Titrage acido-basique

L'équation de Henderson-Hasselbalch pH = pKa + log([A⁻]/[HA]) est l'une des équations les plus utilisées en biochimie. Le plasma sanguin est tamponné à pH 7,4 par le système acide carbonique/bicarbonate (pKa 6,1) : même une variation de 1 mmol/L de CO₂ serait mortelle sans ce système. Les formulations pharmaceutiques, les dosages enzymatiques et l'électrophorèse dépendent tous de tampons ajustés au bon pKa. L'équation n'est valable que dans la zone tampon (environ pKa ± 1,5 unité de pH) — en dehors de cette plage, l'approximation ne tient plus et il faut utiliser les expressions exactes de l'équilibre.

Un titrage répond à une question simple : combien d'acide contient cette solution ? On ajoute la base goutte à goutte jusqu'à neutraliser exactement l'acide — le point d'équivalence — et, comme on connaît la concentration et le volume de la base, on remonte à celle de l'acide. L'astuce, c'est le pH : juste à ce point, une goutte de plus fait varier le pH de plusieurs unités, si bien que le virage de couleur d'un indicateur repère le point final. Fais glisser le curseur V_b pour observer le saut.

Augmente le curseur du pKa et regarde le saut au point d'équivalence s'aplatir. En règle générale, un acide ne donne un point final net et exploitable dans l'eau que si son Ka dépasse environ 10⁻⁸ (pKa inférieur à ~8) ; plus faible, la base conjuguée reprend tellement de protons à l'eau que la courbe n'a plus de marche nette qu'un indicateur puisse saisir. Les chimistes contournent le problème en titrant ces acides dans des solvants non aqueux qui ne concurrencent pas la réaction.