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Physique-chimie (spécialité) · TerminaleBac

Titrages pH-métriques et conductimétriques : exercices de Terminale

Publié le 6 novembre 2026 · Mis à jour le 6 novembre 2026 · Signaler une erreur

L'essentiel

  • À l'équivalence, les réactifs ont été introduits dans les proportions de l'équation du titrage : pour une réaction 1 pour 1, nA=nBn_A = n_B 2.
  • Le volume équivalent se repère par colorimétrie avec un indicateur coloré, ou par le tracé d'une courbe de suivi pH-métrique 1.
  • En conductimétrie, l'équivalence se repère par un changement dans l'évolution de la grandeur mesurée 2 : on trace deux droites et on cherche leur intersection.
  • Le calcul d'une concentration suit toujours le même chemin : équation, relation à l'équivalence, concentration de la solution titrée, puis facteur de dilution éventuel.

Comment utiliser ces exercices

Ces exercices te font travailler les deux grandes manières de suivre un titrage : le suivi pH-métrique et le suivi conductimétrique. Ils vont du calcul direct à l'exploitation de mesures, puis à des situations où il faut choisir et justifier une méthode. Cherche d'abord seul, sans regarder les indices. Si tu bloques, ouvre un indice, puis seulement la correction.

Pour repérer l'équivalence, on peut utiliser un indicateur coloré comme le bleu de bromothymol, puis réaliser un titrage pH-métrique plus précis en relevant le pH avec une électrode 1. Le titrage conductimétrique repose, lui, sur un changement observé au cours de l'ajout du réactif titrant 2. Le principe est le même dans tous les cas : le volume équivalent est un repère expérimental, et c'est lui qui alimente le calcul.

Les exercices

Exercice 1 Un titrage acide fort – base forte, calcul direct

★☆☆Environ 6 min

On titre un volume VA=10,0V_A = 10{,}0 mL d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration cAc_A inconnue par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration cB=0,100c_B = 0{,}100 mol·L−1^{-1}. L'équivalence est repérée pour un volume versé VE=12,5V_E = 12{,}5 mL.

L'équation de la réaction de titrage est :

H3O++HO−→2 H2O\mathrm{H_3O^+ + HO^- \rightarrow 2\,H_2O}

Calcule la concentration cAc_A de la solution d'acide chlorhydrique, en mol·L−1^{-1}.

Indice 1

Les coefficients stœchiométriques de H3O+\mathrm{H_3O^+} et HO−\mathrm{HO^-} valent tous les deux 1.

Indice 2

À l'équivalence, la quantité d'ions oxonium initialement présents est égale à la quantité d'ions hydroxyde versés.

Voir la correction pas à pas

  1. Relation à l'équivalence : les réactifs réagissent un pour un, donc nA=nBn_A = n_B, c'est-à-dire cAVA=cBVEc_A V_A = c_B V_E.

  2. On isole l'inconnue : cA=cBVEVAc_A = \dfrac{c_B V_E}{V_A}.

  3. Application numérique : cA=0,100×12,510,0=0,125c_A = \dfrac{0{,}100 \times 12{,}5}{10{,}0} = 0{,}125 mol·L−1^{-1}.

  4. Vérification : le volume versé est supérieur au volume de la prise d'essai, donc la solution titrée est plus concentrée que la solution titrante. Le résultat 0,125>0,1000{,}125 > 0{,}100 est cohérent.

Les volumes peuvent rester en millilitres tant qu'ils figurent des deux côtés du rapport. La concentration trouvée est cA=0,125c_A = 0{,}125 mol·L−1^{-1}.

Exercice 2 Vinaigre dilué et indicateur coloré

★☆☆Environ 8 min

Un vinaigre commercial est dilué 10 fois. On prélève VA=10,0V_A = 10{,}0 mL de la solution diluée, que l'on titre par de la soude de concentration cB=0,100c_B = 0{,}100 mol·L−1^{-1}. Un indicateur coloré, qui change de couleur à l'équivalence, permet de repérer par colorimétrie un volume équivalent VE=10,9V_E = 10{,}9 mL. L'acide du vinaigre réagit un pour un avec les ions hydroxyde.

Calcule la concentration en acide du vinaigre commercial, en mol·L−1^{-1}.

Indice 1

Calcule d'abord la concentration de la solution diluée.

Indice 2

Diluer 10 fois signifie que la solution commerciale est 10 fois plus concentrée que la solution diluée.

Voir la correction pas à pas

  1. Relation à l'équivalence (réaction un pour un) : cdilVA=cBVEc_{dil} V_A = c_B V_E.

  2. Concentration de la solution diluée : cdil=0,100×10,910,0=0,109c_{dil} = \dfrac{0{,}100 \times 10{,}9}{10{,}0} = 0{,}109 mol·L−1^{-1}.

  3. Prise en compte de la dilution : ccom=10×cdil=10×0,109=1,09c_{com} = 10 \times c_{dil} = 10 \times 0{,}109 = 1{,}09 mol·L−1^{-1}.

  4. Vérification : une concentration de l'ordre de 1 mol·L−1^{-1} est cohérente pour un vinaigre ménager.

La concentration du vinaigre commercial est 1,091{,}09 mol·L−1^{-1}. Oublier la dilution aurait donné 0,1090{,}109 mol·L−1^{-1}, dix fois trop faible.

Exercice 3 Lire un volume équivalent sur des mesures pH-métriques

★★☆Environ 12 min

On titre VB=20,0V_B = 20{,}0 mL d'une solution de base forte de concentration cBc_B inconnue par de l'acide chlorhydrique de concentration cA=0,0500c_A = 0{,}0500 mol·L−1^{-1}. Le pH est mesuré avec une électrode après chaque ajout. Le pH diminue au cours de l'addition de l'acide. Voici les mesures autour de l'équivalence :

VAV_A versé (mL) 11,0 11,5 12,0 12,5 13,0
pH 11,3 11,1 10,6 3,4 2,9
  1. Calcule la variation ΔpHΔV\dfrac{\Delta \mathrm{pH}}{\Delta V} sur chaque intervalle.
  2. En déduis un encadrement puis une estimation de VEV_E, en prenant le milieu de l'intervalle où la variation est la plus forte.
  3. Calcule la concentration cBc_B, en mol·L−1^{-1}.
Indice 1

Le saut de pH se situe là où la variation de pH par millilitre est la plus grande en valeur absolue.

Indice 2

À l'équivalence : cAVE=cBVBc_A V_E = c_B V_B, car la réaction est un pour un.

Voir la correction pas à pas

  1. Variations en valeur absolue : de 11,0 à 11,5 mL, 0,2/0,5=0,40{,}2/0{,}5 = 0{,}4 unité de pH par mL ; de 11,5 à 12,0 mL, 0,5/0,5=1,00{,}5/0{,}5 = 1{,}0 ; de 12,0 à 12,5 mL, 7,2/0,5=14,47{,}2/0{,}5 = 14{,}4 ; de 12,5 à 13,0 mL, 0,5/0,5=1,00{,}5/0{,}5 = 1{,}0.

  2. La variation est maximale entre 12,0 et 12,5 mL : l'équivalence est dans cet intervalle.

  3. Estimation au milieu de l'intervalle : VE≈12,0+12,52=12,25V_E \approx \dfrac{12{,}0 + 12{,}5}{2} = 12{,}25 mL.

  4. Relation à l'équivalence : cB=cAVEVB=0,0500×12,2520,0≈0,0306c_B = \dfrac{c_A V_E}{V_B} = \dfrac{0{,}0500 \times 12{,}25}{20{,}0} \approx 0{,}0306 mol·L−1^{-1}.

  5. Vérification : la valeur est du même ordre de grandeur que cAc_A, ce qui est attendu pour un volume équivalent proche du volume de la prise d'essai.

Avec des mesures espacées de 0,5 mL, on obtient seulement un encadrement de VEV_E. Pour une valeur plus précise, on resserre les ajouts autour de l'équivalence : c'est tout l'intérêt d'un premier titrage rapide avant un titrage précis. Ici cB≈0,0306c_B \approx 0{,}0306 mol·L−1^{-1}.

Exercice 4 Titrage conductimétrique : intersection de deux droites

★★☆Environ 12 min

On titre VA=20,0V_A = 20{,}0 mL d'une solution d'acide chlorhydrique par une solution d'hydroxyde de sodium de concentration cB=0,100c_B = 0{,}100 mol·L−1^{-1}, en suivant la conductivité σ\sigma du mélange. On néglige la dilution. Le tracé de σ\sigma en fonction du volume VV versé donne deux portions de droite de pentes différentes :

  • avant l'équivalence : σ1(V)=4,00−0,20 V\sigma_1(V) = 4{,}00 - 0{,}20\,V ;
  • après l'équivalence : σ2(V)=0,40+0,16 V\sigma_2(V) = 0{,}40 + 0{,}16\,V,

avec σ\sigma en mS·cm−1^{-1} et VV en mL.

  1. Explique qualitativement pourquoi la pente change à l'équivalence.
  2. Détermine VEV_E par le calcul.
  3. Calcule la concentration cAc_A, en mol·L−1^{-1}.
Indice 1

Pense aux ions qui disparaissent et aux ions qui apparaissent avant, puis après, l'équivalence (loi de Kohlrausch).

Indice 2

VEV_E est la valeur de VV pour laquelle σ1(V)=σ2(V)\sigma_1(V) = \sigma_2(V).

Voir la correction pas à pas

  1. Avant l'équivalence, les ions oxonium sont consommés et remplacés par des ions sodium, bien moins conducteurs : la conductivité diminue. Après l'équivalence, les ions hydroxyde versés ne réagissent plus et s'accumulent avec les ions sodium : la conductivité augmente. Le changement de pente repère l'équivalence.

  2. On écrit l'égalité des deux droites : 4,00−0,20 VE=0,40+0,16 VE4{,}00 - 0{,}20\,V_E = 0{,}40 + 0{,}16\,V_E.

  3. On regroupe : 3,60=0,36 VE3{,}60 = 0{,}36\,V_E, donc VE=10,0V_E = 10{,}0 mL.

  4. Relation à l'équivalence : cA=cBVEVA=0,100×10,020,0=0,0500c_A = \dfrac{c_B V_E}{V_A} = \dfrac{0{,}100 \times 10{,}0}{20{,}0} = 0{,}0500 mol·L−1^{-1}.

  5. Vérification : en VE=10,0V_E = 10{,}0 mL, σ1=σ2=2,00\sigma_1 = \sigma_2 = 2{,}00 mS·cm−1^{-1}, les deux droites se coupent bien au point trouvé.

L'intersection de deux droites est la méthode standard du suivi conductimétrique : elle ne demande pas d'indicateur et fonctionne même avec une solution colorée. On trouve cA=0,0500c_A = 0{,}0500 mol·L−1^{-1}.

Exercice 5 Un diacide : attention au coefficient

★★☆Environ 10 min

On titre VA=20,0V_A = 20{,}0 mL d'une solution d'acide oxalique H2C2O4\mathrm{H_2C_2O_4}, diacide pouvant céder deux protons, par de la soude de concentration cB=0,200c_B = 0{,}200 mol·L−1^{-1}. L'équivalence correspond à un volume versé VE=15,0V_E = 15{,}0 mL. L'équation de la réaction de titrage est :

H2C2O4+2 HO−→C2O42−+2 H2O\mathrm{H_2C_2O_4 + 2\,HO^- \rightarrow C_2O_4^{2-} + 2\,H_2O}

Calcule la concentration cAc_A de la solution d'acide oxalique, en mol·L−1^{-1}.

Indice 1

Une mole d'acide oxalique consomme combien de moles d'ions hydroxyde d'après l'équation ?

Indice 2

À l'équivalence, nHO−,verseˊ=2 nacide,initialn_{HO^-,versé} = 2\,n_{acide,initial}.

Voir la correction pas à pas

  1. Quantité d'ions hydroxyde versés à l'équivalence : nB=cBVE=0,200×15,0×10−3=3,00×10−3n_B = c_B V_E = 0{,}200 \times 15{,}0\times10^{-3} = 3{,}00\times10^{-3} mol.

  2. Les réactifs sont dans les proportions de l'équation : nA=nB2=1,50×10−3n_A = \dfrac{n_B}{2} = 1{,}50\times10^{-3} mol.

  3. Concentration : cA=nAVA=1,50×10−320,0×10−3=0,0750c_A = \dfrac{n_A}{V_A} = \dfrac{1{,}50\times10^{-3}}{20{,}0\times10^{-3}} = 0{,}0750 mol·L−1^{-1}.

  4. Vérification : sans le facteur 2, on aurait trouvé 0,1500{,}150 mol·L−1^{-1}, deux fois trop. Le coefficient 2 de l'équation compte.

La relation nA=nBn_A = n_B n'est valable que pour une réaction un pour un. Dès que les coefficients diffèrent, on repart de l'équation. Ici cA=0,0750c_A = 0{,}0750 mol·L−1^{-1}.

Exercice 6 Choisir la méthode de suivi

★★☆Environ 8 min

Un élève doit déterminer la concentration en acide d'un jus de fruit rouge foncé. Il hésite entre un titrage avec indicateur coloré, un suivi pH-métrique et un suivi conductimétrique.

  1. Pourquoi l'indicateur coloré est-il mal adapté ici ?
  2. Propose une méthode adaptée et indique ce qu'il doit tracer pour repérer l'équivalence.
  3. Un premier titrage rapide est-il utile avant le titrage précis ? Justifie.
Indice 1

Que devient un changement de couleur dans une solution déjà fortement colorée ?

Indice 2

Pour chacune des deux méthodes instrumentales, qu'est-ce qui change au voisinage de l'équivalence ?

Voir la correction pas à pas

  1. Un indicateur coloré s'observe par un changement de teinte. Dans un jus déjà rouge foncé, ce changement est masqué, donc le volume équivalent ne se repère pas de façon fiable.

  2. Le suivi pH-métrique convient : on relève le pH avec une électrode après chaque ajout de solution titrante 1 et on trace la courbe de titrage pour y repérer le saut de pH. Le suivi conductimétrique convient aussi : on trace la conductivité en fonction du volume versé, et l'équivalence correspond à un changement dans cette évolution 2.

  3. Oui. Un premier titrage avec de gros pas donne un encadrement de VEV_E, puis on resserre les ajouts autour de cette valeur pour un titrage précis. Cette démarche est celle d'un titrage avec indicateur coloré suivi d'un titrage pH-métrique précis 1.

Le choix de la méthode dépend de la solution étudiée : la couleur propre du milieu élimine la colorimétrie, tandis que les méthodes instrumentales (pH-métrie, conductimétrie) restent exploitables.

Exercice 7 Écart entre deux méthodes de repérage

★★★Environ 8 min

Au cours d'une séance, un groupe obtient deux volumes équivalents pour le même titrage : VE,col=11,2V_{E,col} = 11{,}2 mL par colorimétrie et VE,pH=10,9V_{E,pH} = 10{,}9 mL par la courbe pH-métrique. On prend le résultat pH-métrique comme référence.

  1. Calcule l'écart relatif, en pourcentage, entre les deux valeurs.
  2. Propose une explication à cet écart et dis quelle méthode tu retiendrais pour le calcul de la concentration.
Indice 1

L'écart relatif se calcule en divisant l'écart absolu par la valeur de référence.

Indice 2

Quand on repère un changement de couleur, à quel moment juge-t-on qu'il a eu lieu ?

Voir la correction pas à pas

  1. Écart absolu : 11,2−10,9=0,311{,}2 - 10{,}9 = 0{,}3 mL.

  2. Écart relatif : 0,310,9×100≈2,75 %\dfrac{0{,}3}{10{,}9}\times 100 \approx 2{,}75\ \%.

  3. Explication : le changement de couleur est apprécié à l'œil, et on a tendance à s'arrêter une goutte ou deux après l'équivalence, ce qui surestime VEV_E. Le tracé pH-métrique repose sur des mesures et sur un repérage du saut de pH, moins dépendant de l'observateur.

  4. Choix : on retient la valeur pH-métrique, plus précise, pour calculer la concentration.

L'écart de 2,75 %2{,}75\ \% reste modeste, mais il se retrouve entièrement dans la concentration calculée, puisque cc est proportionnelle à VEV_E. Un indicateur bien choisi donne un premier encadrement, la courbe pH-métrique l'affine.

Exercice 8 Soude commerciale diluée et concentration massique

★★★Environ 15 min

Une solution commerciale d'hydroxyde de sodium est diluée 100 fois. On titre VB=10,0V_B = 10{,}0 mL de la solution diluée par de l'acide chlorhydrique de concentration cA=0,100c_A = 0{,}100 mol·L−1^{-1}. Le suivi pH-métrique montre une équivalence pour VE=8,0V_E = 8{,}0 mL. La masse molaire de l'hydroxyde de sodium est M=40,0M = 40{,}0 g·mol−1^{-1}.

  1. Écris l'équation de la réaction de titrage.
  2. Calcule la concentration de la solution diluée, puis celle de la solution commerciale.
  3. En déduis la concentration massique de la solution commerciale, en g·L−1^{-1}.
Indice 1

Le titrage met en jeu les ions hydroxyde et les ions oxonium, qui réagissent un pour un.

Indice 2

La concentration massique est égale à la concentration molaire multipliée par la masse molaire.

Voir la correction pas à pas

  1. Équation : H3O++HO−→2 H2O\mathrm{H_3O^+ + HO^- \rightarrow 2\,H_2O}.

  2. Relation à l'équivalence : cdilVB=cAVEc_{dil} V_B = c_A V_E, donc cdil=0,100×8,010,0=0,080c_{dil} = \dfrac{0{,}100 \times 8{,}0}{10{,}0} = 0{,}080 mol·L−1^{-1}.

  3. Dilution : ccom=100×0,080=8,0c_{com} = 100 \times 0{,}080 = 8{,}0 mol·L−1^{-1}.

  4. Concentration massique : t=ccom×M=8,0×40,0=320t = c_{com}\times M = 8{,}0 \times 40{,}0 = 320 g·L−1^{-1}.

  5. Vérification : une solution très concentrée de soude, de plusieurs mol·L−1^{-1}, justifie bien une dilution aussi forte avant le titrage.

Le chemin est toujours le même : relation à l'équivalence, concentration diluée, facteur de dilution, puis changement d'unité. La solution commerciale contient 320320 g·L−1^{-1} d'hydroxyde de sodium.

Les questions qu'on se pose

Comment choisir entre un titrage pH-métrique et un titrage conductimétrique ?

Les deux méthodes instrumentales évitent de dépendre d'une couleur. Le suivi pH-métrique consiste à relever le pH avec une électrode et à tracer la courbe de titrage 1. Le suivi conductimétrique repère l'équivalence par un changement dans l'évolution de la mesure 2. Le texte de l'énoncé guide souvent le choix : si les espèces en solution sont des ions dont la conductivité varie nettement, la conductimétrie est adaptée ; si la réaction fait varier le pH de façon brusque, la pH-métrie convient.

Pourquoi faut-il parfois un premier titrage rapide avant le titrage précis ?

Un premier titrage avec un indicateur coloré donne un volume équivalent approximatif 1. On en déduit la zone où resserrer les ajouts lors du titrage pH-métrique précis, de façon à avoir beaucoup de points autour de l'équivalence sans en gaspiller loin de celle-ci.

À l'examen, quelle erreur de calcul coûte le plus de points dans un titrage ?

Les plus fréquentes sont l'oubli d'un coefficient stœchiométrique, l'emploi du mauvais volume (prise d'essai à la place du volume équivalent, ou l'inverse) et l'oubli du facteur de dilution. Écrire l'équation de la réaction avant tout calcul, puis la relation à l'équivalence, et garder les unités à chaque ligne évite l'essentiel de ces fautes.

Sources

Programme visé : Ressources pédagogiques – Titrages et analyse chimique · Éduscol

  1. Ressources pédagogiques – Titrages et analyse chimique, Éduscol. Consulté le 6 novembre 2026.
  2. Techniques de chimie analytique, Académie de Guyane. Consulté le 6 novembre 2026.

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