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Introduction à l'analyse gravimétrique : gravimétrie par volatilisation

Introduction à l'analyse gravimétrique par volatilisation ou précipitation. Exemple d'analyse gravimétrique par volatilisation pour déterminer la pureté d'un mélange d'hydrates métalliques.

Qu'est-ce que l'analyse gravimétrique ?

L'analyse gravimétrique est un type de technique de laboratoire qui permet de déterminer la masse ou la concentration d'une substance en mesurant une variation de masse. Le produit chimique qu'on souhaite quantifier est parfois appelé l'analyte. On utilise l'analyse gravimétrique pour répondre aux questions suivantes :
  • Quelle est la concentration de l'analyte en solution ?
  • Quelle est la pureté de l'échantillon ? Ici, l'échantillon peut être un solide ou en solution.
Il existe 2 deux types courants d'analyse gravimétrique. Les deux reposent sur une modification de l'analyte pour le séparer du reste du mélange, provoquant ainsi une variation de la masse. Ces deux méthodes sont appelées soit simplement analyse gravimétrique soit par leur noms complets plus descriptifs.s
Dessin d'Alice, du livre "Alice au pays des Merveilles" de Lewis Carroll, tenant une bouteille marron étiquetée "Bois moi".
Il n'est pas vraiment recommandé de boire un liquide inconnu ! Alice aurait dû réaliser une analyse gravimétrique pour savoir ce que la bouteille contient réellement. Comment pourrait-elle vérifier la présence de sels d'argents solubles ? Image d'Alice from Wikimedia Commons, public domain
La gravimétrie par volatilisation permet de séparer les composants d'un mélange par chauffage ou par décomposition chimique de l'échantillon. Cela permet de séparer n'importe quel composé volatil et conduit à une variation de masse que l'on mesure. On va voir en détail un exemple d'analyse gravimétrique par volatilisation dans la suite de l'article !
La gravimétrie par précipitation permet de séparer plusieurs composants d'une solution par précipitation, c'est-à-dire en intégrant cette solution à un solide. L'analyte change alors d'état puisqu'il se trouve d'abord en solution puis réagit pour former un précipité solide. Le solide est séparé des composants liquides par filtration. La masse de solide formée permet de calculer la quantité ou la concentration de composés ioniques en solution.
Dans cet article, on va voir un exemple d'utilisation de gravimétrie par volatilisation dans l'environnement d'un laboratoire de chimie. On va ensuite évoquer les sources d'erreurs possibles et les conséquences qu'elles peuvent avoir sur les résultats.

Exemple : Déterminer la pureté d'un hydrate de métal à l'aide de la gravimétrie par volatilisation

Mauvaise nouvelle ! On vient d'apprendre que notre assistant de laboratoire maladroit, Igor, a contaminé par accident une bouteille de chlorure de baryum hydraté, BaCl22H2O, avec une quantité inconnue de KCl. Pour déterminer la pureté du BaCl22H2O contenu maintenant dans la bouteille, on chauffe un échantillon de 9,51g du contenu de la bouteille contaminée pour en éliminer l'eau. Après chauffage, la masse de l'échantillon est de 9,14g.
Quel est le pourcentage massique de BaCl22H2O dans la bouteille contaminée ?
Les problèmes d'analyse gravimétrique sont tout simplement des problèmes de stœchiométrie qui comprennent des étapes supplémentaires. Pour rappel, on a toujours besoin des coefficients de l'équation-bilan pour résoudre un problème de stœchiométrie.
Premièrement, on analyse ce qu'il se passe lorsqu'on chauffe l'échantillon. On élimine l'eau de BaCl22H2O pour obtenir du BaCl2(s) anhydre et de la vapeur d'eau, H2O(g). À la fin du procédé de chauffage, il devrait rester un mélange de BaCl2(s) anhydre et de KCl(s). Pour les calculs à venir, on retient les hypothèses suivantes :
  • La masse perdue de l'échantillon provient de l'évaporation de H2O, contrairement à d'autres procédés de décomposition.
  • Toute l'eau provient de la déshydratation de BaCl22H2O.
Note : On ne connaît pas la quantité de contaminant, KCl, dans le mélange. On peut avoir un pourcentage massique de KCl compris entre 0 et 100%  ! Toutefois, ce n'est sûrement pas 100%  puisqu'on a perdu de l'eau après chauffage.
On écrit la réaction de déshydratation selon l'équation-bilan suivante :
BaCl22H2O(s)BaCl2(s)+2H2O(g)
Selon cette équation-bilan, on s'attend à produire 2moles d’H2O(g) pour chaque mole de BaCl22H2O. On va utiliser cette relation stœchiométrique dans les calculs à venir pour convertir le nombre de moles d'eau éliminée en nombre de moles de BaCl22H2O de l'échantillon contaminé.
On va voir en détail chaque étape du calcul.

Étape 1 : Calculer la variation de masse de l'échantillon

On détermine la quantité d'eau perdue durant le procédé de chauffage en calculant la variation de masse de l'échantillon.
Masse de H2O=Masse initiale de l’échantillonMasse finale de l’échantillon=9,51g9,14g=0,37g H2O

Étape 2. Convertir la masse d'eau évaporée en nombre de moles

Pour convertir la quantité d'eau perdue en quantité de BaCl22H2O à l'aide du rapport molaire, on a besoin de convertir la masse d'eau évaporée en nombre de moles. Pour cela, on utilise la masse molaire de l'eau, 18,02g/mol.
Moles d’eau évaporée=0,37g H2O×1mol H2O18,02g H2O=2,05×102mol H2O

Étape 3. Convertir le nombre de moles d'eau en nombre de moles de BaCl22H2O

On convertit le nombre de moles d'eau en nombre de moles de BaCl22H2O à l'aide du rapport molaire donné par l'équation-bilan.
mol de BaCl22H2O=2,05×102mol H2O×1mol BaCl22H2O2mol H2O=1,03×102mol BaCl22H2O

Étape 4. Convertir le nombre de moles de BaCl22H2O en une masse en grammes

Pour déterminer le pourcentage massique de BaCl22H2O, on a besoin de connaître la masse de BaCl22H2O dans l'échantillon contaminé. On convertit le nombre de moles de BaCl22H2O en une masse exprimée en grammes à l'aide de la masse molaire de BaCl22H2O.
Masse de BaCl22H2O=1,03×102mol BaCl22H2O×244,47g BaCl22H2O1mol BaCl22H2O=2,51g BaCl22H2O

Étape 5. Calculer le pourcentage massique de BaCl22H2O dans l'échantillon contaminé

Le pourcentage massique est calculé à l'aide du rapport de masse obtenu à l'Étape 4 et de la masse de l'échantillon contaminé avant chauffage.
%m BaCl22H2O=2,51gBaCl22H2O9,51g échantillon×100%=26,4%BaCl22H2O       (On ne remercie pas Igor !)
Pour aller plus vite : On peut aussi combiner les étapes 2 à 4 en un seul calcul (à condition de faire particulièrement attention aux unités). Pour convertir la masse de H2O en masse de BaCl22H2O (appelé "hydrate" dans le calcul pour gagner de la place), il suffit alors de faire le calcul suivant :
Masse de l’hydrate = 0,37g H2O × 1mol H2O18,02g H2O × 1mol hydrate2mol H2O × 244,47g hydrate1mol hydrate = 2,51g hydrate                                                 Étape 2:                               Étape 3:                      Étape 4:
                                       nombre de moles de H2O        rapport molaire   masse de BaCl22H2O                                  

Sources d'erreur possibles

On vient d'utiliser avec succès l'analyse gravimétrique pour déterminer la pureté d'un mélange ! Cependant, il peut arriver au laboratoire que les choses ne se passent pas aussi bien que prévu. Par exemple, il est possible de faire des :
  • Erreurs de stœchiométrie, telles que ne pas équilibrer l'équation-bilan de déshydratation de BaCl22H2O
  • Erreurs de manipulation, telles que ne pas évaporer totalement l'eau ou oublier de tarer la verrerie
Que se passerait-il dans l'une de ces situations ?
Situation 1 : On oublie d'équilibrer l'équation-bilan
Dans ce cas, on utiliserait le mauvais rapport molaire dans le calcul de l'étape 3. Au lieu d'utiliser le rapport correct, 1mol BaCl22H2O2mol H2O, on utiliserait le rapport suivant : 1mol BaCl22H2O1mol H2O. Cela doublerait le nombre de moles d'hydrate calculé en étape 3, ce qui doublerait aussi le pourcentage massique global de BaCl22H2O. Au final, on déterminerait que l'échantillon possède une pureté bien supérieure à sa pureté réelle !
Application : Quelle masse d'hydrate obtiendrait-on si on était dans la situation 1 ?
La morale de cette histoire ? Toujours revérifier que les équations-bilans sont équilibrées correctement !
Situation 2 : On a manqué de temps et l'eau n'est pas complètement évaporée
Main tenant un verre de montre sur lequel se trouvent du sulfate de cuivre (II) anhydre blanc, et du sulfate de cuivre (II) hydraté, qui apparaît après ajout d'eau sous la forme de poudre bleue ciel au milieu de la poudre blanche.
Dans certains cas, un composé hydraté et un composé anhydre peuvent avoir des couleurs différentes. Par exemple, le sulfate de cuivre (II) anhydre est un solide blanc qui devient bleu ciel lorsqu'il est hydraté. Dans ces cas, on peut se servir de ce changement de couleur, en plus de la variation de la masse, pour suivre le processus de déshydratation. Image by Benjah-bmm27 on Wikimedia Commons, Public domain
Dans la deuxième situation, l'échantillon n'a pas été totalement déshydraté. Malheureusement, cela peut arriver pour de multiples raisons. Par exemple, on peut manquer de temps, la température de chauffage peut être trop basse, ou on a peut être retiré l'échantillon trop tôt par erreur. Comment cela affecte-t-il les calculs ?
Dans cette situation, la différence de masse calculée à l'étape 1 serait inférieure à ce qu'elle devrait être. Par conséquent, on déterminerait à l'étape 2 un nombre de moles d'eau d'autant plus faible. Et on obtiendrait un pourcentage massique de BaCl22H2O inférieur par rapport à ce qu'on obtient pour un échantillon complètement déshydraté. Au final, on sous-estimerait la pureté de l'hydrate.
En général, les chimistes essaient d'éviter la situation 2 en séchant jusqu'à masse constante. Cela implique de suivre la variation de masse durant la période de séchage jusqu'à ce qu'aucune autre variation ne soit observée (cela dépend aussi de la précision de la balance de laboratoire). Lorsqu'on commence à chauffer l'échantillon, on peut s'attendre à observer une diminution de masse significative puisqu'on élimine de l'eau. Au fur et à mesure qu'on chauffe l'échantillon, la variation de masse diminue puisque qu'il y a de moins en moins d'eau à évaporer dans l'échantillon. On arrive alors à un point où il n'y aura plus assez d'eau pour permettre d'observer une variation significative de la masse, donc la masse mesurée sera approximativement constante sur plusieurs mesures. A ce moment là, on peut supposer que l'échantillon est sec !
Astuce de labo : La superficie est toujours un facteur à prendre en compte lorsqu'on élimine des composés volatils présents dans un échantillon. Travailler avec une plus grande superficie permet d'augmenter le taux d'évaporation. On peut augmenter la superficie de l'échantillon en l'étalant en couche aussi mince que possible sur la surface chauffante ou en brisant les plus gros morceaux du solide, puisque l'humidité peut rester piégée dans ces fragments.

À retenir

L'analyse gravimétrique est un type de technique de laboratoire qui permet de déterminer la masse ou la concentration d'un analyte en mesurant une variation de sa masse. La gravimétrie par volatilisation est un type d'analyse gravimétrique, qui repose sur la mesure d'une variation de masse après élimination des composés volatils. Par exemple, grâce à la mesure d'une variation de masse après chauffage, la gravimétrie par volatilisation permet de déterminer la quantité ou la pureté d'un hydrate métallique. Voici quelques conseils utiles pour réaliser des expériences de gravimétrie et faire les calculs associés :
  • Revérifier la stœchiométrie et s'assurer d'avoir équilibrer correctement les équations-bilans
  • Lorsqu'on évapore des composés volatils d'un échantillon, s'assurer d'avoir sécher jusqu'à obtenir une masse constante.
  • Toujours tarer la verrerie !
Cet article sur le dosage gravimétrique par précipitation permet d'en savoir plus sur un autre type d'analyse gravimétrique utilisé couramment.

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