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Applications des titrages acido-basiques

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Les solutions étalons sont toujours préparées avec des acides ou bases fortes car ces réactifs permettent d’obtenir une « fin de titrage » bien marquée.

Préparation des solutions étalons acides

HCl: – fréquemment utilisé pour le titrage de base – ne provoque pas ou peu de réactions de précipitation avec cations
HClO4, H2SO4: – utilisé si Cl forme des précipités avec certains cations (ex. Ag+)
HNO3: – moins utilisé car possède des propriétés oxydantes
HCl, HClO4 et H2SO4 sont stables « indéfiniment », une restandardisation n’est pas requise.
Les solutions étalons sont généralement préparées par dilution de solution de l’acide concentré; ou utilisation de “TITRISOL”.

Titrisol® : Solutions volumétriques concentrées en ampoules

Etalonnage des solutions acides

– fréquemment étalonnés par titrage d’une quantité connue de Na2CO3 (étalon primaire disponible commercialement): 2 points d’équivalence.

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⇒ dégagement de CO2 ⇒ H+ viendront uniquement de HCl
⇒ fin de titrage correcte !

Autres standards primaires:

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NaOH est le plus fréquemment utilisé. KOH ou Ba(OH) 2 sont parfois utilisés. Aucun de ces produits n’est disponible comme standard primaire ⇒ étalonnage nécessaire (except. “TITRISOL”).

Etalonnage par HCl

Que ce soit en solution ou à l’état solide, OH réagit très fortement avec le CO 2 de l’air (dépôt blanc sur les flacons contenant une solution de NaOH).

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Une solution NaOH 0.1 M est préparée:
− par dilution de NaOH 50 % (Na 2 CO 3 pratiquement insoluble)
− dilution à ~ 0.1 M (eau désionisée)
− titrage par HCl
Par titrage avec HCl 0.1 M, on détermine 2 titres de NaOH!
Pourquoi ?
− il est pratiquement impossible d’empêcher l’adsorption de CO 2
− il y a donc 2 bases en solution: NaOH et Na 2 CO 3

a) NaOH (base forte) + HCl (acide forte)

Titrage de 20 ml NaOH 0.1 M par HCl 0.1 M

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1) Fin du titrage à pH 8 – 9 [phenolphtaléïne]
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2) Fin du titrage à pH 4 – 5 [rouge d’α-naphyle]

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⇒ on peut calculer le degré de carbonatation
⇒ si le degré de carbonatation ≥ 3 % ⇒ jeter la solution de NaOH

Définitions

Alcalinité TOTALE: alcalinité due à NaOH + Na 2 CO 3
Alcalinité effective: quantité de base effectivement titrée (=”pouvoir neutralisant”).
Milieu acide: alcalinité effective = alcalinité totale
Milieu basique: alcalinité effective < alcalinité totale
L’alcalinité totale est indépendante du degré de carbonatation !

Analyse de l‘azote selon Kjeldahl (1883)

C’est une méthode très importante pour déterminer la quantité d’azote contenue principalement dans des substances organiques: acides aminés, protéines, médicaments, fertilisants, explosifs, ….
Digestion: − la substance est digérée à chaud dans H 2 SO 4 concentré
− l’azote est converti en NH 4 + ; oxydation des autres éléments présents

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Il existe trois raisons principales pour choisir un autre solvant que l’eau pour un titrage acidimétrique:
1. Les réactifs ou produits peuvent être insoluble dans l’eau.
2. Les réactifs ou produits peuvent réagir avec l’eau.
3. L’analyte est un acide ou base trop faible pour être titré dans l’eau.

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En solution aqueuse, H3O + est l’acide le plus fort, et OH la base la plus forte. HCl et HClO 4 , par exemple, sont totalement nivelés, et possèdent donc la même force acide.
Dans un solvant moins basique que H 2 O, HCl et HClO 4 peuvent ne pas posséder la même force.
HClO 4 est un acide plus fort que HCl dans le solvant acide acétique.

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Considérons une base trop faible pour donner une fin de titrage distincte dans l’eau :

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Le titrage de cette même base dans l’acide acétique par HClO4 peut donner une fin de titrage bien distincte:

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Le produit est écrit sous forme de paire d’ions, car l’acide acétique aune constante diélectrique trop faible pour permettre la dissociation des ions.

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