La standardisation de la solution C'est un procédé qui permet la détermination exacte de la concentration d'une solution. Les substances utilisées à cet effet sont appelées étalons primaires.
Une solution est standardisée à l'aide de la méthode de titrage volumétrique (titrage), soit par des techniques classiques ou instrumentales (potentiométrie, colorimétrie, etc.).
Pour ce faire, l'espèce dissoute réagit avec un étalon primaire pesé au préalable. Par conséquent, l'utilisation de ballons volumétriques est essentielle pour ces analyses quantitatives..
Par exemple, le carbonate de sodium est un étalon primaire qui est utilisé dans la normalisation des acides, y compris l'acide chlorhydrique qui devient un titrant, car il peut être utilisé dans le titrage de l'hydroxyde de sodium. Ainsi, la basicité d'un échantillon peut être déterminée.
Des volumes du réactif sont ajoutés en continu jusqu'à ce qu'il ait réagi avec une concentration équivalente de l'analyte. Cela indique que le point d'équivalence du degré a été atteint; en d'autres termes, le titrant «neutralise» complètement l'analyte en le transformant en une autre espèce chimique..
On sait quand l'ajout du titrant doit être terminé en utilisant des indicateurs Le moment où l'indicateur change de couleur est appelé le point final du titrage.
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La normalisation n'est rien de plus que l'obtention d'une norme secondaire qui servira aux déterminations quantitatives. Comment? Car si sa concentration est connue, on peut savoir quelle sera celle de l'analyte une fois titré.
Lorsqu'une précision élevée est requise dans la concentration des solutions, la solution de titrant et la solution à laquelle elle va titrer sont standardisées..
Les réactions dans lesquelles la méthode de titrage est utilisée comprennent:
-Réactions acide-base. En utilisant la méthode volumétrique, la concentration de nombreux acides et bases peut être déterminée..
-Les réactions de réduction des oxydes. Les réactions chimiques qui impliquent une oxydation sont largement utilisées dans l'analyse volumétrique; comme les déterminations iodimétriques.
-Réactions de précipitation. Le cation argent précipite avec un anion du groupe des halogènes, comme le chlore, pour obtenir du chlorure d'argent, AgCl.
-Réactions de formation complexes, par exemple la réaction de l'argent avec l'ion cyanure.
Les substances utilisées comme étalons primaires doivent répondre à une série d'exigences pour remplir leur fonction de normalisation:
-Avoir une composition connue, car sinon, on ne saura pas exactement quelle quantité d'étalon doit être pesée (et encore moins calculer sa concentration ultérieure).
-Être stable à température ambiante et résister aux températures nécessaires au séchage dans le four, y compris des températures égales ou supérieures à la température d'ébullition de l'eau.
-Ayez une grande pureté. Dans tous les cas, les impuretés ne doivent pas dépasser 0,01 à 0,02%. De plus, les impuretés peuvent être déterminées qualitativement, ce qui faciliterait l'élimination d'éventuels interférents dans les analyses (mauvais volumes de titrant utilisés, par exemple)..
-Ils sont faciles à sécher et ne peuvent pas être aussi hygroscopiques, c'est-à-dire qu'ils retiennent l'eau pendant le séchage. Ils ne devraient pas non plus perdre du poids lorsqu'ils sont exposés à l'air..
-Ne pas absorber les gaz qui peuvent produire des interférences, ainsi que la dégénérescence du motif
-Réagir rapidement et stoechiométriquement avec le réactif titrant.
-Avoir un poids équivalent élevé qui réduit les erreurs pouvant survenir lors du pesage de la substance.
-Acide sulfosalicylique
-Acide benzoique
-Phtalate d'acide de potassium
-Acide sulfanilique
-Acide oxalique
-Trishydroxyméthyl aminométhane
-Carbonate de sodium
-Borax (mélange d'acide borique et de borate de sodium).
-Tri-hydroxyméthyl-aminométhane (connu sous le nom de THAM)
-Oxyde arséneux
-Fer
-Dichromate de potassium
-Cuivre
Une certaine quantité de carbonate de sodium (étalon primaire pour les acides) pesant 0,3542 g est dissoute dans l'eau et titrée avec une solution d'acide chlorhydrique..
Pour atteindre le point de retournement de l'indicateur de méthylorange, ajouté à la solution de carbonate de sodium, 30,23 ml de la solution d'acide chlorhydrique ont été dépensés. Calculer la concentration de HCl.
C'est la solution qui sera normalisée, en utilisant le carbonate de sodium comme étalon principal..
N / AdeuxCO3 + 2 HCl => 2 NaCl + HdeuxO + COdeux
pEq (N / AdeuxCO3 = pm / 2) (poids moléculaire de NadeuxCO3 = 106 g / mol)
pEq = (106 g / mol) / (2 Eq / mol)
= 53 g / Éq
Au point d'équivalence:
mEq HCl = mEq de NadeuxCO3
VHCl x N HCl = mg NadeuxCO3 / pEq NàCO3
30,23 mL x N HCl = 354, mg / (53 mg / mEq)
Et puis effacer la normalité du HCl, N:
30,23 mL x N HCl = 6,68 mEq
N HCl = 6,68 mEq / 30,23 mL
N HCl = 0,221 mEq / mL
Le phtalate de potassium (KHP) est utilisé pour standardiser une solution de NaOH, un étalon primaire qui est un solide stable à l'air et facile à peser..
1,673 grammes de phtalate de potassium sont dissous dans 80 ml d'eau et 3 gouttes d'une solution de l'indicateur phénolphtaléine sont ajoutées, qui développe une couleur rose au point final du titrage..
Sachant que le titrage KHP consomme 34 mL de NaOH, quelle est sa normalité?
Poids équivalent de phtalate de potassium = 204,22 g / Eq
Au point de terminaison d'équivalence:
Équivalents NaOH = Équivalents KHP
VNaOH x N = 1,673 g / (204,22 g / éq)
Équivalents KHP = 8192 10-3 Eq
Ensuite:
V NaOH x N OH = 8,192 · 10-3 Eq
Et puisque 34 ml (0,034 L) ont été utilisés, il est remplacé dans l'équation
N NaOH = (8,19210-3 Éq / 0,034 L)
= 0,241 N
Un échantillon de CaCO3 pur (un étalon primaire) pesant 0,45 g, dissous dans un volume d'eau, et après solubilisation, complété avec de l'eau à 500 mL dans une fiole jaugée.
Prenez 100 ml de la solution de carbonate de calcium et placez-le dans une fiole Erlenmeyer. La solution est titrée avec 72 mL d'acide éthylènediaminetétraacétique (EDTA), en utilisant l'indicateur noir ériochrome T.
Calculer la molarité de la solution EDTA
Au point d'équivalence du diplôme:
mmol AEDT = mmol CaCO3
V x molarité de l'EDTA = mg CaCO3 / PM CaCO3
A partir de la dissolution du carbonate de calcium dans 500 ml, 100 ml ont été prélevés pour le titrage, soit 0,09 g (un cinquième de 0,45 g). Donc:
0,072 L x M EDTA = 0,09 g / 100,09 g / mol
M d'AEDT = 8,99 10-4 mol / 0,072 L
= 0,0125
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