Travaux pratiques de contrôle qualité (partie 5/8)

## Objectifs et prérequis **À la fin de ce chapitre, l’élève sera capable de :** - Préparer et mesurer un spectre d’absorption UV‑Vis d’un composé organique (acide salicylique) en respectant les bonnes pratiques de laboratoire. - Utiliser la spectrophotométrie pour suivre en temps réel une réaction chimique (décoloration du violet de cristal) et déterminer l’ordre de réaction ainsi que la constante de vitesse. - Identifier le point isobestique d’un indicateur acido‑basique (bleu de bromophénol) et expliquer son intérêt en contrôle qualité. - Appliquer la loi de Beer‑Lambert, tracer des droites de calibration et interpréter les résultats avec les unités appropriées. - Respecter les règles de sécurité et d’hygiène spécifiques aux manipulations de réactifs chimiques (NaOH, solvants, tampons). **Prérequis nécessaires :** - Notions de base sur la lumière électromagnétique, l’absorption moléculaire et la loi de Beer‑Lambert. - Manipulation de verrerie volumétrique (pipettes, fioles jaugées) et préparation de solutions étalons. - Utilisation d’un spectrophotomètre UV‑Vis (mise à zéro, choix de la longueur d’onde, lecture d’absorbance). - Notions de cinétique chimique (ordre de réaction, constante de vitesse, demi‑vie). - Concepts d’indicateurs de pH et de tampons acido‑basiques. --- ## Introduction contextualisée Dans les industries pharmaceutiques, agroalimentaires et cosmétiques du Cameroun, le contrôle qualité repose fortement sur des méthodes rapides, non destructrices et reproductibles. La spectrophotométrie UV‑Vis permet de vérifier la pureté d’une substance active, de suivre l’évolution d’une réaction de synthèse ou de contrôler la conformité d’un indicateur de pH utilisé dans les formulations. Ce chapitre présente trois travaux pratiques emblématiques du programme officiel de Terminale F6, chacun illustrant une application concrète : la caractérisation spectrale de l’acide salicylique (antidouleur), la cinétique de décoloration du violet de cristal (modèle de réaction d’oxydo‑réduction) et la détermination du point isobestique du bleu de bromophénol (indicateur utilisé dans les titrages). Les procédures décrites s’appuient sur les normes de sécurité en vigueur dans les laboratoires techniques camerounais (port de lunettes de protection, gants nitrile, manipulation sous hotte lorsqu’il y a dégagement de vapeurs). --- ## I. Leçon 12: Spectre UV de l’acide salicylique ### 1. Principe de la spectrophotométrie UV‑Vis La spectrophotométrie mesure l’absorbance \(A\) d’une solution à une longueur d’onde \(\lambda\) donnée. Selon la loi de Beer‑Lambert : \[ A = \varepsilon \, b \, c \] où \(\varepsilon\) est le coefficient d’absorptivité molaire (L·mol⁻¹·cm⁻¹), \(b\) la longueur du trajet optique (cm) et \(c\) la concentration (mol·L⁻¹). > **>** La loi de Beer‑Lambert est valable tant que l’absorbance reste inférieure à 0,2 pour garantir la linéarité de la réponse. ### 2. Préparation de l’échantillon d’acide salicylique - Peser précisément 0,028 g d’acide salicylique (purité ≥ 99 %). - Dissoudre dans un petit volume d’éthanol absolu, puis transférer dans une fiole jaugée de 100 mL. - Compléter avec de l’eau distillée jusqu’à la marque. Cette solution mère contient 2,0 mmol·L⁻¹ d’acide salicylique. - Préparer cinq dilutions (10 %, 20 %, 40 %, 60 %, 80 % de la solution mère) dans des tubes à essai de 10 mL, en utilisant de l’eau distillée comme solvant. > **>** Toujours ajouter le solvant à l’échantillon et non l’inverse pour limiter les éclaboussures. ### 3. Mesure du spectre d’absorption (200‑400 nm) - Mettre le spectrophotomètre en mode “scan”. - Utiliser une cuvette en quartz de 1 cm de chemin optique, remplie avec l’eau distillée comme blanc. - Effectuer le balayage de 200 nm à 400 nm pas à pas de 1 nm, enregistrer l’absorbance pour chaque dilution. - Reporter les valeurs d’absorbance maximale (\(\lambda_{\max}\)) pour chaque concentration. ### 4. Interprétation du spectre L’acide salicylique présente deux bandes caractéristiques : - Une bande autour de 210 nm (transition \(\pi\rightarrow\pi^{*}\) du cycle aromatique). - Une bande plus intense près de 295 nm, liée au groupe carboxyle conjugué avec le cycle phénolique. Le \(\lambda_{\max}\) le plus utilisé pour le dosage est 295 nm, où l’absorbance varie linéairement avec la concentration dans l’intervalle 0,1 – 0,8 A. ### 5. Exemple chiffré : détermination de la concentration à partir de l’absorbance Données obtenues pour la dilution à 40 % (c = 0,8 mmol·L⁻¹) : - Absorbance mesurée à 295 nm : \(A = 0,42\). - Longueur de cuvette : \(b = 1,0\) cm. Calcul du coefficient d’absorptivité molaire : \[ \varepsilon = \frac{A}{b\,c} = \frac{0,42}{1,0 \times 0,8\times10^{-3}} = 525\ \text{L·mol}^{-1}\text{·cm}^{-1} \] Pour un échantillon inconnu donnant \(A = 0,57\) à 295 nm : \[ c = \frac{A}{\varepsilon\,b} = \frac{0,57}{525 \times 1,0} = 1,09\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}=1,09\ \text{mmol·L}^{-1} \] > **>** Le résultat doit être exprimé avec le même nombre de chiffres significatifs que la mesure d’absorbance (ici trois). ### 6. Normes de sécurité et d’hygiène - Porter des lunettes de protection et des gants nitrile. - Manipuler l’éthanol sous hotte afin d’éviter l’inhalation de vapeurs. - Éliminer les déchets contenant de l’éthanol dans le récipient dédié aux solvants organiques. - Nettoyer immédiatement toute éclaboussure avec de l’eau abondante. --- ## II. Leçon 13: Cinétique du violet de cristal par spectrophotométrie UV ### 1. Réaction du violet de cristal avec l’hydroxyde de sodium Le violet de cristal (VC⁺) est un cation coloré qui, en milieu fortement basique, subit une réaction d’addition d’ion hydroxyle donnant un produit incolore (VC‑OH). La réaction globale peut être écrite : \[ \text{VC}^{+} + \text{OH}^{-} \xrightarrow{k} \text{VC‑OH} \] Dans ces conditions, l’ion hydroxyde est en grande excès, donc sa concentration reste pratiquement constante et la réaction apparaît d’ordre pseudo‑premier en VC⁺. ### 2. Principe de suivi cinétique par mesure d’absorbance L’absorbance du VC⁺ à son \(\lambda_{\max}\) (≈ 590 nm) est proportionnelle à sa concentration (loi de Beer‑Lambert). En enregistrant \(A(t)\) on obtient : \[ A(t) = \varepsilon b [\text{VC}^{+}](t) \] Un tracé de \(\ln A\) versus le temps \(t\) donne une droite dont la pente est \(-k_{\text{obs}}\). > **>** La réaction est considérée comme pseudo‑premier lorsque \([\text{OH}^{-}] \ge 10\,[\text{VC}^{+}]_0\). ### 3. Mise en place du dispositif - Préparer une solution mère de violet de cristal à 2,0 × 10⁻⁵ mol·L⁻¹ dans de l’eau distillée. - Préparer une solution de NaOH 0,10 mol·L⁻¹ (étalonné préalablement). - Dans un bécher de 50 mL, mélanger 5,0 mL de solution VC⁺ avec 45,0 mL de solution NaOH afin d’obtenir \([\text{VC}^{+}]_0 = 2,0\times10^{-6}\) mol·L⁻¹ et \([\text{OH}^{-}] = 0,09\) mol·L⁻¹ (excès > 40×). - Transférer rapidement 3 mL du mélange dans une cuvette de 1 cm de chemin optique, placée dans le spectrophotomètre préalablement thermostaté à 25 °C. - Mettre l’instrument en mode “kinétique” : lecture d’absorbance à 590 nm toutes les 5 secondes pendant 5 minutes. ### 4. Acquisition des données Le tableau suivant illustre un relevé typique (valeurs arrondies) : | Temps (s) | Absorbance A (590 nm) | |-----------|-----------------------| | 0 | 0,642 | | 30 | 0,487 | | 60 | 0,371 | | 90 | 0,283 | | 120 | 0,216 | | 150 | 0,165 | | 180 | 0,126 | | 210 | 0,096 | | 240 | 0,074 | | 270 | 0,057 | | 300 | 0,044 | ### 5. Détermination de l’ordre de réaction et de la constante de vitesse Calcul de \(\ln A\) pour chaque point : | Temps (s) | \(\ln A\) | |-----------|-----------| | 0 | -0,444 | | 30 | -0,720 | | 60 | -0,992 | | 90 | -1,262 | | 120 | -1,531 | | 150 | -1,803 | | 180 | -2,074 | | 210 | -2,342 | | 240 | -2,603 | | 270 | -2,864 | | 300 | -3,123 | Le tracé \(\ln A\) vs \(t\) est linéaire ; la régression linéaire donne une pente : \[ \text{pente} = -0,0099\ \text{s}^{-1} \] Ainsi, la constante de vitesse pseudo‑premier est : \[ k_{\text{obs}} = 9,9\times10^{-3}\ \text{s}^{-1} \] La demi‑vie correspondante : \[ t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k_{\text{obs}}} = \frac{0,693}{9,9\times10^{-3}} \approx 70\ \text{s} \] > **>** La valeur de \(k_{\text{obs}}\) doit être rapportée avec deux chiffres significatifs lorsque la pente provient d’une régression sur dix points ou moins. ### 6. Exemple chiffré complet (détermination de \(k\) à partir de deux points) En utilisant les points à \(t=0\) s (\(A_0=0,642\)) et \(t=180\) s (\(A_{180}=0,126\)) : \[ \ln\frac{A_{180}}{A_0}= \ln\frac{0,126}{0,642}= \ln(0,196)= -1,629 \] \[ k = -\frac{\ln(A_{180}/A_0)}{t}= \frac{1,629}{180\ \text{s}} = 9,05\times10^{-3}\ \text{s}^{-1} \] Ce résultat est cohérent avec la régression globale (9,9 × 10⁻³ s⁻¹). ### 7. Sécurité (NaOH corrosif) - Porter des gants résistants aux produits alcalins et une blouse de laboratoire. - Effectuer les manipulations sous hotte lorsqu’il y a risque de projection de solution basique. - En cas de contact avec la peau, rincer abondamment à l’eau pendant au moins 15 minutes et retirer les vêtements contaminés. - Neutraliser les déchets basiques avec une solution diluée d’acide chlorhydrique avant élimination selon les procédures locales. --- ## III. Leçon 14: Spectre du bleu de bromophénol et point isobestique ### 1. Propriétés du bleu de bromophénol (indicateur de pH) Le bleu de bromophénol (BPB) existe sous deux formes principales : - Forme acide (HIn) : couleur jaune, \(\lambda_{\max}\) ≈ 440 nm. - Forme base (In⁻) : couleur bleue, \(\lambda_{\max}\) ≈ 590 nm. Entre ces deux longueurs d’onde, les spectres se croisent en un point où l’absorbance est indépendante du pH : le **point isobestique**. > **>** Le point isobestique du bleu de bromophénol se situe généralement autour de 480 nm, mais il doit être déterminé expérimentalement pour chaque lot de réactif. ### 2. Spectres d’absorption des formes acide et base - Préparer une solution mère de BPB à 5,0 × 10⁻⁵ mol·L⁻¹ dans de l’éthanol. - Pour la forme acide : diluer 1 mL de cette solution dans 49 mL de solution d’acide chlorhydrique 0,10 mol·L⁻¹ (pH ≈ 1). - Pour la forme base : diluer 1 mL de la même solution mère dans 49 mL de solution d’hydroxyde de sodium 0,10 mol·L⁻¹ (pH ≈ 13). - Enregistrer les spectres de 350 nm à 650 nm avec une cuvette de 1 cm. ### 3. Définition du point isobestique Le point isobestique \(\lambda_{iso}\) satisfait : \[ \frac{dA}{dpH}\bigg|_{\lambda_{iso}} = 0 \] En pratique, on mesure l’absorbance à plusieurs longueurs d’onde pour une série de tampons couvrant l’intervalle de pH du indicateur (≈ 3,0 – 4,6). La longueur d’onde où les courbes d’absorbance se superposent est retenue comme \(\lambda_{iso}\). ### 4. Expérimentation : préparation de tampons et mesure des spectres - Préparer cinq tampons de pH 3,0, 3,5, 4,0, 4,5 et 5,0 en utilisant des mélanges d’acide acétate/acide acétique (concentrations ajustées selon la formule de Henderson‑Hasselbalch). - Dans chaque tampon, ajouter une quantité identique de solution mère de BPB pour obtenir une concentration finale de 1,0 × 10⁻⁶ mol·L⁻¹ (afin de rester dans le domaine linéaire de Beer‑Lambert). - Mesurer l’absorbance de chaque échantillon de 350 nm à 650 nm, pas à pas de 2 nm. - Reporter les valeurs d’absorbance sur un même graphique (absorbance en fonction de \(\lambda\)). ### 5. Détermination expérimentale du point isobestique À partir des courbes, on observe que les cinq tracés se croisent en un point proche de 482 nm. La valeur exacte est obtenue par interpolation linéaire entre les deux longueurs d’onde où la différence d’absorbance entre le pH le plus bas et le pH le plus haut change de signe. Exemple de données simplifiées (absorbance à 480 nm et 485 nm) : | pH | A₄₈₀ | A₄₈₅ | |----|------|------| | 3,0| 0,212| 0,198| | 3,5| 0,190| 0,176| | 4,0| 0,168| 0,155| | 4,5| 0,149| 0,136| | 5,0| 0,132| 0,120| La différence \(A_{480}-A_{485}\) passe de +0,014 (pH 3,0) à +0,012 (pH 5,0) ; elle reste positive mais diminue. En poursuivant jusqu’à 490 nm, on trouve une différence nulle autour de 482 nm. Donc \(\lambda_{iso} \approx 482\) nm. > **>** Le point isobestique doit être confirmé par au moins trois tampons différents afin d’écarter les erreurs de préparation. ### 6. Exemple chiffré : tracé absorbance vs pH à λ fixé Choisissons \(\lambda = 482\) nm. Les mesures d’absorbance donnent : | pH | A₄₈₂ | |----|------| | 3,0| 0,205| | 3,5| 0,183| | 4,0| 0,162| | 4,5| 0,144| | 5,0| 0,128| Le tracé \(A\) versus pH est linéaire avec une pente de \(-0,019\) A·pH⁻¹ et une ordonnée à l’origine de 0,274 A. L’ordonnée à l’origine correspond à l’absorbance théorique du mélange à pH 0 (forme entièrement acide). La linéarité confirme que, à cette longueur d’onde, l’absorbance varie uniquement avec la proportion de chaque forme, mais le point où les deux formes contribuent égales (pH ≈ pKₐ) se situe autour de 4,0, ce qui est cohérent avec la littérature (pKₐ du BPB ≈ 4,0). ### 7. Sécurité (manipulation de tampons et déchets) - Porter lunettes et gants ; les tampons acétate peuvent dégager des vapeurs d’acide acétique concentré. - Effectuer les préparations sous hotte lorsqu’on travaille avec des solutions d’acide ou de base fortes. - Les déchets contenant du bleu de bromophénol sont considérés comme des déchets organiques dangereux ; les collecter dans un récipient dédié et les remettre au service de gestion des déchets chimiques de l’établissement. - Nettoyer immédiatement les débordements avec une solution d’eau savonneuse, puis rincer abondamment. --- ## Synthèse du chapitre - **Spectrophotométrie UV‑Vis** : loi de Beer‑Lambert \(A=\varepsilon b c\); utilisation pour le dosage et le suivi cinétique. - **Leçon 12** : spectre de l’acide salicylique, \(\lambda_{\max}\) ≈ 295 nm, détermination de \(\varepsilon\) et de la concentration d’un inconnu. - **Leçon 13** : réaction du violet de cristal avec NaOH en excès, suivi pseudo‑premier, tracé \(\ln A\) vs \(t\) donnant \(k_{\text{obs}}\) ≈ 1,0 × 10⁻² s⁻¹, \(t_{1/2}\) ≈ 70 s. - **Leçon 14** : bleu de bromophénol, formes acide/base, point isobestique expérimental ≈ 482 nm, utilisation pour vérifier la pureté d’un indicateur. - **Sécurité** : port de lunettes, gants, manipulation sous hotte pour l’éthanol, le NaOH et les tampons; élimination appropriée des déchets organiques et basiques. - **Applications professionnelles** : contrôle de la pureté de principes actifs, suivi de réactions de synthèse, validation d’indicateurs de pH dans les formulations pharmaceutiques et agroalimentaires. --- ## Glossaire | Terme | Définition | |-------|------------| | **Absorbance (A)** | Mesure logarithmique du rapport entre l’intensité du rayonnement incident et celle transmise par l’échantillon. | | **Coefficient d’absorptivité molaire (\(\varepsilon\))** | Constante de proportionnalité dans la loi de Beer‑Lambert, exprimée en L·mol⁻¹·cm⁻¹. | | **Point isobestique** | Longueur d’onde où l’absorbance d’une substance est indépendante du pH (ou de toute autre variable qui modifie la forme moléculaire). | | **Réaction pseudo‑premier** | Cinétique qui apparaît d’ordre premier lorsque l’un des réactifs est présent en grande excès, rendant sa concentration effectivement constante. | | **Constante de vitesse (\(k\))** | Paramètre cinétique liant la vitesse de réaction aux concentrations des réactifs. | | **Demi‑vie (\(t_{1/2}\))** | Temps nécessaire pour que la concentration d’un réactif diminue de moitié. | | **Cuvette** | récipient à faces parallèles, généralement en verre ou quartz, utilisé pour contenir l’échantillon lors d’une mesure spectrophotométrique. | | **Tampon** | Solution résistante aux variations de pH lorsqu’on ajoute de petites quantités d’acide ou de base. | | **λmax** | Longueur d’onde à laquelle l’absorbance d’une substance est maximale. | | **Hotte de laboratoire** | Enclosure ventilée qui aspire les vapeurs et les particules dangereuses lors de manipulations chimiques. | --- ## Exercices d'application corrigés ### Exercice 1 – Dosage de l’acide salicylique Un comprimé prétend contenir 500 mg d’acide salicylique. On le broie, on le dissout dans 50,0 mL d’éthanol puis on complète à 100,0 mL avec de l’eau distillée. On prélève 2,00 mL de cette solution, on le dilue à 25,0 mL et on mesure l’absorbance à 295 nm : \(A = 0,378\). Sachant que le coefficient d’absorptivité molaire de l’acide salicylique à 295 nm est \(\varepsilon = 525\) L·mol⁻¹·cm⁻¹ et que la longueur de cuvette est 1,00 cm, déterminer la masse réelle d’acide salicylique présente dans le comprimé et commenter la conformité. **Corrigé** 1. Concentration dans la cuvette : \[ c = \frac{A}{\varepsilon b}= \frac{0,378}{525 \times 1,0}=7,20\times10^{-4}\ \text{mol·L}^{-1} \] 2. Facteur de dilution total : prélèvement 2,00 mL → 25,0 mL (facteur 12,5). La solution mère (tablet dissolved in 50 mL d’éthanol puis complétée à 100 mL d’eau) est la solution dont on a prélevé l’aliquot. Donc la concentration dans cette solution mère est : \[ c_{\text{mère}} = 7,20\times10^{-4} \times 12,5 = 9,00\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} \] 3. Quantité d’acide salicylique présente dans les 100,0 mL de solution mère : \[ n = c_{\text{mère}} \times V = 9,00\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} \times 0,100\ \text{L}=9,00\times10^{-4}\ \text{mol} \] 4. Masse correspondante : \[ m = n \times M_{\text{acide salicylique}} = 9,00\times10^{-4}\ \text{mol} \times 138,12\ \text{g·mol}^{-1}=0,124\ \text{g}=124\ \text{mg} \] 5. Résultat : le comprimé contient environ 124 mg d’acide salicylique, soit environ 25 % de la quantité annoncée. Le produit est **non conforme** ; il faudrait vérifier la procédure de dissolution ou la présence d’excipients interférant. --- ### Exercice 2 – Détermination de la constante de vitesse du violet de cristal Une expérience de suivi cinétique du violet de cristal est réalisée à 25 °C avec un excès de NaOH. Les mesures d’absorbance à 590 nm donnent les valeurs suivantes : | Temps (s) | A | |-----------|---| | 0 | 0,560 | | 60 | 0,340 | | 120 | 0,207 | | 180 | 0,126 | | 240 | 0,077 | En supposant une réaction pseudo‑premier, calculer la constante de vitesse \(k\) et la demi‑vie \(t_{1/2}\). **Corrigé** On trace \(\ln A\) vs \(t\) : | t (s) | ln A | |-------|------| | 0 | -0,579 | | 60 | -1,079 | | 120 | -1,574 | | 180 | -2,072 | | 240 | -2,564 | La régression linéaire donne une pente de \(-0,00830\ \text{s}^{-1}\). Donc : \[ k = 8,30\times10^{-3}\ \text{s}^{-1} \] Demi‑vie : \[ t_{1/2}= \frac{\ln 2}{k}= \frac{0,693}{8,30\times10^{-3}} \approx 83,5\ \text{s} \] Arrondi à deux chiffres significatifs : \(k = 8,3\times10^{-3}\ \text{s}^{-1}\), \(t_{1/2}= 84\ \text{s}\). --- ## Erreurs fréquentes et règles de sécurité | N° | Erreur fréquente | Conséquence | Règle de prévention / bonne pratique | |----|------------------|-------------|--------------------------------------| | 1 | Utiliser une cuvette en verre ordinaire pour des mesures dans l’UV (< 300 nm). | Absorption du verre → sous‑estimation de l’absorbance, résultats faux. | Toujours vérifier la matière de la cuvette : quartz pour UV, verre pour visible uniquement. | | 2 | Oublier de mettre le spectrophotomètre à zéro avec le solvant blanc avant chaque série de mesures. | Erreur systématique sur toutes les absorbances. | Effectuer le zéro (baseline) immédiatement avant chaque lot d’échantillons; noter la longueur d’onde utilisée. | | 3 | Manipuler le NaOH sans protection oculaire. | Risque de brûlures cornéennes graves. | Porter des lunettes de protection anti‑projeteurs et un écran facial si les projections sont possibles. | | 4 | Préparer les tampons sans vérifier le pH avec un pH‑mètre étalonné. | Tampons hors plage → point isobestique mal localisé. | Étalonner le pH‑mètre avec deux tampons (pH 4,0 et 7,0) avant chaque série de préparations. | | 5 | Verser directement l’éthanol dans l’eau chaude pour accélérer la dissolution. | Risque de vaporisation brutale et d’incendie. | Toujours ajouter l’éthanol à l’eau froide, sous hotte, et éviter toute source de chaleur nue. | | 6 | Jeter les déchets contenant du bleu de bromophénol dans l’évier ordinaire. | Contamination des eaux usées, non conformité réglementaire. | Collecter les déchets organiques dans un récipient dédié, les étiqueter et les remettre au service de gestion des déchets chimiques de l’établissement. | --- *Fin du cours.*