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Lycée · 15 min

Quelle dureté pour cette eau ? Un titrage à l’EDTA

Versez de l’EDTA dans un échantillon d’eau tamponné à pH 10 ; tant que Ca²⁺/Mg²⁺ sont libres l’indicateur reste rouge vineux, puis vire au bleu au point final.

Objectif

Utiliser n(EDTA)=n(CaX2++MgX2+)n(\mathrm{EDTA}) = n(\ce{Ca^2+} + \ce{Mg^2+}) pour convertir le volume de burette en dureté en mol/L, et voir comment la dureté de l’échantillon déplace le point final.

Matériel et réactifs

Paillasse virtuelle : 25 mL d’échantillon d’eau, tampon ammoniacal pH 10, noir ériochrome T et une burette d’EDTA de concentration réglable.

Procédure

  1. Gardez l’EDTA à 0,010 mol/L et la dureté à 0,010 mol/L. Ajoutez l’EDTA lentement et repérez le volume où la couleur vire net.
  2. Vérifiez que ce point final tombe à 25,0 mL : à concentrations égales, les volumes à l’équivalence sont égaux.
  3. Portez la dureté à 0,020 mol/L. Prédisez le nouveau point final avant de titrer, puis confirmez.
  4. Doublez maintenant la concentration en EDTA et recommencez : que deviennent le volume d’équivalence et la netteté du saut ?

À observer

  • Des concentrations égales en EDTA et en ions de dureté donnent un point final à exactement 25,0 mL — un EDTA chélate un ion métallique.
  • Doubler la dureté double le volume d’équivalence ; doubler la concentration en EDTA le divise par deux — c’est le produit C×VC \times V qui compte.
  • Après le point final la solution reste colorée : la forme bleue de l’indicateur libre domine quand il n’y a plus de métal libre.

Explication

L’EDTA est une pince hexadentate : une molécule enveloppe un ion métallique avec une constante de stabilité assez grande (log⁡KCaY≈10,7\log K_\mathrm{CaY} \approx 10,7) pour que le titrage soit quantitatif. Le noir ériochrome T est rouge vineux lié au Mg²⁺ et bleu pur une fois libre : le point final apparaît exactement quand le dernier ion métallique est capturé. La dureté vaut alors c(CaX2++MgX2+)=cEDTAVEDTA/Vsamplec(\ce{Ca^2+}+\ce{Mg^2+}) = c_\mathrm{EDTA}V_\mathrm{EDTA}/V_\mathrm{sample} — généralement convertie en mg/L de CaCOX3\ce{CaCO3} pour le rapport.

Histoire de l’expérience

Le chélateur EDTA a été breveté en Allemagne en 1935 ; en 1945, Gerold Schwarzenbach à l’ETH Zurich a montré qu’il permettait de titrer les métaux quantitativement — naissance de la complexométrie. Alfred Werner en avait posé les bases théoriques des décennies plus tôt avec sa théorie des complexes, couronnée par le Nobel 1913.

Chimistes associés

Alfred WernerJöns Jacob Berzelius

Sujets liés

Chimie des eaux naturelles, traitement des eaux uséesTitrages acido-basiques, redox, complexométriques et de précipitation

Expérience virtuelle : un modèle simplifié pour construire l’intuition. Elle ne remplace ni le travail réel en laboratoire ni la formation à la sécurité ; ne la reproduisez pas chez vous sans encadrement.