Solutions titrées

On donne le nom de solution titrée à une solution ayant une force chimique connue. On appelle titre ou force chimique la teneur de la solution en substance dissoute.

Les solutions titrées sont d'une importance capitale; aussi faut-il apporter la plus grande minutie dans leur préparation et dans leur conservation.

1° On établit une formule empirique.

2° On donne une concentration telle qu'elle exprime en un nombre rond son équivalence; qu'un volume de 1 c. c. = 10 milligrammes de NaCl ou bien o milligrammes de sucre ou de phosphate.

3° On établit une solution normale.

1) On réserve généralement la formule empirique pour les liquides qui ne supportent pas la conservation; dans ce cas, à chaque essai on établit le titre de la solution. Exemple : solution d'iode iodurée.

2) On emploie fréquemment les liqueurs qui expriment en chiffres ronds la quantité de substance qu'elles précipitent. L'emploi de ces liqueurs a l'avantage de simplifier les calculs; aussi est-ce à cette méthode que l'on a le plus souvent recours. (Solution titrée d'argent, d'acétate d'urane, de nitrate mercurique, etc.)

Solution titrée de nitrate d'argent. — On pèse une quantité quelconque de sel tel que le livre le commerce, soit I7er.9425\

Le calcul renseigne que pour que 1 c. c. de solution soit équivalent

Iil. CHIMIE PHYSIOLOGIQUE. 17

à 10 milligrammes de NaCl, la solution doit renfermer 29b'.075. Le calcul suivant déterminera la quantité d'eau nécessaire pour dissoudre cette quantité de sel :

til7.ll.

On dissout le sel dans une quantité moindre d'eau, puis on rince le récipient a plusieurs reprises et l'on ajoute de l'eau pour obtenir exactement le volume «pie le calcul a déterminé.

3) Il existe pour chaque corps un nombre déterminé qui représente la quantité de ce corps, prise par rapport à l'hydrogène, entrant dans les combinaisons. Ces nombres sont les poids atomiques. Ce sont pour l'hydrogène, 1 ; pour le sodium, 23; pour l'azote, 14, etc.

Ces nombres, ou plutôt les masses qu'ils représentent, peuvent se remplacer intégralement dans une combinaison s'ils ont la même valeur atomique, et le rapport est représenté par le poids atomique 1 d'hydrogène mono-atomique valant 1 = 1 de sodium mono-atomique valant 23 = 1 de soude caustique mono-atomique valant 40); le remplacement ne peut être que partiel si la valeur atomique du remplaçant est supérieure ù celle de l'hydrogène, et le rapport sera représenté par la moitié du poids atomique s'il s'agit de corps bi-atomiques (acide sulfurique, acide oxalique); par le tiers, par le cinquième, s'il s'agit de corps tri- ou pentatomiques.

Ceci posé, on donne le nom de solutions normales, à telles solutions qui renferment pour un litre une quantité de corps dissous correspondante à 1 atome d'hydrogène; on peut aussi les définir ainsi : des solutions qui, pour un litre, renferment une quantité de substance équivalente à leur poids atomique,

calculé en grammes. C'est-à-dire que la solution normale de soude caustique renferme, par litre,

1 de Na = 23 + 1 de H = 1 + 1 de 0 = 1(3, total 40 grammes de NaOH-,

que l'acide sulfurique normal renferme

1 de S = 32 + 4 de 0 = 64 + 2 de H, total — grammes d'acide sulfurique.

Ces solutions ne donnent, il est vrai, pas de chiffres ronds, et elles embarrassent le calcul de nombres complexes; mais elles ont l'avantage d'être toutes équivalentes entre elles et de renseigner d'un coup toutes les valeurs imaginables.

En effet, une quantité donnée de solution normale d'acide sulfurique équivaut à la même quantité de solution de soude normale, et celle-ci à la même quantité de solution normale d'ammoniaque.

Or, nous connaissons exactement la composition de ces diverses solutions; la connaissance d'un résultat analytique entraînera la connaissance de l'équivalence d'une autre solution.

S'il s'agit, par exemple, de neutraliser 10 c. c. d'acide sulfurique normal qui contiennent Orr.49 de SO*H2 à l'aide de soude caustique, on saura sans calcul que la quantité nécessaire est 0.40 de NaOH; 0.17 de NH*; que cette quantité correspond à 0.23 de sodium, 0.20 de calcium, 0.14 d'azote.

On se sert soit de solutions normales, soit de solutions décinormales (solutions 10 fois plus diluées).

Pour préparer les solutions normales, on pèse la quantité de matière que le calcul indique, on la dissout dans la masse

DE CHIMIE PHYSIOLOGIQUE. I!l

nécessaire du véhicule; on peut aussi prendre une quantité quelconque de substance que l'on dissout et rechercher la quantité dont il faut diluer la solution en comparant cette liqueur à une solution préparée par la méthode de la peser.

Si la substance est solide, on en pèse la quantité nécessaire, mi la dissout dans trois quarts de litre, en agitant et en portant à 15° la température de la liqueur; lorsque la substance est dissoute, on ajoute la quantité d'eau nécessaire pour faire un litre, on bouche le Maçon et, par agitation, on opère exactement le mélange.

S'il s'agit d'un corps liquide, on détermine son poids spécifique à l'aide d'un densimètre marquant au moins la troisième décimale, ou bien a l'aide du pycnomètre. Lorsque la densité est déterminée, on cherche dans des tables spéciales la quantité active de corps qui correspond à cette densité. On mesure ensuite la quantité que ce calcul renseigne et l'on procède comme dans le cas précédent.

Préparation de l'acide sulfurique normal. — L'acide sulfurique concentré d'une densité de 1.84 renferme 98.5 °/0 de S0*H2; la solution normale doit contenir exactement 49 grammes par litre. On pèse directement l'acide, ou on détermine, à l'aide des tables, le volume qui correspond au poids demandé, on le dilue dans un litre d'eau.

Il ne suffit pas de procéder ainsi, il faut encore s'assurer de l'exactitude du titre de la solution.

On mesure 10 c. c. de la solution, on y ajoute quelques gouttes d'une solution aqueuse saturée de méthylorange, puis on laisse s'écouler par filets de la solution de soude normale, en agitant, jusqu'au moment où la couleur rouge qu'a prise le méthylorange vire au jaune. Si le titre est exact, ce point sera

atteint lorsque 10 c. c. de solution sodique se seront écoulés; s'il est dépassé, la solution acide est trop concentrée et doit être diluée; s'il n'est pas atteint, la solution est trop diluée et doit être enrichie. Si 40 c. c. d'acide nécessitent 9.4 pour l'apparition du virage de l'indicateur, la solution devra être diluée d'autant de fois 0.6 que la masse contient de fois 10 c. c, c'est-à-dire 60 c. c. par litre.

Pour préparer la solution décinormale, il suffit de mesurer exactement 100 c. c. de la solution normale et de les étendre dans 900 c. c. d'eau.

Préparation de la solution normale de soude. — Elle contient 40 gr. de soude caustique par litre. On se sert, pour la préparer, de soude caustique chimiquement pure que l'on pèse et que l'on dissout dans une quantité suffisante d'eau, et l'on s'assure par titration, au moyen d'acide sulfurique normal, que cette solution a réellement sa valeur normale.

On peut aussi se servir d'une solution plus concentrée : un premier titrage détermine la quantité d'eau qu'il faut ajouter pour atteindre la valeur normale.

indicateurs. Le point de repère dans ces méthodes de saturation est constitué par les changements de couleur que manifestent, en présence d'acides ou d'alcalis, certaines substances indifférentes; ce sont les indicateurs, dont voici les principaux :

1. La teinture de tournesol. — On fait digérer du tournesol finement pulvérisé dans un grand volume d'eau distillée. Après vingt-quatre heures, on décante la solution aqueuse que l'on rejette, et l'on reprend le résidu dans une nouvelle masse d'eau. On laisse macérer pendant vingt-quatre heures : on décante la masse liquide; on la divise en deux parties égales; on ajoute

à l'une d'elles une quantité d'acide sulfurique dilué suffisante pour la colorer faiblement en rouge; puis on mélange les deux portions.

dette liqueur bleuit par les alcalins et rougit par l'action des acides.

2. Le méthjlorange en solution aqueuse à I °/0o. — Les alcalis le colorent en jaune-citron; les acides minéraux, en rougepourpre. Cet index ne peut s'employer qu'à froid.

3. La phéiiolplitaléine en solution alcoolique à */ao reste incolore en présence d'acides et vire au rouge-violet lorsque la réaction devient alcaline. Cet index ne peut s'employer lorsqu'il s'agit de doser des solutions ammoniacales.

4. L'acide rosolique en solution alcoolique à 1 °/0o- — La solution possède une couleur jaune brunâtre; elle vire au rouge violacé en présence d'alcalis.

On peut remplacer les solutions indicatrices par les papiers indicateurs que l'on trouve dans le commerce. L'emploi de ceux-ci restera limité aux déterminations qualitatives plutôt qu'aux recherches quantitatives.

§ 4. Méthodes optiques.

Certaines méthodes physiques rendent à l'analyse chimique des services importants. Ce sont :

1° L'analyse spectrale, qui permet de reconnaître :

a) Les spectres d'absorption qui caractérisent certains pigments ;

b) Les raies caractéristiques de certains métaux.

2° La polarisation, qui permet de déceler et même de déterminer la quantité d'un certain nombre de corps organiques des plus importants.

Analyse

spectrale.