Introduction

L’acide citrique est un acide carboxylique solide cristallin, facile à utiliser, peu coûteux et soluble dans l’eau. Par rapport à l’utilisation de solutions d’acide chlorhydrique, l’utilisation d’acide citrique solide et de ses solutions dans l’eau est plus sûre et plus pratique. Pour les étudiants inexpérimentés, ses titrages contre des bases fortes sont plus faciles à réaliser. Cet article présente un titrage de neutralisation d’une solution d’acide citrique par une solution d’hydroxyde de sodium dans un format adapté aux titrateurs débutants. Un second article proposera des applications de la même expérience qui conviennent aux titrateurs expérimentés.

Acide citrique

L’acide citrique1 est produit par la fermentation des sucres (> 1 M de tonnes par an) pour être utilisé dans les boissons et les aliments (70%) ; dans les détergents (20%) ; et dans les cosmétiques, les produits pharmaceutiques et autres produits chimiques (10%). Il est produit sous forme de solide cristallin, soit anhydre, soit monohydraté, et est disponible sous l’une ou l’autre forme à faible coût. Le monohydrate solide perd de l’eau en dessous de 100 °C lorsqu’il est chauffé, ce qui forme le solide anhydre, qui fond à 156 °C et se décompose à 175 °C. Les deux solides sont stables et restent fluides dans la bouteille après de nombreuses années de stockage. Il est très soluble dans l’eau. L’acide citrique peut être acheté à faible coût en tant que produit chimique réactif sous l’une ou l’autre forme à différents niveaux de pureté2, ou à un coût encore plus faible en tant que substance de consommation de pureté non spécifiée et généralement de forme non spécifiée3.

Traitement de l’acide citrique contre une base forte

L’acide citrique possède trois groupes acide carboxylique, trois atomes d’hydrogène ionisables et acides et trois valeurs Ka/pKa. La réaction de neutralisation avec l’hydroxyde de sodium a une stœchiométrie de 3 pour 1, comme l’illustre l’équation de neutralisation complète équilibrée. La réaction va jusqu’à son terme et convient aux titrages analytiques :

3 NaOH (aq) + H3C6H5O7 (aq) –> Na2C6H5O7 (aq) + 3 H2O

Lorsqu’elle est titrée par une base forte telle qu’une solution de NaOH 0,1 M, une solution d’acide citrique traverse une région tampon au cours de laquelle le pH de la solution grimpe progressivement puis plus abruptement. D’environ une goutte ajoutée de la solution de NaOH 0,1 M avant le point d’équivalence du titrage à environ une goutte ajoutée après le point d’équivalence, le pH de la solution de titrage grimpe de façon extrêmement abrupte d’un peu moins de 7 à plus de 9.
Un indicateur visuel acide-base choisi pour le titrage doit passer de sa couleur acide à sa couleur basique dans la plage de 7 à 9. L’indicateur phénolphtaléine est un excellent choix pour ce titrage, passant de l’incolore au rose puis au rouge. Par rapport aux titrages avec un acide fort tel que l’acide chlorhydrique, l’acide faible dilué « absorbe » plus lentement la base dans les gouttes de réactif titrant ajoutées. Il en résulte qu’à l’approche du point d’équivalence, même en remuant, la couleur rose-rouge apparaît à l’endroit où les gouttes de réactif titrant pénètrent dans le flacon de titrage et persiste, d’abord pendant quelques fractions de seconde, puis de plus en plus longtemps, jusqu’à ce que l’on puisse voir une légère couleur rose dans toute la solution qui persiste pendant au moins une minute (voir Question 3). Ce phénomène rend ces titrages très faciles à réaliser, et donc très adaptés aux novices.

Sécurité, élimination des déchets et stockage

L’acide citrique est un acide faible relativement fort, mais aucune précaution particulière n’est requise pour son utilisation. La poudre d’acide citrique est vendue pour un usage domestique sans aucune restriction. Le pH de l’acide citrique 0,033 M est d’environ 2,2, ce qui est légèrement supérieur à celui du jus de citron.4 L’hydroxyde de sodium 0,1 M et l’indicateur de phénolphtaléine sont plus dangereux. Manipulez et nettoyez l’acide citrique solide comme vous le feriez pour l’hydroxyde de sodium solide.

Les solutions titrées et l’excès de solutions de réactifs peuvent être jetés en toute sécurité dans un évier. Au Collège Mohawk, nous stockons les flacons compte-gouttes contenant la solution d’hydroxyde de sodium pendant de longues périodes sans effets néfastes apparents. Le stockage de la solution d’acide citrique peut ne pas être conseillé, car elle peut très bien supporter une vie microbiologique.

Description de l’expérience

Voici une méthode simple, rapide et peu coûteuse pour effectuer des titrages de la solution d’acide citrique avec la solution d’hydroxyde de sodium. On suppose que les titrages sont effectués par gravimétrie à l’aide de flacons compressibles en polymère peu coûteux, incassables et à distribution de gouttes contrôlée de 60 ml.5a

Préparation, appareil et fournitures

*Un diamètre de perçage plus petit est meilleur pour la précision.

Préparez les deux réactifs de façon approximative, de sorte que vos titrages d’essai préalables indiquent qu’un échantillon de 5 ml de la solution d’acide citrique est neutralisé par environ 5 g de la solution d’hydroxyde de sodium. À titre d’exemple de calcul, indiquez sur l’une ou l’autre une valeur  » fictive  » de concentration et demandez aux élèves de déterminer la concentration de l’autre solution par titrage et par calcul. (Voir les calculs ci-dessous.)

La méthode complète et un exemple de titrage doivent être démontrés aux novices. Spécifiez un critère de précision de réussite. Une norme raisonnable serait « trois masses de titrage à ± 3% de la masse moyenne ». Si vous utilisez des burettes de 50 ml, augmentez le volume des échantillons d’acide citrique de 5 ml à 10 ml pour avoir à peu près la même précision dans les résultats.

Titrage gravimétrique avec une bouteille squeeze distributrice de gouttes contrôlée par polymère et une balance numérique à 2 placesTitre gravimétrique avec une bouteille squeeze distributrice de gouttes contrôlée par polymère.et une balance numérique à 2 places

Instructions pour les étudiants

1. Transférez environ 10 ml de la solution d’acide citrique dans un petit bécher (100 ou 250 ml). Utilisez cette portion de solution pour rincer la surface intérieure du petit bécher, l’éprouvette graduée de 10 mL et la pipette compte-gouttes. Cette portion de rinçage est un déchet. Répétez le rinçage deux fois de plus. NE RINCEZ PAS l’erlenmeyer de 125 ml, il peut être laissé humide, mais seulement avec de l’eau distillée. (Voir la question 1.)

1. Transférez environ 50 ml de la solution d’acide citrique dans le petit bécher rincé. Cette quantité sera nécessaire pour les trois essais. Pour l’essai 1, transférez une partie de la solution aussi soigneusement que possible dans le cylindre gradué de 10 mL, jusqu’à la ligne de 5,0 mL, en utilisant la pipette compte-gouttes pour ajuster le bas du ménisque à la ligne.

1. Transférez l’échantillon de 5,0 mL de solution d’acide citrique pour l’essai 1 du cylindre dans un erlenmeyer de 125 mL. Videz totalement le cylindre, en attendant que les dernières gouttes tombent. Ajoutez de l’eau distillée à partir de la bouteille pressée de façon à ce que le volume total dans l’erlenmeyer soit compris entre 20 et 30 ml. Ajoutez 4 à 5 gouttes de solution d’indicateur de phénolphtaléine dans la fiole. Agitez doucement le flacon pour mélanger complètement le contenu.

1. Appuyez sur le bouton zéro/tare de la balance numérique à 2 places. Placez le flacon distributeur de gouttes contenant la solution de NaOH sur le plateau de la balance. Le plateau de la balance, l’extérieur du flacon compte-gouttes et vos doigts doivent rester secs en permanence. (Voir la question 2.)

1. Notez la masse du flacon et de son contenu.
2. Titrez la solution dans l’erlenmeyer en ajoutant des gouttes de solution provenant du flacon compte-gouttes. Tenez le flacon à l’envers au-dessus de l’embouchure de la fiole. Comptez les gouttes. Agitez doucement l’erlenmeyer. Le point final est atteint lorsque, en ajoutant une goutte de la base, la solution dans le flacon passe de l’incolore au rose ou au rouge et que la couleur reste pendant au moins une minute.

Si, après l’ajout de plusieurs gouttes de base, la solution est profondément rouge, le point final a peut-être été dépassé et le résultat du titrage ne doit pas être utilisé pour les calculs. Si vous « perdez » une goutte pendant un titrage, le titrage ne doit pas être utilisé pour les calculs.

1. Répétez les étapes 4 et 5. Enregistrez la nouvelle masse de la bouteille et de son contenu. Soustrayez vos valeurs de masse pour obtenir la masse de titrage de la solution de NaOH 0,1 M.

1. Répétez la procédure de titrage. Le nombre de gouttes peut servir de guide pour accélérer les titrages répétés. Continuez jusqu’à ce que le critère de réussite soit atteint.

Calculs

La densité d’une solution de NaOH 0,125 M à 20 °C est de 1,0039 g/mL6. Pour les calculs des étudiants, la densité d’une solution de NaOH 0,1 M est si proche de l’unité en unités g/mL que les valeurs de masse des titrages en unités g peuvent être utilisées comme volumes en unités mL sans erreur significative.

Ma méthode préférée pour les étudiants en introduction est un calcul en 3 parties. Supposons que des titrages répétés d’échantillons de 5 ml de solution d’acide citrique aient donné un résultat de titrage moyen de 4,87 g de NaOH 0,0989 M (= 4,87 ml de NaOH 0,0989 M) :

Questions pour les élèves

1. On vous a demandé de rincer le bécher, l’éprouvette graduée et la pipette compte-gouttes, mais pas l’erlenmeyer, avec la solution d’acide citrique. Expliquez.

1. Quelles erreurs se produisent si vos doigts, le plateau de la balance ou l’extérieur du flacon compte-gouttes sont mouillés d’eau ?

1. La très lente décoloration de l’indicateur de phénolphtaléine est imputée au dioxyde de carbone présent dans l’air qui réagit avec l’ion hydroxyde de la solution. Écrivez une équation chimique équilibrée pour cette réaction et expliquez pourquoi elle entraîne la décoloration de la couleur.

Reconnaissances

L’auteur remercie Randy Travis, technologue du département de chimie, environnement et biotechnologie du Collège Mohawk, pour son aide précieuse.

1. http://www.wikipedia.org pour les constantes de dissociation de l’acide citrique.

1. Sigma-Aldrich Acide citrique (99 %), acide citrique monohydraté (98 %)

3. Boreal Science : Acide citrique monohydraté (% non spécifié):

Fibre Garden : Acide citrique (forme ou % non spécifié)

4. Engineering Toolbox : Acides – Valeurs de pH La référence 4 énumère les valeurs de pH pour les solutions dont les concentrations sont données en unités de normalité. Pour une solution d’acide citrique, 0,033 M = 0,100 N. Il y a certains domaines de la technologie où la normalité est encore utilisée. Les conseillers industriels des programmes collégiaux insistent pour que ce sujet soit important pour nos diplômés.

5. Articles disponibles sur la page Web :

• Titançage gravimétrique 3 :
• Titançage gravimétrique 2 :

Ou contactez David Cash pour obtenir des versions Word® éditables de ces articles.

6. Manuel du CRC (1973-74) : Propriétés concentratives des solutions aqueuses
– hydroxyde de sodium. ∎