Vidéo de la leçon: Gravimétrie par précipitation Chimie

Transcription de la vidéo

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à déterminer la masse ou la composition d’un analyte grâce à la gravimétrie par précipitation.

Certaines réactions chimiques qui ont lieu dans l’eau ou dans des solutions aqueuses produisent des produits insolubles. Il existe de nombreux exemples colorés de tels produits. Par exemple, si on mélange une solution de nitrate de plomb à une solution d’iodure de potassium, un solide jaune vif se forme immédiatement. Ce résultat est totalement inattendu pour cette réaction, étant donné que les deux solutions de départ sont incolores. Le nitrate de plomb et l’iodure de potassium sont tous deux des sels solubles. Les nitrates les plus courants sont solubles dans l’eau. La plupart des sels métalliques du groupe un sont également solubles.

Le nitrate de plomb et l’iodure de potassium sont des composés ioniques. Et lorsqu’ils sont dissous, les ions sont libres de se déplacer et d’interagir entre eux. Une double réaction de décomposition se produit, et un échange d’ions a lieu. Les deux produits formés sont le nitrate de potassium et l’iodure de plomb. L’iodure de plomb n’est pas soluble dans l’eau. Sa solubilité est très limitée et cela entraine la formation du solide jaune dense observé. Ce solide d’iodure de plomb jaune est appelé un précipité. Et la réaction peut être décrite comme une réaction de précipitation. Un précipité est simplement un solide formé à partir d’un mélange de solutions.

Alors, comment collecter un échantillon pur et sec de ce précipité d’iodure de plomb ? Il faudrait d’abord le séparer du liquide environnant qui contient d’autres ions dissous. Un morceau de papier filtre et un entonnoir sont utilisés à cet effet. Ce procédé est appelé filtration. Le solide jaune d’iodure de plomb ne passera pas à travers le papier filtre, tandis que le reste de solution sera collectée dans le ballon sur lequel est placé l’entonnoir. L’iodure de plomb jaune qui reste sur le papier filtre sera contaminé par les autres ions dissous. Ces filtrats solides doivent donc être rincés à l’eau distillée ou désionisée pendant qu’ils dans le papier filtre.

Maintenant que le précipité solide a été séparé de la solution contenant d’autres ions dissous, il doit être complètement séché pour éliminer les traces d’eau. Le séchage est réalisé en plaçant le papier filtre et le solide dans un endroit chaud et sec. Idéalement, on utilise un four de séchage thermostatique réglé à 110 degrés Celsius. Cette température est suffisante pour éliminer l’eau, mais pas trop chaude pour ne pas risquer de brûler le papier, ou de faire fondre ou décomposer le produit. Pour s’assurer que toutes les traces d’eau sont réellement éliminées, le papier et le filtrat peuvent être retirés et leur masse mesurée sur une balance de précision. Le papier et le filtrat sont de nouveau placés à l’étuve pendant quelques heures de plus, puis leur masse est à nouveau mesurée. Si les masses sèches sont les mêmes, cela signifie que toute l’eau a été éliminée. Cette technique est connue sous le nom de dessiccation (séchage) et pesée à masse constante.

Maintenant que nous avons vu comment récupérer un échantillon pur et sec d’un précipité, nous pouvons explorer comment utiliser cette idée pour une analyse quantitative des solutions ioniques. Une analyse chimique quantitative consiste à déterminer la quantité d’un ou plusieurs constituants présents dans un échantillon. À titre d’exemple, le résultat d’une analyse chimique peut être exprimé en unités de concentration ou en pourcentage en masse. Au-delà de la simple confirmation de la présence de divers ions, les précipités peuvent être utilisés pour effectuer des analyses chimiques quantitatives. Pour cela, la masse exacte du précipité formé doit être établie. On peut le faire en mesurant les masses avant et après les processus de filtration et de dessiccation décrits précédemment.

Par exemple, la masse d’un papier filtre sec et propre est enregistrée sur une balance précise à trois décimales. Les balances qui sont précises à 0,1 milligramme près sont souvent appelées balances analytiques (ou balance d’analyse). Elles mesurent la masse à quatre décimales. Comme elles sont très sensibles, elles ont généralement un pare-vent intégré pour arrêter le flux d’air. Le papier filtre propre et sec est alors utilisé pour collecter tout le précipité formé lors de la réaction chimique. Le papier filtre et le précipité sont lavés puis séchés selon le mode opératoire décrit précédemment. Après avoir été séchés jusqu’à obtenir une masse constante, la masse du papier filtre et du précipité est ensuite enregistrée. La masse du papier filtre seul est également enregistrée. La différence de masse est équivalente à la masse de précipité qui s’est formée lors de la réaction chimique.

Parfois, le précipité est séché dans un creuset avec du papier filtre sans cendres. Dans ce cas, il n’est pas nécessaire de peser préalablement le papier filtre. Lorsqu’une substance est analysée en fonction de sa masse, la méthode d’analyse est appelée gravimétrie. La méthode d’analyse quantitative peut être décrite comme une technique d’analyse gravimétrique. Dans une analyse chimique, la substance analysée est souvent appelée analyte. Lors d’une analyse gravimétrique par précipitation, l’analyte peut être un composé soluble converti en précipité insoluble au cours d’une réaction chimique.

Par exemple, nous pourrions choisir une solution de chlorure de sodium qui sera ici l’analyte à quantifier. À cet analyte en solution, nous ajoutons une solution de nitrate d’argent en excès. La réaction chimique produit alors un précipité blanc de chlorure d’argent, et une solution de nitrate de sodium. A l’aide d’une balance analytique et d’un morceau de papier filtre, la masse du précipité de chlorure d’argent peut être déterminée selon le mode opératoire précédemment décrit. Pour répondre à la question « Quelle masse de chlorure de sodium se trouvait dans la solution d’analyte ? », on doit attentivement examiner l’équation équilibrée de la réaction mise en jeu.

A partir de l’équation chimique équilibrée, on constate qu’une mole de chlorure de sodium réagit avec une mole de nitrate d’argent. Comme le nitrate d’argent est en excès, tous les ions chlorure réagissent. Une mole d’ions chlorure produit donc une mole de chlorure d’argent sous forme de précipité solide. Pour convertir la masse de chlorure d’argent précipité en moles de chlorure d’argent précipité, nous prenons la masse du chlorure d’argent, et nous la divisons par sa masse molaire. La masse molaire du chlorure d’argent est de 143,4 grammes par mole. Le nombre de moles de chlorure d’argent formé est donc de 0,139 gramme divisé par 143,4 grammes par mole. Soit 0,000969 mole de chlorure d’argent.

Nous avons relié le nombre de moles de chlorure d’argent au nombre de moles de chlorure de sodium dans la solution d’analyte, en tenant compte du rapport molaire (des coefficients stœchiométriques) dans cette équation équilibrée. Nous pourrons ainsi déterminer la masse de chlorure de sodium présente dans cette solution d’analyte. Etant donné que, dans cette équation équilibrée, le rapport molaire du chlorure d’argent et du chlorure de sodium est de un pour un, il y le même nombre de moles de chlorure de sodium dans la solution d’origine. La masse molaire de chlorure de sodium est de 58,5 grammes par mole. La masse de chlorure de sodium dans la solution d’analyte est donc égale aux nombre de moles de chlorure de sodium multipliées par sa masse molaire. Cela équivaut à 0,000969 mole multiplié par 58,5 grammes par mole. La masse de chlorure de sodium dans la solution d’analyte était donc de 0,0567 grammes, avec trois chiffres significatifs.

Examinons maintenant cette question afin de mieux comprendre le concept de la gravimétrie par précipitation.

Soit un sel d’halogénure de magnésium de formule MgX2. Un échantillon de 0,593 gramme de MgX2 a été dissous dans 100 millilitres d’eau désionisée, auquel on ajoute un NaOH en excès. On obtient un précipité de MgOH2 qui est ensuite filtré, lavé et séché. Ce précipité a une masse de 0,187 grammes. Quelle est l’identité de X ? (A) I, (B) F, (C) Br, (D) Cl.

Dans cette question, on nous demande de trouver l’identité de X, l’halogène de l’ion halogénure dans le sel ionique MgX2. L’halogène présent sous forme d’ion halogénure dans MgX2 pourrait être de l’iode, le fluor, le brome ou le chlore. Avec cela en tête, la formule réelle de MgX2 pourrait être MgI2, MgF2, MgBr2 ou MgCl2. Examinons d’abord la réaction qui se produit entre le sel d’halogénure de magnésium et NaOH, qui est l’hydroxyde de sodium. Les deux sont dissous dans l’eau, ce sont donc des solutions aqueuses. On nous dit dans l’énoncé que l’un des produits est MgOH2. Il s’agit de l’hydroxyde de magnésium, qui est un précipité insoluble. L’autre produit de cette réaction sera une combinaison des ions sodium et des ions halogénure des deux réactifs impliqués. Les halogénures de sodium sont solubles, ce produit est donc en solution aqueuse.

Il nous faut maintenant équilibrer cette équation. A partir de la formule de l’hydroxyde de magnésium, nous savons qu’une mole d’hydroxyde de magnésium contient deux moles d’ions hydroxyde. Ceci est logique puisque l’ion magnésium est un ion chargé deux plus, et que les ions hydroxyde sont des ions chargés un moins. Les charges doivent s’équilibrer, et il faut donc deux ions hydroxyde pour chaque ion magnésium deux plus. Soit deux moles d’hydroxyde de sodium. Nous aurons donc deux moles d’ions sodium et deux moles d’ions hydroxyde à gauche de l’équation pour équilibrer les ions hydroxyde du côté droit. Il faut donc former deux moles de NaX (notre halogénure de sodium), qui contiendra deux moles d'ions sodium. Deux moles de NaX contiennent également deux moles d’ions X- (ou ions halogénure), qui s’équilibrent avec les deux moles d’ions halogénures du sel d’halogénure de magnésium de départ.

Cette équation est maintenant équilibrée, et nous pouvons l’utiliser avec les données quantitatives fournies dans l’énoncé pour résoudre la question. On nous dit que la masse du précipité d’hydroxyde de magnésium recueilli était de 0,187 gramme. Puisque, grâce à sa formule, nous connaissons la composition exacte de l’hydroxyde de magnésium, nous pouvons déterminer la masse molaire de l’hydroxyde de magnésium. Elle est égale à 58,3 grammes par mole. Nous pouvons alors déterminer le nombre de moles d’hydroxyde de magnésium produites en divisant sa masse en grammes par sa masse molaire en grammes par mole. Le nombre de moles d’hydroxyde de magnésium est donc de 0,0032.

Nous pouvons relier le nombre de moles d’hydroxyde de magnésium formé au nombre de moles de sel d’halogénure de magnésium de l’analyte, grâce au rapport molaire dans l’équation équilibrée. Une mole de sel d’halogénure de magnésium produit une mole d’hydroxyde de magnésium. Il devait donc y avoir 0,0032 mole de sel d’halogénure de magnésium dans l’échantillon. Puisque les 0,0032 moles de sel d’halogénure de magnésium sont contenues dans un échantillon de 0,593 gramme, nous pouvons utiliser cette information pour déterminer la masse molaire.

Comme nous connaissons maintenant le nombre de moles et la masse du sel d’halogénure de magnésium, nous pouvons donc calculer sa masse molaire. La masse molaire de MgX2 est la masse de l’échantillon divisée par le nombre de moles qu’il contient. La masse molaire de MgX2 est donc de 185,3 grammes par mole. En utilisant la masse atomique du magnésium, nous pouvons calculer la masse atomique de l’élément X présent dans ce sel d’halogénure de magnésium. En soustrayant la masse atomique du magnésium de la masse molaire du sel d’halogénure de magnésium, on obtient le double de la masse de l’halogène présent. Deux fois la masse atomique de l’halogène présent équivaut à 161. La masse atomique de l’halogène X est donc 161 divisée par deux, soit 80,5.

Il faut garder à l’esprit que ce résultat ne correspond pas à la masse atomique précise de notre halogène X, car elle provient de données expérimentales où il y a des erreurs. Le seul halogène dont la masse atomique est proche de 80,5 est le brome. La masse atomique du brome est de 79,9. La bonne réponse est donc le brome.

Il est maintenant temps de passer en revue les points clés. Certaines réactions chimiques produisent des précipités. Un précipité est un produit solide formé lors de la réaction d’un mélange de solutions. Un précipité peut être récupéré par filtration, lavage puis séchage. L’analyse gravimétrique est une technique quantitative où l’analyse est basée sur des mesures de masses. La masse d’un précipité formé peut être reliée à la masse d’un analyte qui réagit en utilisant l’équation équilibrée de la réaction.