1. Introduction

L'acide ascorbique, plus connu sous le nom de vitamine C est indispensable au corps humain. Toutefois, le corps humain ne le fabrique pas. Ainsi, seul un apport extérieur permet d'éviter une carence en vitamine C. Cette vitamine est présente dans les fruits et légumes. De plus, elle sert de médicament; elle est antiscorbutique. Enfin, elle renforce les défenses naturelles de l'organisme, accroît les performances physiques et sert d'antirides. En chimie, l'acide ascorbique est un antioxydant. Sa formule chimique est C₆H₈O₆.

2. Mode opératoire

Dans cette expérience, nous voulons doser l'acide ascorbique contenu dans un jus d'orange fraîchement pressé pour en connaître sa concentration.

Matériel:

- trois béchers
- un filtre
- une orange fraîche
- une burette

Produits:

- acide phosphorique concentré (H₃PO₄)
- solution de diiode (I₂)
- thiosulfate de sodium : [Na₂S₂O₃] = 5*10 ^-3M
- thiosulfate de sodium : [Na₂S₂O₃] = 0.63 M

Dosage de la solution de diiode.(Expérience préliminaire)

Tout d'abord, nous avons chercher à connaître la concentration de notre solution de diiode car cette dernière se décompose à la lumière. Ainsi, nous avons dosée 10 ml de la solution de diiode en ajoutant goutte à goutte du thiosulfate 0.63 M à l'aide d'une burette, . Voici la réaction qui se déroule:

2 S₂O₃^2- + I₂S₄O₆^2- + 2 I^-

Lorsque le I₂ de couleur brune se transforme petit à petit en ions I^-, la solution devient de plus en plus claire jusqu'à être transparente quand il ne reste plus que des ions I^-, donc plus de I₂. A partir du volume ajouté, il ne reste plus qu'à appliquer la stoechiométrie de la réaction.

Manipulations pour doser l'acide ascorbique:

Ensuite, il faut presser une orange et filtrer le jus afin qu'on ne dose que le jus. On introduit 10 cm³ du jus filtré d'une orange dans un bécher, quelques gouttes d'acide phosphorique qui permet de stabiliser la solution et 10 cm³ d'une solution de diiodure de concentration 7.8*10^-3 M que l'on aura préalablement fabriquée et dosée. On ajoute progressivement, goutte par goutte, une solution de thiosulfate de sodium 5*10^-3 M jusqu'à ce que la solution reprenne la couleur initiale du jus d'orange. La disparition de I₂ peut être rendue plus facilement visible en rajoutant quelques gouttes d'empois d'amidon, la solution va prendre une couleur bleu qui disparaît avec l'absence de I₂.Faire un bilan des constatations et observations, en tirer les conclusions.

3. Résultats

Dans l'expérience préliminaire, après avoir ajouté 2.5 ml de thiosulfate de sodium (0.000157 moles), la solution est devenue transparente. Selon la stoechiométrie de la réaction donnée ci-dessus, il faut deux moles de thiosulfate pour une mole de diiode ; ainsi, il faut diviser notre concentration de thiosulfate par deux pour obtenir la concentration de diiode. Par conséquent:

 [I₂] = 7.8*10^-3M.

Dans la deuxième partie de cette expérience, nous avons doser le iode qui n'a pas réagi avec l'acide ascorbique de l'orange. En effet, la réaction d'oxydoréduction entre le diiode et l'acide ascorbique est rapide et totale.

C₆H₈O₆ + I₂C₆H₆O₆ + 2 I^- + 2 H⁺

Les ions I^- se fixent sur la double liaison de l'acide ascorbique à la place des groupes fonctionnels alcool ainsi, on peut doser les ions I^- qui n'ont pas réagi et par soustraction déterminer la quantité de I₂ qui a réagi et par extrapolation la quantité d'acide ascorbique présente au départ dans notre échantillon. La solution d'acide ascorbique et de diiode initiale était de couleur bleu-noir, ce qui indique un excès de diiode. Au fur et à mesure du dosage avec le thiosulfate de sodium, la solution initiale devenait de plus en plus clair jusqu'à reprendre la couleur initiale du jus d'orange, ce qui prouve que tous les ions I₂ disparaissaient au profit des ions I^- jusqu'à être inexistant dans la solution finale transparente puisque ce sont les diiodes qui donnent la couleur foncée à la solution. Dans notre expérience, nous avons dû ajouter 10.3 ml de thiosulfate de sodium, donc après 0,0000515 moles, donc 0,000026 moles de I₂. Pour obtenir la concentration d'acide ascorbique du jus d'orange, il suffit de soustraire au nombre de moles de diiode de départ celles qui ont réagi avec le thiosulfate, c'est-à-dire celles qui n'ont pas réagi avec l'acide ascorbique.

(7,8 ^. 10^-5) - (2,56 ^. 10^-5) = 5,2 ^. 10^-5 moles dans 10 ml

[Acide ascorbique]=5,2 ^. 10^-3 M. 

Tableau de résultats pour l'ensemble de la classe:

1: Méthode décrite ci-dessus

2: Méthode ci-dessus, mais le dosage se fait avec I₂ et c'est le thiosulfate qui est additionné en premier

3: Dosage avec une solution de NaOH

4. Discussion

D'après nos sources, une orange de 150 g contient environ 74 ml de jus et 79 mg d'acide ascorbique. Donc la concentration en acide ascorbique d'une orange serait donc de 0,0061 M environ. Dans le tableau récapitulatif ci-dessus, on constate d'abord que notre résultat est proche de cette valeur. De même pour le dosage des deux autres agrumes qui a utilisé la même méthode que notre groupe, on peut constaté des valeurs proches des nôtres, le citron contenant peut-être un peu moins d'acide ascorbique. Pour ce qui est des dosages utilisant uniquement du NaOH (3), on peut constater que les valeurs obtenus sont largement supérieur au valeur théorique, ceci étant du au fait que le dosage n'est pas spécifique à l'acide ascorbique, mais à tous les autres acides présents. Dans ce cas, on dose l'acidité totale du liquide. Dans le cas du Prétuval C, la différence est peut-être due a des difficultés à discerner la variation de couleur et dans le cas de ce dosage, l'utilisation d'empois d'amidon aurait peut-être été très important.

5. Sources

-  http://www.xena.ad/lcf/e300/e300.htm

-  http://formation.etud.u-psud.fr/chimie/experiences/tp-s1sm/2vitamineC.htm

-  http://www.e-sante.fr/guide/article.asp ?idarticle=2327&idrubrique=108