Titration

La titration est une méthode commune de laboratoire d'analyse chimique quantitatif qui peut être employée pour déterminer la concentration en d'un réactif connu . Puisque les mesures de volume jouent un rôle principal dans la titration, on le connaît également comme analyse volumétrique de . Un réactif , appelé le titrant de , de la concentration connue (une solution étalon ) et du volume est employé pour réagir avec une solution de l'analyte , dont la concentration n'est pas connue à l'avance. Using une burette calibrée pour ajouter le titrant, il est possible de déterminer la quantité exacte qui a été consommée quand le point final de est atteint. Le point final est le point auquel la titration est complète, comme déterminé par un indicateur (voir ci-dessous). C'est idéalement le même volume que le point d'équivalence - le volume de de titrant supplémentaire auquel le nombre de taupes de titrant est égal au nombre de moles d'analyte, ou d'un certain multiple en (comme en acides Polyprotic ). Dans la titration basse acide-forte forte classique, le point final d'une titration est le point auquel le pH du réactif est juste environ égal à 7, et souvent quand la solution change de manière permanente la couleur due à un indicateur . Il y a cependant beaucoup de différents types de titrations (voir ci-dessous).

Beaucoup de méthodes peuvent être employées pour indiquer le point final d'une réaction ; de titrations indicateurs visuels du d'utilisation souvent (le mélange de réactif change la couleur). Dans les titrations simples d'Acide-base de un indicateur de pH peut être employé, comme la phénol-phtaléine , qui devient rose quand un certain pH (environ 8.2) est atteint ou dépassé. Un autre exemple est l'orange méthylique , qui est rouge dans les acides et le jaune dans les solutions alcalines.

Non chaque titration exige un indicateur. Dans certains cas, les réactifs ou les produits sont fortement colorés et peuvent servir de " ; indicator" ;. Par exemple, une titration d'oxydation/réduction de using le permanganate de potassium (rose/pourpre) comme titrant n'exige pas un indicateur. Quand le titrant est réduit, il tourne sans couleur. Après le point d'équivalence, il y a présent excessif de titrant. Le point d'équivalence est identifié de la première couleur rose faible qui persiste dans la solution étant titrée.

En raison de la nature logarithmique de la courbe de pH, les transitions sont, généralement extrêmement dièse ; et, ainsi, une baisse simple de titrant juste avant que le point final de puisse changer le pH de manière significative - menant à un changement de couleur immédiat dans l'indicateur. Il y a une légère différence entre le changement de la couleur d'indicateur et le point d'équivalence réel de la titration. Cette erreur désigné sous le nom d'une erreur d'indicateur, et elle est indéterminée.

Histoire et étymologie

Le " de mot ; titration" ; venez du titalus latin mot, en signifiant l'inscription ou le titre. Le titre français mot, aussi de cette origine, des moyens se rangent. La titration, par définition, est la détermination du grade ou de la concentration d'une solution en ce qui concerne l'eau avec un pH de 7 (qui est le pH de l'eau pure).

Les origines de l'analyse volumétrique sont en chimie de Français de late-18th-century. Francois Antoine Henri Descroizilles a développé la première burette (qui a regardé plutôt un cylindre gradué) en 1791. Joseph Louis Gay-Lussac, cet homosexuel a développé une version améliorée de la burette qui a inclus un bras latéral, et a inventé le " de limites ; " de la pipette ; et " ; burette" ; dans un papier 1824 sur l'étalonnage des solutions d'indigo. Une percée importante dans la méthodologie et la vulgarisation de l'analyse volumétrique était due au Karl Friedrich Mohr , qui a remodelé la burette en plaçant une bride et un bout au fond, et a écrit le premier manuel sur la matière, der de Lehrbuch de chemisch-analytischen Titrirmethode (manuel de de méthodes de titration d'analytique-produit chimique), édité en 1855.

Préparer un échantillon pour la titration

Dans une titration, le titrant et l'analyte sont exigés pour être le aqueux, ou sous une forme de solution. Si l'échantillon n'est pas un liquide ou une solution, les échantillons doivent être dissous. Si l'analyte est très concentrée dans l'échantillon, il pourrait être utile de diluer l'échantillon.

Bien que la grande majorité de titrations soient effectuées dans le soluté, d'autres dissolvants tels que l'acide acétique glaciaire ou l'éthanol (en pétrochimie ) sont employés pour des buts spéciaux.

Une quantité mesurée de l'échantillon peut être indiquée dans le flacon et puis être dissoute ou diluée. Le résultat mathématique de la titration peut être calculé directement avec la quantité mesurée. L'échantillon est dissous ou à l'avance parfois dilué, et une quantité mesurée de la solution est employée pour la titration. Dans ce cas-ci la dissolution ou la dilution doit être faite exactement avec un coefficient connu parce que le résultat mathématique de la titration doit être multiplié avec ce facteur.

Beaucoup de titrations exigent de l'amortissement de maintenir un certain pH pour la réaction. Par conséquent, les solutions tampon sont ajoutées à la solution de réactif dans le flacon.

Quelques titrations exigent le " ; masking" ; d'un certain ion. Ceci peut être nécessaire quand deux réactifs dans l'échantillon réagiraient avec le titrant et seulement un d'entre eux doit être analysé, ou quand la réaction serait troublée ou empêchée par cet ion. Dans ce cas-ci une autre solution est ajoutée à l'échantillon, qui " ; masks" ; l'ion non désiré (par exemple par une attache faible avec elle ou même formant une substance insoluble pleine avec elle).

Quelques réactions redox du peuvent exiger chauffer la solution avec l'échantillon et la titration tandis que la solution est encore chaude (pour augmenter le taux de réaction de ).

Procédé

Une titration typique commence par un becher ou le flacon erlenmeyer De contenant un volume précis du réactif et un un peu d'indicateur, placé sous une burette contenant le réactif. En commandant la quantité de réactif supplémentaire au réactif, il est possible de détecter le point auquel l'indicateur change la couleur. Tant que l'indicateur a été choisi correctement, ceci devrait également être le point où le réactif et le réactif se neutralisent, et, en lisant la balance sur la burette, le volume du réactif peut être mesuré.

Pendant que la concentration du réactif est connue, le nombre de moles de réactif peut être calculé (depuis $concentration = taupes/volume$ ). Puis, de l'équation chimique impliquant les deux substances, le nombre de taupes présentes dans le réactif peut être trouvé. En conclusion, en divisant le nombre de moles de réactif par son volume, la concentration est calculée.

Courbes de titration

Des titrations sont souvent enregistrées sur les courbes de titration, dont les compositions sont généralement identiques : la variable indépendante est le volume du titrant , alors que la variable dépendente est le pH de la solution (qui change selon la composition des deux solutions). Le point d'équivalence est un point significatif sur le graphique (le point auquel toute les solution commençante, habituellement un acide, a été neutralisé par le titrant, habituellement une base). Il peut être calculé avec précision en trouvant le dérivé deuxièmes de la courbe de titration et en calculant les points de d'inflexion (où le graphique change la concavité ) ; cependant, dans la plupart des cas, l'inspection visuelle simple de la courbe suffira (dans la courbe indiquée vers la droite, les deux points d'équivalence sont évidents, après approximativement 15 et 30 le ml de la solution de NaOH de a été titré dans la solution de l'acide oxalique .) Pour calculer les valeurs de pKa, on doit trouver le volume au point de moitié-équivalence, qui est où la moitié de la quantité de titrant a été ajoutée pour former le prochain composé (ici, oxalate d'hydrogène de sodium, puis oxalate disodique ). À mi-chemin entre chaque point d'équivalence, à 7.5 ml, le pH observé était environ 1.5 et 4, donnant les valeurs de pKa.

En acides de Monoprotic de le point à mi-chemin entre le commencement de la courbe (avant que n'importe quel titrant a été ajouté) et le point d'équivalence est significatif : à ce point, les concentrations des deux solutions (le titrant et la solution originale) sont égales. Par conséquent, l'équation de Henderson-Hasselbalch de peut être résolue de cette manière : + de $= pK_a \,$

Par conséquent, on peut facilement trouver la constante de dissociation acide de l'acide monoprotic en trouvant le pH du point à mi-chemin entre le commencement de la courbe et du point d'équivalence, et en résolvant l'équation simplifiée. Dans le cas de la courbe témoin, le K_a serait approximativement 1.78×10^-5 d'inspection visuelle (le réel K_a2 est 1.7×10^-5)

Pour les acides Polyprotic du , le calcul des constantes de dissociation acide est seulement marginalement plus difficile : la première constante de dissociation acide peut être calculée la même manière qu'on calculerait le dans un acide monoprotic. La deuxième constante de dissociation acide, cependant, est le point à mi-chemin entre le premier point d'équivalence et le deuxième point d'équivalence (et ainsi de suite pour les acides qui libèrent plus de deux protons, tels qu'acide phosphorique ).

Types de titrations

Des titrations peuvent être classifiées par le type de réaction. Les différents types de réaction de titration incluent :
les titrations d'Acide-base de sont basées sur la réaction de neutralisation entre l'analyte et acide ou de base un titrant. Celles-ci utilisent le plus généralement un indicateur de pH, un compteur pH, ou un mètre de conductibilité pour déterminer le point final.
Les titrations redox sont basées sur une réaction d'oxydation/réduction entre l'analyte et le titrant. Celles-ci emploient le plus généralement un potentiomètre ou un indicateur redox pour déterminer le point final. Fréquemment les réactifs ou le titrant ont une couleur assez intense qui un indicateur additionnel n'est pas nécessaire.
Les titrations complexométriques sont basées sur la formation d'un complexe entre l'analyte et le titrant. L'EDTA de l'agent de chélation est très utilisé généralement pour titrer des ions en métal en solution. Ces titrations exigent généralement les indicateurs spécialisés qui forment des complexes plus faibles avec de l'analyte. Un exemple commun est Eriochrome T noir pour la titration du calcium et des ions du magnésium .
Une forme de titration peut également être employée pour déterminer la concentration d'un virus ou de la bactérie . L'échantillon original est dilué (dans un certain rapport fixe, tel que le 1:1, le 1:2, le 1:4, le 1:8, etc.) jusqu'à ce que la dernière dilution ne donne pas un essai positif pour la présence du virus. Cette valeur, le titre , peut être basée sur le TCID50 , le EID50 , le ELD50 , le LD₅₀ ou le pfu . Ce procédé est généralement connu comme analyse .

Mesure du point final d'une titration

voient également :

point final de (chimie) Les différentes méthodes pour déterminer le point final incluent :
Indicateur de pH : C'est une substance qui change la couleur en réponse à un changement chimique. Un indicateur d'acide-base (par exemple, phénol-phtaléine ) change la couleur selon le pH . Les indicateurs redox sont également fréquemment employés. Une baisse de solution d'indicateur est ajoutée à la titration au début ; quand la couleur change le point final a été atteint.
Un potentiomètre peut également être utilisé. C'est un instrument qui mesure la tension de l'électrode de la solution. Ceux-ci sont employés pour des titrations basées sur une réaction redox ; le potentiel de l'électrode fonctionnante changera soudainement comme le point final est atteint.
Compteur pH : C'est un potentiomètre qui utilise une électrode dont le potentiel dépend de la quantité d'ion de H+ actuelle dans la solution. (C'est un exemple d'une électrode Ion-selective . Ceci permet au pH de la solution d'être mesuré dans toute la titration. Au point final, il y aura un changement soudain du pH mesuré. Il peut être plus précis que la méthode d'indicateur, et est très facilement automatisé.
Conductibilité : La conductivité d'une solution dépend des ions qui sont présents dans elle. Pendant beaucoup de titrations, la conductivité change de manière significative. (Par exemple, pendant une titration d'acide-base, les H+ et les ions de l'OH réagissent à la forme H₂O. Ceci change la conductivité de la solution.) Toute la conductibilité de la solution dépend également des autres ions actuels dans la solution (telle que de contre- ions). Non tous les ions contribuent également à la conductivité ; ceci dépend également de la mobilité de chaque ion et de toute la concentration des ions (concentration ionique ). Ainsi, la prévision du changement de la conductivité est plus dure que la mesurant.
Changement de couleur : Dans quelques réactions, la solution change la couleur sans n'importe quel indicateur supplémentaire. Ceci est souvent vu dans des titrations redox, par exemple, quand les différents états d'oxydation du produit et du réactif produisent différentes couleurs.
Précipitation : Si la réaction forme un plein, alors un précipité formera pendant la titration. Un exemple classique est la réaction entre Ag+ et Cl pour former le sel très insoluble AgCl. Ceci le rend habituellement difficile de déterminer le point final avec précision. En conséquence, des titrations de précipitation souvent doivent être faites comme " ; back" ; titrations (voir ci-dessous).
Un calorimètre isotherme de titration de emploie la chaleur produite ou consommée par la réaction pour déterminer le point final. C'est important dans des titrations biochimiques du , telles que la détermination de la façon dont grippage des substrats pour les enzymes
La titrimétrie thermométrique est une technique extraordinairement souple. Ceci est différencié de la titrimétrie calorimétrique par le fait que la chaleur de la réaction (comme indiqué par échauffement ou chute) n'est pas employée pour déterminer la quantité d'analyte dans la solution témoin. Au lieu de cela, le point final est déterminé par le le taux du changement de température .
La spectroscopie peut être employée pour mesurer l'absorption de la lumière par la solution pendant la titration, si le spectre du réactif, du titrant ou du produit est connu. Les quantités relatives du produit et du réactif peuvent être employées pour déterminer le point final.
L'ampérométrie peut être employée comme technique de détection (titration ampèremétrique ). Le courant dû à l'oxydation ou à la réduction des réactifs ou de produits à une électrode fonctionnante dépendra de la concentration de cela des espèces en solution. Le point final peut alors être détecté comme changement du courant. Cette méthode est la plus utile quand le titrant excessif peut être réduit, comme dans la titration des halogénures avec Ag+. (C'est maniable également parce qu'il ignore des précipités.)

D'autres limites

Le titrage de retour de limite est employé quand une titration est " fait ; backwards" ; : au lieu de titrer l'analyte originale, on ajoute un excès connu d'a le réactif standard à la solution, titre alors l'excès. Un titrage de retour est utile s'il est plus facile identifier le point final de la titration renversée que le point final de la titration normale. Ils sont également utiles si la réaction entre l'analyte et le titrant est très lente.

Utilisations particulières

Pour le biodiesel , la titration est l'acte de déterminer l'acidité d'un échantillon du WVO par goutte-à-goutte l'addition d'une base connue à l'échantillon tout en déterminant avec le papier du pH la lecture pH=7 neutre désirée. En connaissant combien de base neutralise une quantité de WVO, nous discernons combien de base à ajouter au groupe entier .
Titrations dans le l'industrie alimentaire pétrochimique de ou pour définir des huiles, des graisses ou biodiesel et des substances semblables. Un procédé d'exemple pour chacun des trois peut être trouvé ici : .
Nombre acide : une titration d'acide-base avec l'indicateur de couleur est employée pour déterminer le contenu de l'acide gras libre . Voir également : pH des acides gras .
Nombre d'iode de : une titration redox avec l'indication de couleur, qui indique la quantité d'acides gras insaturés .
Valeur de saponification : d'acide-base un titrage de retour avec l'indicateur de couleur ou potentiométrique pour obtenir un conseil au sujet de la portée moyenne des acides gras dans une graisse.

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