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Introduction à la Titration

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Titrage est une méthode couramment appliquée d’analyse chimique quantitative utilisée pour déterminer la concentration inconnue d’une solution. Un titrage typique est issu d’une réaction entre une solution titrante et un analyte. La solution titrante de concentration connue est peu à peu ajouté à un volume précis d’un analyte inconnu jusqu'à ce que la réaction atteint un point de terminaison.

Au point de terminaison, les taupes de solution titrante et l’analyte sont égaux. En manipulant l’équation concernant le volume et la concentration, on peut déduire la concentration de l’analyte.

Cette vidéo sera illustrer les principes qui sous-tendent le titrage, de présenter un protocole pour déterminer la quantité d’acide acétique dans le vinaigre commercial et enfin explorer certaines applications courantes de la méthode.

Les titrages sont classés selon le type de réaction effectuée. Par exemple, faire des titrages redox utiliser d’un échange d’oxydo-réduction entre réactifs qui implique le transfert d’électrons d’un réactif à l’autre. Les titrages complexométriques s’appuient sur la formation d’un complexe en grande partie non dissocié. Toutefois, les titrages acide-base, qui exploitent la neutralisation d’un acide avec une base, sont parmi le plus largement étudié. Pour déterminer la concentration d’acide dans un analyte, une base, comme l’hydroxyde de sodium est utilisée. Hydroxyde de sodium est hygroscopique, c'est-à-dire, il a la propriété d’absorber l’humidité de l’atmosphère. Avant de pouvoir être utilisé comme une solution titrante, sa concentration exacte en solution doit être standardisée.

Pour ce faire, il est d’abord titré par le phtalate d’hydrogène potassium standard, primaire. Un étalon primaire doit être pure, stable et non hygroscopique et ont un poids moléculaire élevé. Parce que la quantité d’ions hydronium a contribué par l’étalon primaire est connue à un degré élevé d’exactitude, il sert à déterminer la concentration exacte des ions hydroxyde dans la solution titrante. Au cours d’un titrage acide-base, le pH peut être tracé en fonction du volume de la solution titrante ajoutée. Le point d’inflexion sur la courbe, le point au cours de laquelle il y a une quantité stoechiométrique d’égale d’acide et basique dans une solution, est appelé le point d’équivalence.

La plupart des acides et des bases sont incolores, sans aucune réaction visible au point d’équivalence. Pour observer lorsque le point d’équivalence est atteinte, un indicateur de pH est ajouté. Il s’agit d’un colorant sensible de pH qui change de couleur dans des environnements différents pH. Il est important de noter ce point de terminaison n’est pas égal au point d’équivalence, mais indique quand un pH particulier a été atteint. Par exemple, la phénolphtaléine change de couleur autour d’un pH de 8 et est couramment utilisé comme un indicateur de titrages acide-base avec un point d’équivalence autour de pH 7. Alors qu’un indicateur précis pour le titrage est celui qui change de couleur comme proche de l’équivalence que possible, la courbe de titrage a une pente raide autour du point d’équivalence, conduisant à un niveau acceptable d’erreur. Au point d’équivalence, les taupes de base ajoutées sont égaux les moles d’acide initialement présente. Une équation qui utilise la molarité et le volume de chaque composant peut être utilisée. Avec les trois autres valeurs connues, on peut calculer la concentration en acide. Maintenant que vous comprenez les principes qui sous-tendent la procédure, permet de jeter un oeil à un protocole réel pour déterminer le pourcentage de l’acide acétique dans un échantillon de vinaigre commercial en faisant réagir avec une solution d’hydroxyde de sodium normalisée.

En règle générale, un estimation approximative de titrage est effectué pour approximative où sera le point de terminaison. Pour commencer, la solution titrante, hydroxyde de sodium doit être standardisé. Tout d’abord, dissoudre environ 4 g d’hydroxyde de sodium dans 100 mL d’eau désionisée. Faire un 01:10 dilution en ajoutant 25 mL de cette solution mère d’hydroxyde de sodium dans un récipient en verre. Porter le volume total de 250 mL avec de l’eau désionisée et secouer pour mélanger. Comme l’hydroxyde de sodium absorbe le dioxyde de carbone, il est important d’utiliser l’eau désionisée bouilli et une bouteille de séché au four et de plafonner la bouteille rapidement.

Calculer la concentration molaire approximative d’hydroxyde de sodium. Puis, peser 5 g de l’acide, le phtalate d’hydrogène de potassium et placez-le dans une étuve. Une fois sec, laisser le solide se refroidir à température ambiante dans un dessiccateur.

Peser avec 4 g du phtalate d’hydrogène potassium séché à un haut degré de précision et se dissout dans 250 mL d’eau désionisée. Calculer la concentration molaire de la solution de phtalate de d’hydrogène de potassium.

À l’aide d’une pipette jaugée, prélever 25 mL de la solution de phtalate de d’hydrogène de potassium dans un erlenmeyer propre et sec. Ajouter 2 gouttes de l’indicateur de pH de phénolphtaléine. Doucement agiter le flacon pour mélanger. Vider une burette propre 50 mL avec de l’eau et rincer au moins trois fois avec de l’eau désionisée. Suite à cela, rincer avec la solution d’hydroxyde de sodium dilué trois fois, en s’assurant que l’hydroxyde de sodium mouille la totalité de la surface intérieure. Monter la burette lavée sur un ringstand avec une pince et faire en sorte qu’il se dresse verticalement.

Remplir la burette avec la solution d’hydroxyde de sodium dilué. Bulles d’air peuvent affecter la précision des lectures volumétriques. Doucement Appuyez la burette pour libérer les bulles d’air présentes et ouvrir le robinet pour permettre à quelques mL de solution titrante de couler à tout évacuer l’air. Lire le volume d’hydroxyde de sodium, au bas du ménisque.

Placer la fiole contenant du phtalate d’hydrogène de potassium sous la burette. Ajouter la solution titrante de la burette graduée par incréments de 1 à 2 mL à l’aide d’une part à contrôler le débit d’eau en réglant le robinet d’arrêt et l’autre en agitant le flacon.

Près du point de terminaison, commencez à ajouter la solution titrante goutte à goutte. Le point de terminaison est atteint quand la solution devient une couleur rose pâle, persistante. Noter le volume dans la burette.

Répéter le titrage au moins deux fois plus de données cohérentes et calculer la concentration molaire de la solution d’hydroxyde de sodium dilué utilisée comme indiqué dans le protocole du texte.

La solution d’hydroxyde de sodium est maintenant normalisée et peut être utilisée comme une solution titrante pour analyser le vinaigre. Pour réduire l’odeur âcre, diluer 10 mL pour un volume total de 100 mL.

Pipetter 25 mL de vinaigre dilué dans un erlenmeyer et ajouter 2 gouttes de phénolphtaléine. Remplir la burette avec la solution d’hydroxyde de sodium normalisée et noter le volume initial. Similaire au précédent titrage, lentement ajouter la solution titrante à l’analyte dans le ballon tout en remuant jusqu'à ce que la solution devienne une couleur rose clair et noter le volume final de l’hydroxyde de sodium utilisé.

Dans cette expérience, le titrage a été réalisé en trois exemplaires, et le volume moyen d’hydroxyde de sodium distribué pour neutraliser l’acide acétique dans le vinaigre a été calculé. La concentration et le volume de base a été utilisé pour élucider les moles d’acide acétique dans le vinaigre. Le volume et la masse molaire ont été ensuite utilisés pour calculer la concentration. Il a été déterminé que le vinaigre avait une molarité de 0.7388. Conversion en pour cent, c’est acide acétique 4,23 % en volume.

Titrages sont robustes et facilement personnalisables méthodes couramment appliquées dans la recherche, l’industrie et de soins de santé.

Les scientifiques utilisent souvent la mesure de l’oxygène dissous dans les masses d’eau douce comme indicateur de l’état de santé général cet écosystème. Cela se fait par un titrage d’oxydo-réduction. Contrairement aux neutralisations acides-bases, ces titrages sont basés sur une réaction d’oxydation-réduction entre l’analyte et de la solution titrante. L’oxygène dissous dans l’échantillon d’eau est réduite avec des produits chimiques dans une réaction qui entraîne la production d’iode. La quantité d’iode produit et donc le niveau d’oxygène dissous peuvent être déterminées par titration à l’aide d’un indicateur à l’amidon. Glucose dans l’urine peut être révélateur d’une pathologie comme le diabète. Un test pour quantifier le niveau de glucose d’urine, appelée méthode de Benoît XVI, est un autre exemple de l’importance de la titration ; dans ce cas, en soins de santé. Dans cette procédure titrimétrique, sucres d’urine sont tout d’abord réagis avec un alcali, entraînant la formation d’enediols avec puissantes propriétés réductrices. Ceux-ci réduisent cuivre deux ions en présence du réactif de Benoît au cuivre, dans une réaction colorimétrique qui est en corrélation avec la concentration initiale du glucose présent dans l’échantillon d’urine.

Vous avez juste regardé introduction de JoVE de titrage. Vous devez maintenant être familiarisé avec les principes qui sous-tendent cette méthode, savoir comment effectuer un titrage acide-base et apprécier quelques-unes des façons elles sont appliquées dans la recherche et l’industrie.

Comme toujours, Merci pour regarder !

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