Calcul de la Concentration d'Acide Ascorbique
📝 Situation du Projet
Vous venez de franchir les portes ultra-sécurisées du Département de Contrôle Qualité d'un laboratoire pharmaceutique de renommée mondiale. En effet, dans cette industrie hautement réglementée, la garantie absolue des dosages n'est pas une simple formalité, c'est une question vitale de santé publique. Chaque nouveau lot de médicaments doit obligatoirement subir une batterie de tests analytiques intransigeants avant d'obtenir son visa de libération pour les officines.
Aujourd'hui, votre attention d'expert se porte sur un lot fraîchement produit de comprimés estampillés « Vitamine C \(500 \text{ mg}\) ». Le principe actif ciblé, scientifiquement nommé acide ascorbique (\(\text{C}_6\text{H}_8\text{O}_6\)), est une molécule organique unanimement réputée pour ses propriétés antioxydantes. Cependant, cette même caractéristique chimique la rend paradoxalement très vulnérable à la dégradation oxydative, qu'elle soit causée par l'oxygène de l'air, la lumière ou l'humidité résiduelle de l'usine de fabrication.
C'est pourquoi, la direction technique vous a expressément mandaté pour vérifier l'intégrité chimique de ce lot spécifique. Pour y parvenir, vous allez mettre en œuvre un titrage d'oxydoréduction direct. Cette technique analytique centenaire, d'une fiabilité redoutable, exploite la réaction quantitative entre la vitamine C et une solution titrante de diiode (\(\text{I}_2\)). Par ailleurs, l'ajout d'un indicateur coloré spécifique, l'empois d'amidon, agira comme un révélateur visuel implacable pour repérer le point d'équivalence avec une précision chirurgicale.
En tant que Technicien Supérieur Chimiste Analyste, vous devez déterminer la masse réelle d'acide ascorbique physiquement contenue dans un comprimé. Vous évaluerez ensuite si l'écart par rapport à la masse indiquée sur l'étiquette (\(500 \text{ mg}\)) est acceptable et légal selon les normes pharmacopées en vigueur.
"Attention, la vitamine C s'oxyde rapidement à l'air libre. Vérifiez bien que la dissolution et le titrage soient réalisés consécutivement sans délai majeur. Repérez le virage au bleu persistant à la goutte près !"
Pour mener à bien cette expertise critique, nous ne pouvons en aucun cas nous fier à de simples approximations. En effet, l'ensemble des paramètres détaillés ci-dessous définit le cadre normatif strict et le socle mathématique indispensable à notre diagnostic. Par conséquent, chaque donnée numérique doit être parfaitement comprise et contextualisée avant d'être manipulée dans vos futures équations.
📚 Référentiel Normatif & Protocoles
Nos méthodes d'analyse ne sont pas arbitraires ; elles sont scrupuleusement dictées par des instances internationales de santé publique. Ainsi, nous nous appuyons sur les textes de loi faisant autorité :
Ce recueil réglementaire officiel définit les spécifications qualitatives et quantitatives drastiques que doivent obligatoirement respecter les médicaments pour être commercialisés en Europe. Il impose notamment la tolérance d'erreur de dosage acceptable par rapport à l'étiquette.
Ce système de garantie qualité certifie que nos études documentées respectent une traçabilité, une fiabilité et une reproductibilité absolue lors de toutes nos manipulations à la paillasse.
Afin de traduire nos volumes expérimentaux macroscopiques en entités moléculaires microscopiques, nous devons plonger au cœur de la matière. C'est pourquoi les masses molaires atomiques sont requises ; elles nous permettront de reconstituer précisément le poids molaire de la molécule d'acide ascorbique complexe (\(\text{C}_6\text{H}_8\text{O}_6\)).
De surcroît, la chimie en solution est irrévocablement gouvernée par la thermodynamique. Les potentiels standard (\(E^\circ\)) des couples d'oxydoréduction mis en jeu attestent de la force motrice de notre expérience. Le grand écart entre le potentiel élevé du diiode (qui est très oxydant) et celui plus faible de l'acide ascorbique (qui est réducteur) garantit mathématiquement que notre titrage sera total et instantané.
| Masses Molaires Atomiques | |
| Carbone (\(\text{C}\)) | \(12,01 \text{ g/mol}\) |
| Hydrogène (\(\text{H}\)) | \(1,01 \text{ g/mol}\) |
| Oxygène (\(\text{O}\)) | \(16,00 \text{ g/mol}\) |
| Potentiels Standard (à \(25^\circ\text{C}\)) | |
| Couple \( \text{I}_2 \text{ (aq)} / \text{I}^- \text{ (aq)} \) | \(E^\circ = 0,62 \text{ V} \) |
| Couple \( \text{C}_6\text{H}_6\text{O}_6 \text{ (aq)} / \text{C}_6\text{H}_8\text{O}_6 \text{ (aq)} \) | \(E^\circ = 0,08 \text{ V} \) |
📐 Protocole de Préparation & Dilution
La préparation de l'échantillon pharmaceutique est une phase préparatoire délicate qui conditionne l'exactitude de toute l'analyse ultérieure. Tout d'abord, nous avons écrasé très finement un comprimé dont l'étiquette commerciale promet \(m_{\text{th}} = 500 \text{ mg}\) de principe actif pur. Ensuite, cette poudre brute, pesée à exactement \(m_{\text{cp}} = 1,20 \text{ g}\) (cette masse incluant la vitamine C mais aussi tous les excipients liants du médicament), a été intégralement dissoute et homogénéisée dans une fiole jaugée calibrée pour un volume précis de \(V_0 = 100,0 \text{ mL}\). L'ensemble de cette préparation constitue notre solution mère \(S_0\).
⚖️ Sollicitations : Paramètres du Titrage Expérimental
Pour procéder au dosage destructif proprement dit, nous n'avons prélevé qu'une fraction aliquote de notre solution mère. En effet, une prise d'essai stricte de \(V_1 = 10,0 \text{ mL}\) a été introduite dans l'erlenmeyer de réaction. Enfin, cette fraction a été confrontée à notre solution titrante de diiode, dont la concentration est formellement certifiée par le fournisseur à \(C_2 = 2,00 \times 10^{-2} \text{ mol/L}\). Le volume exact versé depuis la burette, relevé à la goutte près lors de l'apparition du bleu persistant, constitue notre donnée vitale : le volume équivalent.
En résumé, pour faciliter votre travail rigoureux de calcul, voici la synthèse de toutes les variables physiques et chimiques relevées par notre technicien lors de la manipulation. Ces symboles mathématiques seront les piliers incontournables de vos futures équations de dimensionnement.
| Paramètre analytique | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Masse du comprimé | \(m_{\text{cp}}\) | \(1,20\) | \(\text{g}\) |
| Volume solution mère | \(V_0\) | \(100,0\) | \(\text{mL}\) |
| Volume prise d'essai | \(V_1\) | \(10,0\) | \(\text{mL}\) |
| Volume équivalent | \(V_{\text{eq}}\) | \(13,9\) | \(\text{mL}\) |
E. Protocole de Résolution
Afin de déterminer la pureté de notre produit avec une rigueur absolue, nous allons déployer une méthodologie séquentielle stricte. Chaque étape mathématique découle directement du protocole chimique opéré en laboratoire.
Étape 1 : Modélisation Chimique
Écriture des demi-équations d'oxydoréduction et de l'équation bilan globale régissant la réaction de titrage dans l'erlenmeyer.
Étape 2 : Bilan Molaire à l'Équivalence
Exploitation du volume équivalent expérimental pour déterminer avec précision la quantité de matière d'acide ascorbique dans la prise d'essai (\(10 \text{ mL}\)).
Étape 3 : Facteur de Dilution et Masse Réelle
Projection des résultats de la prise d'essai vers la fiole mère totale, suivie de la conversion molaire en masse réelle de principe actif.
Étape 4 : Validation Normative
Confrontation du résultat expérimental final avec l'allégation commerciale (\(500 \text{ mg}\)) et calcul de l'écart relatif pour autoriser ou bloquer la libération du lot.
Calcul de la Concentration d'Acide Ascorbique
🎯 Objectif Scientifique
Le but fondamental de cette première étape est de modéliser mathématiquement la transformation chimique qui s'opère à l'échelle moléculaire au sein de l'erlenmeyer. En effet, il est rigoureusement impossible d'exploiter un volume versé à la burette si l'on ne connaît pas avec une certitude absolue les proportions stœchiométriques dans lesquelles réagissent nos réactifs.
📚 Référentiel Thermodynamique
Loi de Nernst Conservation de la matière et des chargesAvant de nous lancer dans l'écriture d'une équation, nous devons impérativement identifier les acteurs en présence et leurs rôles respectifs. D'une part, la solution titrante contenue dans la burette est le diiode (\(\text{I}_2\)). C'est une espèce halogénée connue pour son fort pouvoir oxydant. D'autre part, notre principe actif, l'acide ascorbique (\(\text{C}_6\text{H}_8\text{O}_6\)), est un réducteur célèbre.
Par conséquent, la stratégie consiste à établir les deux demi-équations électroniques de manière totalement indépendante, en s'assurant de l'équilibre des atomes et des charges, pour finalement les sommer en annulant les électrons échangés.
En chimie des solutions aqueuses, une réaction d'oxydoréduction spontanée s'opère toujours entre l'oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort. Le couple du titrant, \(\text{I}_2 / \text{I}^-\), possède un potentiel standard de \(0,62 \text{ V}\), ce qui est largement supérieur à celui du couple de l'acide ascorbique, évalué à \(0,08 \text{ V}\).
En conclusion, l'écart de potentiel (\(\Delta E^\circ\)) est positif et grand. La réaction étudiée est donc thermodynamiquement très favorisée. Nous sommes en droit de la considérer comme totale et univoque, condition sine qua non pour un titrage fiable.
📋 Données d'Entrée
| Espèce Chimique | Potentiel Standard (\(E^\circ\)) | Rôle |
|---|---|---|
| Couple \(\text{I}_2 / \text{I}^-\) | \(0,62 \text{ V}\) | Oxydant Fort |
| Couple \(\text{C}_6\text{H}_6\text{O}_6 / \text{C}_6\text{H}_8\text{O}_6\) | \(0,08 \text{ V}\) | Réducteur Fort |
Avant d'additionner vos demi-équations, vérifiez toujours mentalement la règle du \(\gamma\) sur l'axe des potentiels. L'oxydant (en haut à gauche) doit réagir avec le réducteur (en bas à droite). Si votre schéma forme un anti-gamma, votre réaction est impossible en l'état.
📝 Détermination de l'Équation Bilan
L'équation bilan globale s'obtient par la sommation stricte des deux demi-équations précédentes. Cependant, cette somme n'est valide que si le nombre d'électrons cédés est rigoureusement égal au nombre d'électrons captés. Il faut donc rechercher le Plus Petit Commun Multiple (PPCM) entre les électrons échangés.
1. Manipulation mathématique des coefficients :Heureusement, l'acide libère \(2\) électrons et le diiode en réclame exactement \(2\). Le PPCM est donc \(2\). Nous multiplions formellement chaque équation par le facteur \(1\), ce qui permet d'annuler algébriquement les électrons de part et d'autre du signe égal lors de l'addition mathématique des deux lignes.
Si nous observons les produits formés, nous constatons la génération d'ions \(\text{H}^+\). Par conséquent, le pH de la solution contenue dans l'erlenmeyer va naturellement s'acidifier. Toutefois, cette acidification est cohérente et n'altère pas la stabilité de notre complexe diiode-amidon.
L'erreur la plus fatale et courante chez les jeunes analystes est de négliger l'équilibrage minutieux des charges électriques avec les ions \(\text{H}^+\) dans la demi-équation de l'acide. En effet, une équation faussée à ce stade initial corrompt l'intégralité du bilan molaire et conduit inévitablement au rejet injustifié d'un lot.
🎯 Objectif Scientifique
Dans cette seconde étape, notre ambition est de calculer mathématiquement la quantité de matière d'acide ascorbique (en moles) présente exclusivement dans notre prise d'essai (\(V_1 = 10,0 \text{ mL}\)). En effet, c'est uniquement cette petite fraction liquide qui a physiquement interagi avec le réactif titrant versé.
📚 Référentiel Analytique
Loi d'Équivalence Stœchiométrique Concentration Molaire (\(n = C \times V\))Le point d'équivalence représente l'instant d'équilibre parfait. C'est la goutte exacte où les réactifs ont été mis en présence dans les proportions rigoureuses dictées par l'équation bilan. C'est pourquoi, puisque notre équation stipule qu'une mole réagit avec une mole, nous sommes en droit d'écrire une égalité mathématique stricte entre les quantités de matière.
Comment l'analyste détecte-t-il physiquement cet instant théorique ? L'empois d'amidon, ajouté dans l'erlenmeyer, est totalement incolore. Néanmoins, dès que la toute dernière molécule de vitamine C est oxydée, la toute première goutte excédentaire de diiode (\(\text{I}_2\)) ne trouve plus de cible. Elle s'associe alors immédiatement avec les chaînes d'amylose de l'amidon pour former un complexe d'inclusion d'un bleu nuit intense et persistant. C'est ce signal visuel qui fixe notre volume \(V_{\text{eq}}\).
📋 Données d'Entrée Expérimentales
Avant d'initier le calcul, rappelons les valeurs lues par le technicien sur la verrerie de précision :
| Paramètre Analytique | Valeur Lues |
|---|---|
| Concentration certifiée du Diiode (\(C_2\)) | \(2,00 \times 10^{-2} \text{ mol/L}\) |
| Volume équivalent tombé de la burette (\(V_{\text{eq}}\)) | \(13,9 \text{ mL}\) |
L'erreur la plus stupide en chimie est celle des unités. Prenez systématiquement, et sans exception, l'habitude de convertir vos volumes de millilitres (\(\text{mL}\)) en litres (\(\text{L}\)) avant de les injecter dans une formule. En effet, oublier ce facteur \(10^{-3}\) ruinerait l'intégralité de l'expertise.
📝 Calcul Numérique Détaillé
Nous allons détailler la construction algébrique de la formule de calcul avant d'y substituer les grandeurs physiques mesurées.
1. Décomposition algébrique de la quantité de matière (\(n_1\)) :Par définition universelle, la concentration molaire \(C\) est le quotient de la quantité de matière \(n\) par le volume \(V\) (soit \(C = n/V\)). Par manipulation algébrique simple, en isolant \(n\), on obtient la multiplication croisée \(n = C \times V\). Nous substituons donc logiquement le terme abstrait \(n(\text{I}_2 \text{ versé})\) par ses composantes expérimentales \(C_2 \times V_{\text{eq}}\) dans notre égalité d'équivalence.
Nous insérons nos valeurs. Attention, pour que l'équation soit dimensionnellement correcte, le volume en millilitres doit impérativement être multiplié par \(10^{-3}\) afin de s'annuler avec les litres du dénominateur de la concentration (\(\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}\)).
Nous avons manipulé des volumes extrêmement faibles et des solutions très diluées (centimolaires). Par conséquent, obtenir une quantité de matière dans la zone des dixièmes de millimoles (autour de \(10^{-4} \text{ mol}\)) est physiquement pertinent et rassurant.
La valeur de \(V_{\text{eq}}\) est la seule variable purement expérimentale de notre équation. Une lecture erronée du bas du ménisque sur la burette graduée faussera directement ce calcul. L'œil de l'opérateur doit impérativement être parfaitement à la même hauteur que la surface du liquide.
🎯 Objectif Scientifique
L'étape précédente nous a livré un résultat partiel. En effet, notre but n'est pas de connaître la composition d'une gouttelette, mais bien de déduire la masse totale de principe actif contenue dans le comprimé pharmaceutique entier.
Pour ce faire, nous devons impérativement inverser la chronologie de la manipulation. Il nous faut "remonter" le facteur de dilution pour estimer la fiole entière, puis utiliser les lois pondérales pour convertir ces abstraites moles en concrets grammes.
📚 Référentiel Physique
Loi de proportionnalité des volumes Relation Masse / Quantité de matièreRappelez-vous le schéma synoptique : le comprimé entier a été dissous dans \(100 \text{ mL}\), mais nous n'en avons titré que \(10 \text{ mL}\). C'est pourquoi, la quantité de matière calculée à la question 2 ne représente mathématiquement qu'un dixième du total réel.
La stratégie est donc d'appliquer un multiplicateur d'échelle (\(V_0 / V_1\)). Ensuite, nous emploierons la masse molaire moléculaire (\(M\)) comme clé de traduction pour passer de la quantité de matière (\(n_{\text{tot}}\)) à la masse pesable (\(m_{\text{exp}}\)).
La dilution est une opération consistant à diminuer la concentration d'une solution en y ajoutant du solvant. Cependant, la grandeur fondamentale qui se conserve lors d'une simple prise d'essai (sans ajout de solvant), c'est la concentration. Ainsi, les moles prélevées sont strictement proportionnelles au volume prélevé. C'est le principe des aliquotes.
📋 Données d'Entrée de Dimensionnement
Voici les constantes nécessaires à notre mise à l'échelle :
| Paramètre | Valeur |
|---|---|
| Volume total de la Fiole Mère (\(V_0\)) | \(100,0 \text{ mL}\) |
| Volume de la Prise d'essai analysée (\(V_1\)) | \(10,0 \text{ mL}\) |
| Moles dans la prise d'essai (\(n_1\)) | \(2,78 \times 10^{-4} \text{ mol}\) |
Les volumes \(V_0\) et \(V_1\) sont connus avec une précision extrême (généralement \(\pm 0,05 \text{ mL}\)) car ils ont été mesurés avec de la verrerie jaugée (fiole et pipette de classe A). Cette précision garantit que notre ratio de \(10\) est fiable et ne dégrade pas le calcul final.
📝 Séquence de Calculs Détaillés
Afin de ne perdre aucune trace de notre raisonnement, nous décomposons cette ascension en quatre calculs distincts.
1. Calcul préliminaire de la Masse Molaire Moléculaire (\(M\)) :La formule brute de la vitamine C est \(\text{C}_6\text{H}_8\text{O}_6\). Nous sommons les masses molaires des atomes qui la composent.
Cette constante est désormais fixée pour la suite de l'expertise.
2. Démonstration algébrique de la quantité de matière totale (\(n_{\text{tot}}\)) :Lors d'un simple prélèvement, la concentration reste rigoureusement identique. C'est pourquoi la concentration de la fiole mère (\(C_0\)) est strictement égale à celle de la prise d'essai (\(C_1\)). En remplaçant chaque terme \(C\) par son ratio \(n/V\), on pose l'égalité \(\frac{n_{\text{tot}}}{V_0} = \frac{n_1}{V_1}\). Par manipulation algébrique (produit en croix), nous isolons notre inconnue \(n_{\text{tot}}\) en multipliant les deux membres de l'équation par \(V_0\).
Nous avons ainsi mathématiquement prouvé que le contenu total est \(10\) fois supérieur au prélèvement.
3. Algèbre de la conversion en masse expérimentale (\(m_{\text{exp}}\)) :La définition légale de la masse molaire est le rapport d'une masse sur une quantité de matière (\(M = \frac{m}{n}\)). Pour révéler l'inconnue \(m_{\text{exp}}\), nous manipulons l'équation en multipliant chaque côté par la quantité de matière \(n_{\text{tot}}\). Cela annule le dénominateur à droite et nous livre la forme finale : \(m_{\text{exp}} = n_{\text{tot}} \times M\).
Le résultat natif des formules chimiques s'exprime obligatoirement en grammes.
4. Conversion finale en unité usuelle :L'industrie pharmaceutique s'exprime en milligrammes. Nous devons multiplier par \(1000\).
Nous trouvons une masse de \(489,6 \text{ mg}\) pour un comprimé qui pesait au total \(1,20 \text{ g}\) (soit \(1200 \text{ mg}\)) sur la balance au début. Ceci est parfaitement logique : la différence de masse (environ \(700 \text{ mg}\)) correspond au sucre, aux liants et à l'enrobage du médicament, qui ne réagissent évidemment pas au diiode.
Le piège mortel, responsable de dizaines d'erreurs d'étudiants chaque année, réside dans l'omission du facteur de dilution. En effet, si le technicien oublie d'appliquer le multiplicateur par \(10\) (le ratio \(100 \text{ mL} / 10 \text{ mL}\)), il obtiendra une masse finale absurde d'environ \(49 \text{ mg}\).
🎯 Objectif Industriel
Dans cette ultime phase critique, nous quittons le domaine du calcul pur pour endosser la lourde responsabilité juridique du Contrôleur Qualité. L'objectif est clair : confronter implacablement la masse réelle trouvée (\(489,6 \text{ mg}\)) à la promesse commerciale affichée sur l'emballage (\(500 \text{ mg}\)).
C'est pourquoi, nous devons calculer la déviation mathématique entre la réalité et la théorie, et vérifier si cet écart est légalement acceptable. Le sort du lot entier (libération ou destruction) en dépend.
📚 Référentiel Qualité
Indicateur de Déviation : Écart Relatif (en \(\%\)) Pharmacopée : Tolérance légale de \(\pm 5\%\)L'ingénierie pharmaceutique sait pertinemment qu'il est utopique d'obtenir une perfection absolue. En effet, le processus de fabrication industriel (mélange de poudres, compression) engendre inévitablement de micro-variations de répartition du principe actif.
C'est pour cette raison que la réglementation octroie une fenêtre de tolérance. Plutôt que de juger l'écart absolu en milligrammes (qui est peu universel), la norme exige le calcul d'un pourcentage d'erreur proportionnel à l'attendu : c'est l'écart relatif.
L'erreur absolue est la simple différence soustractive entre la valeur mesurée et la valeur théorique (ex: il manque \(10 \text{ mg}\)). Elle indique combien on s'est trompé. En revanche, l'erreur relative divise cet écart par la valeur théorique cible. Elle répond à la question : la marge d'erreur est-elle grave à notre échelle ? (ex: \(10 \text{ mg}\) manquant sur \(500 \text{ mg}\) est anecdotique, mais \(10 \text{ mg}\) manquant sur un cachet de \(20 \text{ mg}\) serait gravissime).
📋 Données d'Entrée pour la Validation
Mettons face à face notre résultat d'expertise et la spécification contractuelle du produit :
| Paramètre Qualité | Valeur Comparée |
|---|---|
| Masse Théorique Contractuelle (\(m_{\text{th}}\)) | \(500,0 \text{ mg}\) |
| Masse Expérimentale Démontrée (\(m_{\text{exp}}\)) | \(489,6 \text{ mg}\) |
Dans un calcul de quotient comme l'écart relatif, peu importe que vous utilisiez des milligrammes ou des kilogrammes, à la stricte condition que le numérateur et le dénominateur soient dans la même unité. Les unités s'annulent lors de la division, laissant un pourcentage sans dimension.
📝 Séquence de Calcul de Déviation
Nous allons construire pas à pas l'équation algébrique de la déviation, avant d'y injecter nos masses en mg.
1. Construction algébrique et calcul du pourcentage d'erreur (\(E\)) :Tout d'abord, nous formulons mathématiquement l'erreur absolue en soustrayant la valeur théorique de référence à la valeur trouvée expérimentalement (\(m_{\text{exp}} - m_{\text{th}}\)). Ensuite, nous encadrons ce numérateur par la fonction "valeur absolue" symbolisée par les barres \(|x|\), dont le rôle algébrique est d'éliminer un éventuel signe négatif gênant. Puis, nous divisons cette erreur absolue par le socle de référence (\(m_{\text{th}}\)) pour créer un ratio fractionnaire. Enfin, nous multiplions l'ensemble de ce quotient par \(100\) pour le translater sur une échelle de pourcentage plus lisible.
Les cahiers des charges de la Pharmacopée Européenne pour une vitamine C dosée à \(500 \text{ mg}\) stipulent que la teneur réelle mesurée doit impérativement s'inscrire dans une fourchette allant de \(95\%\) à \(105\%\) de l'allégation commerciale (soit une tolérance comprise entre \(475 \text{ mg}\) et \(525 \text{ mg}\)).
En conclusion définitive, avec un écart minime de \(2,08\%\), notre comprimé se loge très confortablement à l'intérieur de la plage légale de sécurité. Le procédé de fabrication est validé.
Il ne faut jamais confondre l'incertitude du dosage et l'écart relatif à l'étiquette. Même si votre dosage était précis à \(100\%\) (sans aucune erreur de pipetage), un écart de \(2\%\) existera toujours si la machine de l'usine a physiquement mis \(10 \text{ mg}\) de poudre en moins dans ce comprimé précis. Notre rôle est de constater cet état de fait, pas de le corriger mathématiquement.
📄 Livrable Final (Rapport d'Analyse)
QUALITY+
| Rév. | Date | Objet de l'analyse | Opérateur |
|---|---|---|---|
| 01 | 25/02/2026 | Titrage direct de lot N°784-A par Diiode | Service Analytique |
| Masse d'un comprimé broyé | \(1,20 \text{ g}\) |
| Allégation commerciale (Théorie) | \(500 \text{ mg}\) par comprimé |
| Volume fiole (\(S_0\)) / Prise d'essai (\(S_1\)) | \(100,0 \text{ mL} / 10,0 \text{ mL}\) |
| Titre solution Diiode (\(C_2\)) | \(2,00 \times 10^{-2} \text{ mol/L}\) |
| Volume à l'équivalence lu (\(V_{\text{eq}}\)) | \(13,9 \text{ mL}\) |
Détail de la remontée mathématique garantissant la traçabilité du résultat.
Technicien R&D
Directeur Assurance Qualité
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