Determination spectrophotométrique dans le domaine UV de l
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Pharmacie 1ere année 2002-2003 Travaux pratiques de chimie analytique Spectrophotométrie Colorimétrie INTRODUCTION ...................................................................................................................... 1 RAPPELS THEORIQUES ........................................................................................................... 2 DEFINITIONS .......................................................................................................................... 3 LOI DE BEER-LAMBERT ......................................................................................................... 5 METHODES D’ANALYSE SPECTROPHOTOMETRIQUE................................................................ 6 Méthode de l’étalon externe ............................................................................................. 6 Méthode de l’étalon interne.............................................................................................. 6 Méthode de la droite d’étalonnage................................................................................... 7 PARTIE PRATIQUE .................................................................................................................. 8 2+ Dosage spectrophotométrique du Fe par l’orthophénathroline......................................................................................................... 8 Procédure ...................................................................................................................... 8 Rapport ......................................................................................................................... 9 Détermination de l’acide phosphorique dans le coca-cola10 Préparation des solutions ............................................................................................ 10 Dosage colorimétrique................................................................................................ 11 Rapport ....................................................................................................................... 11 Introduction Parmi les nombreuses méthodes instrumentales utilisées pour déterminer la concentration d’une espèce chimique en solution, les méthodes les plus courantes sont celles basées sur la mesure de l’intensité d’absorption ou d’émission (spectrophotométrie) d’un rayonnement électromagnétique par les espèces à doser. Les rayonnements les plus souvent utilisés sont l’ultraviolet (UV), la lumière visible et l’infrarouge (IR). Le domaine du visible et de l’UV a été abondamment étudié et ce depuis longtemps. Mais s’il est indispensable pour une approche expérimentale de la nature de la liaison chimique, il est pauvre en information structurale. Son emploi est de plus en plus réservé à l’analyse quantitative via la loi de BeerLambert. 1 Pharmacie 1ere année 2002-2003 Travaux pratiques de chimie analytique Domaines spectraux des ondes électromagnétiques Les longueurs d’ondes des couleurs du spectre de la lumière visible sont indiquées dans le schéma suivant : Rouge 650-750 nm Violet 400-450 nm Orange 600-650 nm Bleu 450-500 nm Jaune 550-600 nm Vert 500-550 nm Lorsqu’un composé émet, par exemple, une lumière dont la longueur d’onde vaut 425 nanomètre (nm), la couleur observée, violette, est la couleur émise. Pour un composé qui absorbe la lumière à cette longueur d’onde, la coloration résultante est celle obtenue par addition de toutes les couleurs sauf le violet. L’œil perçoit cette coloration comme étant la complémentaire (c’est-à-dire diamétralement opposée : jaune dans ce cas). Ainsi l’ion chromate, CrO42- qui absorbe dans le violet, apparaît comme jaune. Rappels théoriques Les méthodes spectroscopiques sont des techniques basées sur l’interaction entre un photon et un atome ou plus généralement une molécule. L’énergie du photon est absorbée par une molécule (ou un atome) se trouvant dans son état fondamental (niveau d’énergie le plus bas) et se retrouve alors dans un état excité d’énergie plus élevée. Selon l’énergie du photon, plusieurs types de processus d’excitation peuvent être engagés. La mécanique quantique nous a appris les sauts d’énergies (passage d’un état quantique à un autre) sont quantifiés. Etat excité hν hν ∆E Etat fondamental Emission Absorption Schéma énergétique des phénomènes d’absorption électronique et d’émission de radiation électromagnétique par la matière. 2 Pharmacie 1ere année 2002-2003 Travaux pratiques de chimie analytique La différence d’énergie entre les deux états, ∆E, est liée à la fréquence du rayonnement par la relation suivante : ∆E = hν où h est la constante de Plank (6.626·10-34 J·s) et ν est la fréquence de la radiation. Celle-ci est reliée à la longueur d’onde λ et au nombre d’onde par la relation suivante : σ= 1 λ = ν c où c est la célérité de la lumière (3·108 m·s-1). Selon le domaine considéré, on utilise par commodité des unités différentes pour exprimer le rayonnement électromagnétique. En UV on indique la longueur d’onde en nm alors qu’en IR on utilisera le nombre d’onde en cm-1. L’absorption de photons se traduit par des transitions d’électrons engagés dans les orbitales moléculaires situées à la frontière entre les derniers niveaux occupés de l’état fondamental et les premiers niveaux non occupés des états excités (transitions vibroniques). Chaque transition est caractérisée à la fois par sa longueur d’onde (λ) et par son coefficient d’absorption molaire (ε). Il existe plusieurs types de transitions, désignés par la nature (σ, π, d, n, σ*, π*) des orbitales moléculaires engagées dans le processus d’émission. Les principales transitions électroniques sont les suivantes : - Transition σ→σ* (UV lointain) - Transition n→σ* (UV) - Transition n→π* (UV) - Transition π→π* (UV proche) - Transition d→d. (Visible) Les transitions d-d sont responsables de la coloration de nombreux complexes. Après l’étape d’absorption, l’énergie captée peut être restituée soit par un processus non radiatif (chaleur), soit par une émission de photons (fluorescence et phosphorescence). Définitions On définit comme groupement chromophore, la fonction chimique ou la partie de la molécule qui est responsable d’une absorption caractéristique. Pour une série de composés possédant le même chromophore, la position et l’intensité des bandes d’absorption restent sensiblement constantes, sauf s’il y a accumulation de plusieurs chromophores à proximité les uns des autres. Lorsque les chromophores sont isolés, c’est-à-dire séparés par au moins deux liaisons simples, on observe uniquement la superposition des effets individuels. La polarité du solvant peut modifier la position, l’intensité et la forme des bandes d’absorption des composés en solution. Ces effets sont définis comme suit : - Effet hypsochrome : Diminution de la longueur d’onde. - Effet bathochrome : Augmentation de la longueur d’onde. - Effet hyperchrome : Augmentation du coefficient d’absorption molaire. - Effet hypochrome : Diminution du coefficient d’absorption molaire. Par exemple, pour la transition n→σ* du carbonyle des cétones, l’utilisation d’un solvant polaire provoque un effet hypsochrome. Avant absorption, la polarisation de la liaison C-O sera d’autant plus stabilisé par la présence d’un solvant polaire. Après absorption, quand l’état 3 Pharmacie 1ere année 2002-2003 Travaux pratiques de chimie analytique excité est atteint, la cage de solvant qui entoure le carbonyle n’a pas eu le temps de se réorienter pour stabiliser la situation. 4 Pharmacie 1ere année 2002-2003 Travaux pratiques de chimie analytique Quelques exemples de bandes d’absorption dans l’UV caractéristiques de chromophores: Chromophore λmax εmax (nm) NH2 (amine) 195 3000 NO2 (nitro) 210 3000 N=O (nitroso) 300 100 C=O (carbonyle) 275 20 Loi de Beer-Lambert Le principe de l’utilisation de la spectrophotométrie pour l’analyse quantitative est basé sur le fait que l’intensité d’absorption (ou d’émission) est fonction de la concentration de la particule qui absorbe (ou qui émet) de la lumière. I0 I L u m iè r e t r a n s m is e L u m iè r e in c id e n t e l C h e m in o p t iq u e Lorsque d’une lumière monochromatique d’intensité Io traverse un milieu homogène, l’intensité de la lumière émergente I décroît selon une fonction exponentielle lorsque l’épaisseur l du milieu absorbant augmente. Si on étudie principalement des solutions, la loi de Beer fait intervenir les concentrations et s’exprime sous la forme suivante : log I I 0 = ε cl = D où ε est le coefficient d’extinction molaire (l·mol-1·cm-1), c est la concentration de la solution (mol-1·l), l est le chemin optique (cm). Le rapport I I est appelé la transmission (aussi o appelée « transmittance » et notée T), celle-ci est reliée à la densité optique, D, (aussi appelée « absorbance ») par la relation : D = log 1 T Un spectre d’absorption (ou d’émission) présente la variation de l’absorption (ou d’émission) en fonction de la longueur d’onde. 5 Travaux pratiques de chimie analytique 1er Année de pharmacie Exemple de spectre d’absorption dans UVvisible. L’absorption est forte pour les longueurs d’onde comprises entre 300 et 400 nm, mais faible pour les longueurs d’onde supérieures à 500 nm. 300 250 ε/m s -1 -1 200 150 100 50 0 300 400 500 600 700 800 λ / nm Méthodes d’analyse spectrophotométrique Méthode de l’étalon externe On compare la densité optique (D) d’une solution de concentration connue (c) à la densité optique (Dx) de concentration inconnue (cx). La loi de Beer-Lambert nous indique que : D = ε c l et Dx = ε c x l Dx ε c x l = d’où , ce qui conduit a ε cl D Cx = Dx c D On pourrait simplement déterminer la concentration par mesure de la densité optique car c= D ; mais ceci suppose que ε est préalablement connu avec précision. εl Méthode de l’étalon interne Le principe consiste à mesurer la densité optique Dx de la solution de concentration cx inconnue et de volume Vx. Dans un second temps , on ajoute un volume ∆v (qui doit être faible par rapport a Vx) d’une solution standard de concentration cs. La densité optique Dxs est alors mesurée. Dx = ε c x l (1) et Dxs = ε c xs l (2) La volume résultant (Vx+ ∆v), contient les moles de la solution inconnue et celles contenues dans le volume ajouté de la solution standard, soit Vx·cx + ∆v·cs. La concentration cxs vaut V c + ∆v c s donc Cxs = x x , en reportant cette expression de cxs dans l’équation (2), Vx + ∆v V c + ∆v c s (3) on obtient : Dxs = ε l x x Vx + ∆v Des équations (1) et (3), on tire l’expression de la concentration inconnue cx : 6 Travaux pratiques de chimie analytique 1er Année de pharmacie cx = cs ∆v D x Dxs − Vx ( D x − Dxs ) Les deux méthodes décrites ci-dessus supposent que la loi de Beer-Lambert est rigoureusement respectée, ce qui n’est pas le cas pour de très fortes concentrations. Méthode de la droite d’étalonnage Cette méthode consiste à mesurer la densité optique des solutions contenant des quantités connues et croissantes de l’élément à doser M. On trace la droite d’étalonnage D = f(concentration de M). On détermine ensuite la densité optique de la solution de concentration inconnue. Cette valeur, portée sur le graphique, permet de déterminer la concentration de la substance inconnue. 7 Travaux pratiques de chimie analytique 1er Année de pharmacie Partie Pratique Dosage spectrophotométrique du Fe2+ par l’ortho-phénathroline Le Fe2+ réagit avec l’o-phénanthroline pour former un complexe rouge orangé : N 3 N + Fe N N 2+ N Fe N N N 2+ L’intensité de la coloration est indépendante de l’acidité dans la gamme de pH allant de 2 à 9. La présence éventuelle de Fe3+ est évitée par sa réduction par le chlorure d’hydroxylammonium. Procédure Préparer les solutions suivantes : - O-phénanthroline monohydrate 0.25 %dans l’eau - Acétate de sodium 2M - Chlorure d’hydroxylammonium 10% dans l’eau Pour la courbe d’étalonnage, préparer, à partir du sel de Mohr - (NH4)2 Fe(SO4)2•6 H2O une solution 10-3 (solution mère) dans H2SO4 1M. Dans des ballons jaugés de 100 ml numérotés de 1 à 7, mettre les volumes de réactifs indiqués dans la table suivante, et ajuster au trait de jauge. Solution mère # 1 2 3 4 5 6 7 [ml] 2 3 4 5 6 7 8 Chlorure d’hydroxylammoniu m 10% [ml] 10 10 10 10 10 10 10 Acétate de sodium 2M O-phénanthroline Concentration finale [ml] 2 3 4 5 6 7 8 [ml] 8 8 8 8 8 8 8 [mol·l-1] 2·10-5 3·10-5 4·10-5 5·10-5 6·10-5 7·10-5 8·10-5 Après ajustement au trait de jauge, mélanger soigneusement et laisser reposer pendant 5 à 10 minutes. Entre-temps, préparer la référence et l’inconnue, puis mesurer la densité optique à 510 nm par rapport à la solution de référence. Préparer dans un ballon jaugé de 100 ml la solution de référence en y versant 10 ml de chlorure d’hydroxylammonium à 10%, 5 ml de H2SO4 1M, 5 ml d’acétate de sodium 2M, 8 ml d’o-phénanthroline à 0.25% et ajuster au trait de jauge avec de l’eau déminéralisée. Préparer dans un ballon jaugé de 100 ml la solution de concentration inconnue en mettant un volume environ 5 ml de celle-ci et autant des autres réactifs que pour la solution de référence. Si la densité optique de la solution de concentration inconnue est inférieure à la 8 Travaux pratiques de chimie analytique 1er Année de pharmacie solution #2 ou supérieure à la solution #6, recommencer en prélevant plus ou moins de la solution de concentration inconnue. Rapport 1 - Tracer la courbe d’étalonnage sur papier millimétré. 2 - Déterminer la concentration en Fe2+ de la solution de concentration inconnue. 3 - Indiquer le coefficient d’extinction molaire du complexe à 510 nm. 4 - Définir le rôle de l’acétate de sodium dans cette manipulation. 5 - Indiquer si la loi de Beer-Lambert est respectée dans la gamme de concentration étudiée. Dans le cas contraire, indiquer où elle se situe. 9 Travaux pratiques de chimie analytique 1er Année de pharmacie Détermination de l’acide phosphorique dans le coca-cola D’après les fabricants, le cola-coca est composé de sucre, d’eau, d’acide carbonique, de colorant (caramel), d’acide minéral, de caféine et d’arômes naturels. L’acide minéral est vraisemblablement l’acide ortho-phosphorique (H3PO4). Le but de cette manipulation est de déterminer la teneur en acide o-phosphorique de cette boisson. Deux possibilités s’apprêtent pour cette analyse quantitative : - la titrimétrie par une base forte avec détection potentiométrique. La mise en évidence du point d’équivalence par un indicateur coloré est gênée par la forte coloration de cette boisson. - le dosage par colorimétrie de l’acide o-phosphorique. Cette méthode offre l’avantage d’une plus grande sensibilité par rapport à la titrimétrie. Par conséquent, elle nécessite un volume moins grand d’échantillon et donc une coloration moins importante qui ne risque pas de gêner l’analyse. En milieu acide, l’o-phosphate forme avec le Mo(IV) un complexe coloré jaune : + H3PO4+ 12 (NH4)2MoO4+ 21 H Le Mo(IV) dans le phosphomolybdate, + (NH4)3PO4 .12 MoO3 + 21 NH4 + 12 OH2 (NH4)3PO4 .12 MoO3 ou sous la forme anionique PMo12O40-3 , est partiellement réduit en Mo(V) par l’acide 1-amino-2-naphtol-4-sulfonique. Il en résulte un complexe bleu appelé « bleu de molybdène » dont la coloration est due au transfert de charge entre Mo(V) et le Mo(VI). L’acide 1-amino-2-naphtol-4-sulfonique est oxydé en acide 1,2-naphtaquinose-4-sulfonique. Le phosphomolybdate appartient à la famille des [Xn+ Mo12O40]-(8-n) hétéropolymolybdates où X est P(V), As(V), Si(IV),...On voit que ces hétéroatomes Xn+ constituent une interférence pour le dosage de PO43-. Préparation des solutions • Solutions de coca-cola A cause d’une quantité appréciable d’acide carbonique dans le coca-cola, il est impossible de pipetter un volume précis de cette boisson, c’est pourquoi il faut préalablement éliminer le CO2. Dans un bécher d’au moins 250 ml, mettre 50 ml de coca-cola pour le dégazer pendant 5 à 10 minutes dans un bain à ultra-sons. Attention ! ! ! il y a une forte effervescence au début du dégazage, couper le bain à ultra-sons si besoin dans les premières minutes. Dans 4 ballons jaugés de 100 ml marqués « X2 », « X3 », « X4 » et « X5 » placer respectivement 2, 3, 4 et 5 ml de coca-cola dégazé et compléter au trait de jauge avec de l’eau déminéralisée. • Solutions standards Préparer deux solutions mères de 10-3 et 10-4 M de PO43- au moyen de Na2HPO4·12 H2O (358.14 g·mol-1). • Solution de molybdate Dans un ballon jaugé de 250 ml, introduire 50 ml d’eau déminéralisée et ajouter sous agitation et lentement 34 ml de H2SO4 98%. Refroidir cette solution à la température ambiante. En parallèle, peser 6.25 g de molybdate d’ammonium (NH4)6Mo7O24·4H2O et dissoudre ce sel dans 100 ml d’eau déminéralisée. Verser cette solution de molybdate dans le 10 Travaux pratiques de chimie analytique 1er Année de pharmacie ballon contenant la solution d’acide sulfurique et compléter au trait de jauge avec de l’eau déminéralisée. Bien mélanger. • Solution réductrice Dans un ballon jaugé de 250 ml, dissoudre 25.7 g de Na2S2O5 dans environ 60 ml d’eau déminéralisée. Ajouter 12.8 g de Na2SO4·10 H2O et 0.47 g d’acide 1-amino-2-naphtol-4sulfonique et compléter au trait de jauge avec de l’eau déminéralisée. Laisser agiter pendant 3 heures puis filtrer et garder la solution au froid. Une demi-heure avant le dosage, remettre à température ambiante la solution et conserver au froid après usage. Dosage colorimétrique Dans 10 tubes gradués de 10 ml numérotés de 1 à 10, ajouter les réactifs selon les quantités indiqués dans le tableau suivant et compléter à 10 ml avec de l’eau déminéralisée. Bien mélanger et laisser la coloration se développer pendant 15 minutes. Régler le zéro (D ou E = 0, T = 100) du colorimètre au moyen du « blanc » (tube #1). Solut° de PO43- Coca-cola Solut° de Molybdate Solut° réductrice Densité optique [ml] [ml] [ml] [ml] (D) 10-4 M 1 5 (X5) 0.4 blanc 2 2.5 1 0.4 3 5.0 1 0.4 4 7.5 1 0.4 -3 10 M 5 1.0 1 0.4 6 1.5 1 0.4 7 5 (X2) 1 0.4 8 5 (X3) 1 0.4 9 5 (X4) 1 0.4 10 5 (X5) 1 0.4 # 1 - Etablir la courbe d’étalonnage avec les solutions #2 à #6 où D = f([PO43-]) pour λ = 400 nm. 2 - Mesurer la densité optique des solutions #7 à #10. Rapport 1 - Déterminer la concentration totale en phosphate dans les solutions #7 à #10 et en déduire la concentration totale en phosphate dans le coca-cola. 2 - Connaissant le pH du coca-cola (2.46) et sa concentration totale en phosphate, déterminer la concentration des différentes espèces o-phosphates dans le coca-cola et leur valeur relative (en %). Constante acido-basique de H3PO4 : pka1 = 2.2, pka2 = 7.2, pka3 = 12.4. 3 - Calculer le pH d’une solution aqueuse de H3PO4 de concentration égale à celle que vous avez trouvé par colorimétrie. 4 - Sachant que la solubilité du CO2 dans l’eau est de 1.45 g·l-1, calculer le pH d’une solution aqueuse saturée de CO2. Constante acido-basique de H2CO3 : pka1 = 6.32, pka2 = 10.22. 5 - Sur la base des résultats aux questions précédentes et de la valeur du pH expérimentale, indiquer si l’acidité de H2CO3 contribue de façon significative à l’acidité du coca-cola. Peuton supposer la présence d’un acide autre que H3PO4 ? 11
