Titrage Complexométrique : Dosage des ions Calcium(II) par l'EDTA
Comprendre les Titrages Complexométriques
Un titrage complexométrique est une méthode de titrage volumétrique dans laquelle la réaction entre l'analyte et le titrant est une réaction de formation de complexe. L'EDTA (acide éthylènediaminetétraacétique), souvent sous sa forme de sel disodique \(\text{Na}_2\text{H}_2\text{Y}\), est un agent complexant très couramment utilisé car il forme des complexes stables 1:1 avec la plupart des ions métalliques. Le point d'équivalence est généralement détecté à l'aide d'un indicateur métallo-chromique, qui change de couleur lorsque l'ion métallique est complexé par l'EDTA.
Données de l'étude
- Volume de solution d'EDTA versé à l'équivalence : \(V_{\text{eq}} = 18.5 \, \text{mL}\)
- Réaction de complexation (simplifiée, l'EDTA est tétraprotique, noté \(\text{H}_4\text{Y}\)) :
\(\text{Ca}^{2+} (\text{aq}) + \text{Y}^{4-} (\text{aq}) \rightleftharpoons [\text{CaY}]^{2-} (\text{aq})\)
(Note : à pH 10, l'EDTA est majoritairement sous forme \(\text{HY}^{3-}\) ou \(\text{Y}^{4-}\), mais forme toujours un complexe 1:1 avec \(\text{Ca}^{2+}\)) - L'indicateur Noir Ériochrome T (NET) est bleu en l'absence d'ions \(\text{Ca}^{2+}\) libres (ou en présence d'EDTA en excès) et rouge violacé lorsqu'il est complexé avec les ions \(\text{Ca}^{2+}\).
Schéma du Dispositif de Titrage Complexométrique
Dispositif de titrage : burette contenant la solution d'EDTA et bécher contenant la solution d'ions Ca
Questions à traiter
- Écrire l'équation simplifiée de la réaction de complexation entre les ions \(\text{Ca}^{2+}\) et l'EDTA (représenté par \(\text{Y}^{4-}\) pour la forme totalement déprotonée qui réagit avec le métal).
- Quelle est la stœchiométrie de la réaction entre \(\text{Ca}^{2+}\) et l'EDTA ?
- Expliquer brièvement le rôle du tampon à pH 10 dans ce titrage.
- Décrire le changement de couleur observé au point d'équivalence.
- Calculer la quantité de matière d'EDTA (\(\text{n}_{\text{EDTA, eq}}\)) versée à l'équivalence.
- En déduire la quantité de matière d'ions calcium (\(\text{n}_{\text{Ca}^{2+}, \text{init}}\)) initialement présents dans la prise d'essai.
- Calculer la concentration molaire \(C_{\text{Ca}^{2+}}\) de la solution d'ions calcium.
Correction : Titrage des ions Calcium(II) par l'EDTA
Question 1 : Équation de la réaction de complexation
Principe :
L'EDTA, sous sa forme totalement déprotonée \(\text{Y}^{4-}\), réagit avec les ions métalliques divalents comme \(\text{Ca}^{2+}\) pour former un complexe stable, généralement de stœchiométrie 1:1.
Équation :
Question 2 : Stœchiométrie de la réaction
Principe :
La stœchiométrie est donnée par les coefficients devant chaque espèce dans l'équation équilibrée.
Analyse :
D'après l'équation \(\text{Ca}^{2+} + \text{Y}^{4-} \rightarrow [\text{CaY}]^{2-}\), 1 mole d'ions \(\text{Ca}^{2+}\) réagit avec 1 mole d'EDTA (sous forme \(\text{Y}^{4-}\)).
Question 3 : Rôle du tampon à pH 10
Principe :
Le pH de la solution est crucial en complexométrie pour deux raisons principales : il affecte la forme de l'EDTA en solution (et donc sa capacité à complexer) et il conditionne le bon fonctionnement de l'indicateur métallo-chromique.
Explication :
- Stabilité du complexe : La formation du complexe \([\text{CaY}]^{2-}\) est favorisée à pH basique. À pH plus acide, l'EDTA serait protoné (\(\text{H}_n\text{Y}^{(4-n)-}\)), ce qui diminuerait sa capacité à se lier aux ions \(\text{Ca}^{2+}\) car les protons compétitionneraient avec l'ion métallique pour les sites de liaison de l'EDTA.
- Fonctionnement de l'indicateur : Le Noir Ériochrome T (NET) change de couleur de manière distincte à un pH spécifique. Pour le titrage du calcium, le pH optimal pour le NET est autour de 10. À ce pH, la différence de couleur entre la forme libre de l'indicateur (bleue) et sa forme complexée avec le calcium (rouge violacé) est nette.
Question 4 : Changement de couleur à l'équivalence
Principe :
L'indicateur métallo-chromique (NET) est initialement lié aux ions \(\text{Ca}^{2+}\) présents dans la solution, formant un complexe de couleur rouge violacé. Au fur et à mesure de l'ajout d'EDTA, ce dernier complexe les ions \(\text{Ca}^{2+}\) car le complexe \([\text{CaY}]^{2-}\) est plus stable que le complexe \([\text{Ca-NET}]\).
Observation :
Au début du titrage, la solution est rouge violacé (complexe \([\text{Ca-NET}]\)). Lorsque tous les ions \(\text{Ca}^{2+}\) ont été complexés par l'EDTA (au point d'équivalence), la première goutte d'EDTA en excès déplace les derniers ions \(\text{Ca}^{2+}\) de l'indicateur. L'indicateur NET se retrouve alors sous sa forme libre en solution à pH 10, qui est de couleur bleue.
Quiz Intermédiaire 1 : Si le complexe \([\text{CaY}]^{2-}\) était moins stable que le complexe \([\text{Ca-NET}]\), que se passerait-il ?
Question 5 : Quantité de matière d'EDTA versée à l'équivalence
Principe :
La quantité de matière \(n\) d'une espèce en solution est donnée par le produit de sa concentration molaire \(C\) et du volume de la solution \(V\) : \(n = C \times V\).
Données :
- Concentration de la solution d'EDTA : \(C_{\text{EDTA}} = 0.0100 \, \text{mol/L}\)
- Volume d'EDTA versé à l'équivalence : \(V_{\text{eq}} = 18.5 \, \text{mL} = 18.5 \times 10^{-3} \, \text{L}\)
Calcul :
Question 6 : Quantité de matière d'ions calcium initialement présents
Principe :
D'après la stœchiométrie 1:1 de la réaction, à l'équivalence, la quantité de matière d'ions \(\text{Ca}^{2+}\) initialement présents est égale à la quantité de matière d'EDTA versée.
Données :
- \(\text{n}_{\text{EDTA, eq}} = 1.85 \times 10^{-4} \, \text{mol}\)
Calcul :
Question 7 : Concentration molaire de la solution d'ions calcium
Principe :
La concentration molaire \(C\) est le rapport de la quantité de matière \(n\) de soluté par le volume \(V\) de la solution : \(C = n/V\).
Données :
- Quantité de matière d'ions \(\text{Ca}^{2+}\) : \(\text{n}_{\text{Ca}^{2+}, \text{init}} = 1.85 \times 10^{-4} \, \text{mol}\)
- Volume de la solution d'ions \(\text{Ca}^{2+}\) : \(V_{\text{Ca}^{2+}} = 25.0 \, \text{mL} = 25.0 \times 10^{-3} \, \text{L}\)
Calcul :
Quiz Intermédiaire 2 : Si la concentration de l'EDTA était deux fois plus faible (\(0.0050 \, \text{mol/L}\)), le volume à l'équivalence \(V_{\text{eq}}\) serait (en supposant les autres données inchangées) :
Quiz Rapide : Testez vos connaissances (Récapitulatif)
1. L'EDTA est un agent :
2. Dans le titrage du \(\text{Ca}^{2+}\) par l'EDTA avec le NET, la couleur de la solution avant le point d'équivalence est :
3. La stœchiométrie de la réaction entre la plupart des ions métalliques et l'EDTA est généralement de :
4. Le maintien d'un pH basique (ex: pH 10) lors du titrage du \(\text{Ca}^{2+}\) par l'EDTA est important pour :
Glossaire
- Complexométrie
- Méthode de titrage basée sur la formation d'un complexe (généralement coloré ou dont la formation peut être suivie) entre l'analyte (souvent un ion métallique) et un agent complexant (le titrant).
- EDTA (Acide Éthylènediaminetétraacétique)
- Agent chélateur polydentate (souvent hexadentate) capable de former des complexes très stables avec de nombreux ions métalliques, ce qui en fait un titrant de choix en complexométrie.
- Agent Chélateur (ou Chélatant)
- Molécule organique qui peut former plusieurs liaisons de coordination avec un seul atome métallique central, formant ainsi un complexe cyclique appelé chélate.
- Complexe
- Entité formée par l'association d'un atome ou ion central (généralement métallique) avec un ou plusieurs ligands (molécules ou ions) par des liaisons de coordination.
- Ligand
- Molécule ou ion qui se lie à un atome métallique central pour former un complexe. L'EDTA est un ligand.
- Indicateur Métallo-chromique
- Colorant organique qui forme des complexes colorés avec les ions métalliques. Il change de couleur lorsque l'ion métallique est déplacé du complexe indicateur-métal par un agent complexant plus fort (comme l'EDTA) au point d'équivalence.
- Tampon pH
- Solution qui résiste aux variations de pH lors de l'ajout de petites quantités d'acide ou de base, ou lors d'une dilution. Essentiel en complexométrie pour maintenir le pH optimal pour la réaction et l'indicateur.
- Point d'Équivalence
- Point du titrage où la quantité de titrant ajoutée est stœchiométriquement équivalente à la quantité d'analyte présente.
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