [A-]0 et je disais que [OH-] = [A-] = [AH]0.

Pourriez-vous m'expliquer où est la contradiction ?

[chris28000]

"plus petit que" , ce n'est pas pareil que "égal à"

[chris28000]

erreur de frappe :[oh-] = [ch3cooH] <<<< [ch3cooH]0 et
relire post #12

[jeanne08]

Je pense que Halogènes fait une confusion entre les espèces ajoutées et les espèces présentes ...

1) une réaction de titrage est une réaction quasi totale du genre : réactif + titrant -> produits
exemples:
H3O+ provenant d'un acide fort donc en même temps qu'un anion spectateur tel que Cl- titré par base forte OH- : H3O+ +OH- -> 2H2O
AH , acide faible ( très peu dissocié au départ) par une base forte : AH + OH- -> A- +H2O
note : on ajoute les OH- progressivement en même temps qu'un cation spectateur comme Na+

2) l'équivalence a lieu quand on a mis juste ce qu'il faut de titrant pour réagir avec le réactif mis au départ, ni trop , ni trop peu !

3) soit un volume 0,01 L de solution de concentration C0 = 0,1 mol/L de solution d'acide fort ou faible : on a donc au départ 0,01 mol d'acide fort ou faible.
Quand on ajoute progressivement les OH- ils disparaissent ( voir les réactions de titrage ) avec autant de mol d'acide et ceci jusqu'à l'équivalence . Donc à l'équivalence on n'a quasi plus d'acide ni de OH- en solution
note : on indique "quasi" car des ces solutions il y a toujours un "chouia" possible ( mais négligeable souvent ) d'acide restant , de base , de H3O+ et de OH-

4) j'ai pris volontairement des valeurs numériques pour comprendre plus facilement , en réalité quand on fait un titrage on compte la quantité de titrant mis jusqu'à l'équivalence et on en déduit la quantité de réactif prélevé ...

[jeanne08]

erreur au 3) on a au départ 0,001 mol d’acide

[invitebf47fea3]

erreur de frappe :[oh-] = [ch3cooH] <<<< [ch3cooH]0 et
relire post #12

Ouf. Je croyais devenir fou.

Merci beaucoup pour l'explication @jeanne08 ! Effectivement je mélangeais tout mais je crois que c'est un peu plus clair pour moi. Du coup si je résume comme j'ai compris : pour le titrage d'un acide faible.

Le temps t₀ correspond à l'état initial, avant la dissociation de l'acide.
A un temps t₁, on a seulement l'acide en solution après sa dissociation.

Ce qu'on va pouvoir dire c'est qu'à l'équivalence [OH^-]_ajouté = [H⁺]_t1. Et comme on parle d'un acide fort, [H⁺]_t1 = [AH]_t0 donc [OH^-]_ajouté = [AH]_t0 => c'est comme ça qu'on peut connaître la concentration initiale de l'acide introduite dans la solution [AH]_t0.

Est-ce que c'est ça ou je suis encore à côté ?

J'attends d'être sûr pour la titration d'un acide fort avant de passer à un acide faible.

Merci d'avance !

[jeanne08]

On avance ...

1) les réactions acide /base dans l'eau sont toutes instantanées
2) une solution d'acide fort comme HCl contient des H3O+ ( notés H+ pour aller plus vite) et des Cl-et une solution d'acide faible noté AH contient des AH quasi intacts
3) lorsqu'on ajoute des OH- à une solution d'acide fort on fait H3O+ + OH- -> 2H2O et à une solution d'acide faible AH + OH- -> A- + H2O
4) à l'équivalence (revoir la définition ) on n'a quasi pas de OH- et pour l'acide fort il ne reste quasi plus de H3O+ ( la solution est neutre donc pH = 7 ) et pour l'acide faible on a des A- ( A- étant une base faible la solution est alors un peu basique )
5) on ne peut pas écrire des égalités de concentration comme tu le fais et tu vas vite comprendre pourquoi : soit 0,010 L de solution d'acide faible AH ( concentration C0 ) auquel on ajoute une solution 0,1mol/L de OH- . A l'équivalence on a versé 8 mL = 0,008L de solution de soude . On est alors à l'équivalence de la réaction AH + OH- -> A- +H2O donc le nombre de OH- versé = le nombre de AH initialement présents ( c'est l'équation chimique qui nous le dit , elle manipule des quantités de matière en mol )
nombre de OH- = 0,008 (L )*0,1 (mol/L) = nombre de AH = 0,010 (L) * C0 ( mol/L) ... donc on va pouvoir connaitre C0

[invitebf47fea3]

Re-Bonjour.

Merci beaucoup @Jeanne08. Ça fait plusieurs semaines que je suis à la recherche d'une explication claire comme la votre sur l’interaction des éléments et j'avais fini par abandonner. Vraiment un grand merci !

Je récapitule tout ce que j'ai compris :


Pour un acide fort / base forte

1. Dans la solution initiale on a 4 concentrations : [H⁺]=[A^-] et [AH] = [OH^-] = 0. On est donc dans une solution acide car [H⁺] > [OH^-].
   
   
2. On ajoute une base forte (BH⁺ et OH^-). Les ions hydroxydes ajoutés réagissent avec les ions hydronium présents pour former de l'eau. On a une diminution de [H⁺] tandis que les autres concentrations ne changent pas. Le pH augmente.
   
   
3. A l'équivalence, on a ajouté une certaine quantité d'ions hydroxydes permettant de faire disparaître (presque) tous les ions hydroniums. On a donc à l'équivalence [H⁺] = [OH^-] = [AH] ≈ 0. On peut par ailleurs calculer la concentration initiale de l'acide (par le calcul que vous détaillez dans votre point 5). Le pH vaut 7.
   
   
4. Si on continue d'ajouter la base, on a une augmentation des ions hydroxydes et donc on passe donc à une solution basique avec [OH^-] > [H⁺] = 0. Finalement lors de l'expérience seules les concentrations de [H⁺] et de [OH^-] ont été modifiées.
   

Est-ce correct ?


Pour un acide faible / base forte

1. Dans la solution initiale on a 4 concentrations [A^-] = [H⁺] et [AH] ≠ 0 tandis que [OH^-] = 0.
   
   
2. On commence à verser une base forte (BH⁺ et OH^-). Les ions hydroxydes qui vont réagir avec l'acide non dissocié, [AH] pour former de l'eau. On a donc [AH] qui diminue, [A^-] qui augmente tandis que [H⁺] et [OH^-] ne changent pas.
   
   
3. On atteint la demi-équivalence : à ce moment là [AH] = [A^-]. Cela nous permet d'ailleurs trouver le pKa de l'acide lorsqu'on on connaît le pH. L'expérience continue et on note toujours les mêmes variations de concentration.
   
   
4. On atteint le point d'équivalence : à ce moment là, tout l'acide a été dissocié, donc [AH] = 0 et [OH^-] est toujours égale à 0 d'où l'égalité [AH] = [OH^-]. On peut par ailleurs calculer la concentration initiale de l'acide (par le calcul que vous détaillez dans votre point 5). [H⁺] n'a toujours pas changé et [A^-] a augmenté.
   
   
5. Après l'équivalence, les ions hydroxydes réagissent avec les ions hydroniums et on a une baisse du pH. Ensuite, il ne reste plus que des ions hydroxydes qui s'accumulent : on est dans une solution basique.
   

Je suis un peu moins sûr de cette deuxième explication. Deux points me posent problèmes : dans mon explication, [H⁺] et [OH^-] ne sont pas modifiées avant le point d'équivalence, or le pH n'a pas attendu d'atteindre ce point d'équivalence pour varier. Deuxième point problématique, pourquoi lorsqu'on commence à verser la base forte, le pH augmente-t-il ? Si les ions hydroxydes réagissent avec [AH], [OH^-] reste nulle et [H⁺] n'est pas modifiée. C'est à chaque fois le même problème : je ne vois pas comment le pH peut-il être modifié si [H⁺] et [OH-] ne varient pas. Je pensais qu'on estimant le pH par rapport à [OH^-] et [H⁺]

Merci 1000 fois.

[jeanne08]

Tu as compris beaucoup de choses ... les choses les plus élémentaires à saisir ...
Mais les choses en réalité sont beaucoup plus complexes que cela. En gros cela se passe comme tu le dis ... mais en gros seulement

Toute suite : une chose à rectifier dans le dosage acide faible + base forte : point 5 : Arrivé à l'équivalence la solution contient essentiellement des A- ( base faible ) donc la solution est faiblement basique . Lorsqu'on continue alors à ajouter des OH- ils s'accumulent et la solution devient très basique. Mais le pH ne baisse jamais !

Pour ce qui concerne le titrage le tout est donc de bien détecter l'équivalence et cette équivalence est marquée par un saut de pH que l'on peut détecter avec un pHmètre ou avec un changement de couleur d'un indicateur bien choisi

Donc en gros tout ce qui est dit est correct mais les réactions acide/base en solution aqueuse sont assez compliquées en réalité car il y a la réaction qui a lieu en gros ( que l'on appelle réaction prépondérante) et tout un tas de réactions annexes entre les espèces et l'eau ( qui est un acide et une base faibles certes mais ... ) et qui entraine la formation ou la présence de "chouia" de tout ... bref ces chouia en questions sont en général négligeables en quantité mais ...

Lorsqu'on ajoute une progressivement une base forte ( OH-) à une solution d'acide fort H3O+ la réaction quasi totale H3O++OH- -> 2H2O a lieu et les OH disparaissent en quasi totalité ... mais si le pH passe de 3 à 4 alors les OH- passent de 10^-11 à 10^-10 mol/L ... chouia certes mais qui varie un peu et dont on peut ne pas parler en première approximation ...
Lorsqu'on ajoute une base forte à une solution d'acide faible AH ( l'acide faible AH est quasi intact, donc chouia de A- au départ ) la réaction AH + OH- -> A- +H2O est quasi totale donc pH = pKa à la demi équivalence , les OH- disparaissent en quasi totalité mais si le pH passe de 4 à 6 alors la encore les OH- passent de 10^-10 à 10^-8 mol/L ( chouia !! la encore )? les H+ n'interviennent pas dans cette histoire , ils restent chouia mais chouia variable ( réactions des espèces avec l'eau ... )

Bref en première approximation il faut comprendre que la réaction de titrage est la plus importante , que c'est à partir de la détermination de l'équivalence que l'on détermine un titre ... mais que les choses sont en réalité plus compliquées mais que l'on peut dans certains cas ignorer ces complications ... tout dépend du niveau d'études que l'on veut atteindre !

[invitebf47fea3]

C'est grâce à vous ! Merci pour la patience.

Effectivement, l'erreur dans le point 5 pour le titrage d'un acide faible est une faute de frappe, j'avais bien compris.

A vrai dire, mon cours ne va pas aussi loin, on ne fait qu'effleurer le sujet. Ce que vous me dites, c'est que dans les différents points de mon précédent message il n'y a pas d'erreur (sauf celle corrigée ci-dessus) mais que pour comprendre l'évolution du pH il faudrait rentrer dans des détails plus précis ? Le cas échéant, je me contenterais de ces points et de connaître l'aspect de la courbe de titration et donc l'évolution du pH. (Sauf si vous avez encore une explication limpide à cette variation du pH qui me semble toujours contre-intuitive).

Encore merci.

[jeanne08]

Donc tu dois comprendre la réaction de titrage , la notion d'équivalence et ce à quoi cela va servir et retenir que l'équivalence est repérée par un saut de pH détectable au pHmètre ou avec un indicateur coloré bien choisi.
les courbes de pH sont des courbes logarithmiques ... et cela n'est pas du tout intuitif ...,lorsqu'on dose des solutions dont les concentrations sont de l'ordre de 0,1 ou 0,01 ( ou même 0,001 mol/L ) une concentration qui passe de 10^-5 à 10^-7correspond à une espèce tout à fait négligeable, qui reste négligeable et pourtant la courbe de pH montre une évolution...

[invitebf47fea3]

Bonjour,

Je suis revenu à mon cours et ai adapté avec ce que j'avais compris ici. J'ai ajouté le calcul du pH et supprimé l'évolution de certaines concentrations. Un grand merci à tous ceux qui m'ont aidé et particulièrement à @jeanne08.

Voilà ce que ça donne

Titration d’un acide fort par une base forte

1. Avant la titration, on a que l’acide fort en solution. C’est un acide fort donc [H+] vaut la concentration de l’acide. On est dans une solution acide car [H+] > [OH-]
   pH = - log C
   
   
2. On ajoute une base forte (BH+ et OH-). Les ions hydroxydes ajoutés réagissent avec les ions hydroniums présents pour former de l'eau.
   Le pH augmente.
   
   
3. On a un saut de pH. Au centre de ce saut, on est au volume équivalent. La quantité d’ions hydroxydes ajoutés a fait réagir tous les ions hydroniums. Dès lors [OH-] = [H+], on est dans une solution neutre.
   Le pH vaut 7
   
   
4. Après le volume équivalent, on a une accumulation des ions hydroxydes et donc on passe donc à une solution basique avec [OH-] > [H+].
   Le pH vaut 14 + log C
   

Titrage d’un acide faible par une base forte

1. Avant la titration, on a que l’acide faible en solution avec un équilibre entre l’acide faible et sa base conjuguée.
   pH = ½(pKa – log C)
   
   
2. On ajoute une base forte (BH+ et OH-). Les ions hydroxydes ajoutés réagissent avec l’acide faible non dissocié pour former la base conjuguée et de l’eau.
   Le pH augmente légèrement.
   
   
3. On a un plateau qui représente l’effet tampon. Au centre de ce plateau, on est à la demi-équivalence. La quantité d’ions hydroxydes ajoutés a transformé la moitié de l’acide pour donner la moitié de la base. On a [AH] = [A-]
   pH = pKa + log ([A-]/[AH]) => pH = pKa + log 1 => pH = pKa
   
   
4. On a un saut de pH. Au centre de ce saut, on est au volume équivalent. Tout l’acide a été transformé en sa base conjuguée, seule en solution. On a [OH-] = [AH].
   pH = 7 + ½(pKa + log C)
   
   
5. Après l'équivalence, c’est la base forte qui domine.
   pH = 14 + log C
   

Pour votre dernière explication @jeanne08, c'est noté et je vais me contenter de retenir l'évolution du pH.

Pour finir en beauté, trois petites dernières questions :


Quand on fait référence à [AH]₀ c'est bien la concentration après la dissociation de l'acide dans l'eau ? Pour un acide fort [AH]₀ = 0. Ai-je raison ?

Dans une correction fournie par mon professeur sur le commentaire de la titration d'un acide faible par un acide fort, il est dit ceci "Après l’équivalence, nous sommes en présence de la base conjuguée et de soude.". Est-on bien d'accord qu'il va également rester des ions hydroniums qui vont petit à petit réagir avec les ions hydroxydes qui continuent d'être ajoutés ?

Enfin, le prof fait quelques mentions que je voudrais éclaircir une bonne fois pour toute. Au point d'équivalence dans la titration d'un acide fort, il dit précisément ici "connaissant la concentration de soude ajoutée, on peut déterminer la concentration initiale de la solution. Vous savez ce que vous avez ajouté et vous savez que c'est égal à ce que vous avez dans la solution". A
Au point d'équivalence dans la titration d'un acide faible, il dit précisément ici "la concentration de soude ajoutée est égale à la concentration de l'acide initiale").
Je crois que c'est le point 5 que vous avez développé dans votre message #23 mais je ne suis pas sûr d'avoir compris. Y-a-t-il une formule générique qu'on peut appliquer sachant qu'on part à chaque fois de la concentration de soude ajoutée ?

Merci beaucoup

[jeanne08]

ce sont des questions annexes ... et je pense que le plus important est compris ...

- Quand on fait référence à (AH)0 ... ben c'est pas clair à priori ... le contexte est important : on peut considérer que (AH)0 est la concentration initiale de l'acide mis dans l'eau et que la concentration en AH est nulle si l'acide est fort ( transformé en H3O+) ou la concentration initiale en acide si l'acide est faible ( donc quasi intact )...
On dit : on a une solution de HCl de concentration 0,05 mol/L ... cela veut dire que l'on a préparé la solution en mettant 0,05 mol de HCl dans 1L d'eau .Comme HCl est un acide fort ... la solution contient 0,05 mol de H3O+ et Cl-

- quand on dose un acide faible AH par la soude à l'équivalence on a essentiellement des A- ( base faible ) et quasi pas de H3O+ et OH-. Quand on continue à ajouter de la soude , elle s'accumule donc la solution va contenir une base forte : OH- et une base faible A-. la base forte impose son pH ( la base faible A- ne réagit quasi pas avec l'eau )

- a l'équivalence on a ajouté juste ce qu'il faut de soude pour réagir avec l'acide fort ou faible prélevé au départ ... et ceci en mol ! Il est à priori faux de dire que "la concentration de soude ajoutée est égale à la concentration d'acide initiale"
Si on a prélevé un volume Va(en L ) de solution d'acide ( fort ou faible , monoacide ) de concentration Ca mol/L on ajoute à l'équivalence Vb (en L ) de solution de soude de concentration Cb on a alors Ca Va = Cb Vb . Tu remarqueras alors deux choses : si Va=Vb alors Ca=Cb ( donc ton prof a parfois raison ! ) et que finalement j'ai mis Va et Vb en L mais que , pour appliquer cette formule, il suffit de mettre Va et Vb dans la même unité
Cette dernière formule CaVa = CbVb est la plus utile pour le dosage . attention elle ne s'applique qu'au titrage d'un monoacide ( qui ne peut donc donner qu'un H+) par une base.

[invitebf47fea3]

- C'est noté.

- D'accord ça ce n'était pas compris. J'en déduis donc que dès qu'on dit que l'acide est faible, il se dissocie très peu et donc [AH] >>>> [A-] = [H] ≃ 0. D'où la conclusion que pour la titration d'un acide faible par une base forte, on a quasi pas de H+ et donc à l'équivalence, on a essentiellement A-. C'est ça ?

- Ok.. Je crois que j'ai compris : A l'équivalence, pour un monoacide faible/fort on peut poser Ca Va = Cb Vb et jouer avec cette formule à condition que toutes les unités soient les mêmes. Le prof dit qu'on peut récupérer la concentration initiale mais on peut en fait imaginer récupérer le volume initial si on le souhaite ?