Il me manque une information. Que sont les lettres entre parenthèses qui font suite aux composés ? ex BACL2 (s) merci

Bonjour, Ces lettres indiquent l'état dans lequel se trouve le composé : s pour solide, l pour liquide, g pour gazeux, aq pour aqueux

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Cours : Chimie > Chapitre 3

Leçon 3: Bilan de matière et réactif limitant

Introduction à l'analyse gravimétrique : gravimétrie par volatilisation

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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

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,

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

, avec une quantité inconnue de

KCl

. Pour déterminer la pureté du

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

contenu maintenant dans la bouteille, on chauffe un échantillon de

9, 51 g

du contenu de la bouteille contaminée pour en éliminer l'eau. Après chauffage, la masse de l'échantillon est de

9, 14 g

Quel est le pourcentage massique de ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍ 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

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

pour obtenir du

{BaCl}_{2} (s)

anhydre et de la vapeur d'eau,

H_{2} O (g)

. À la fin du procédé de chauffage, il devrait rester un mélange de

{BaCl}_{2} (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 $H_{2} O$ ‍, contrairement à d'autres procédés de décomposition.
Toute l'eau provient de la déshydratation de ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍.

Note : On ne connaît pas la quantité de contaminant,

KCl

, dans le mélange. On peut avoir un pourcentage massique de

KCl

compris entre

0

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 :

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (s) \to {BaCl}_{2} (s) + 2 H_{2} O (g)

Selon cette équation-bilan, on s'attend à produire

2 {moles d’H}_{2} O (g)

pour chaque mole de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

. 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

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

de l'échantillon contaminé.

On aurait pu inclure le

KCl

dans la réaction ! On l'écrirait alors de part et d'autre de la flèche puisque le

KCl

est impliqué dans aucune réaction chimique ou physique :

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (s) + KCl (s) \to {BaCl}_{2} (s) + 2 H_{2} O (g) + KCl (s)

Cette nouvelle équation est équilibrée et correcte. On pourrait donc l'utiliser pour les calculs et on obtiendrait alors le même rapport stœchiométrique et les mêmes réponses.

La relation existant entre cette équation-bilan et celle qu'on utilise dans l'article, peut s'expliquer de la façon suivante :

Puisque

KCl

apparaît des deux côtés de la flèche de réaction et ne change pas d'état, on peut l'annuler des deux côtés, comme pour un ion spectateur :

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (s) + KCl (s) \to {BaCl}_{2} (s) + 2 H_{2} O (g) + KCl (s)

On obtient donc l'équation utilisée dans l'article !

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (s) \to {BaCl}_{2} (s) + 2 H_{2} O (g)

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.

\begin{aligned} Masse de H_{2} O & = Masse initiale de l’échantillon - Masse finale de l’échantillon \\ = 9, 51 g - 9, 14 g \\ = 0, 37 {g H}_{2} O \end{aligned}

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

Pour convertir la quantité d'eau perdue en quantité de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

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, 02 g/mol

Moles d’eau évaporée = 0, 37 {g H}_{2} O \times \frac{1 {mol H}_{2} O}{18, 02 {g H}_{2} O} = 2, 05 \times 10^{- 2} {mol H}_{2} O

Étape $3$ ‍. Convertir le nombre de moles d'eau en nombre de moles de ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍

On convertit le nombre de moles d'eau en nombre de moles de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

à l'aide du rapport molaire donné par l'équation-bilan.

{mol de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = 2, 05 \times 10^{- 2} {mol H}_{2} O \times \frac{1 {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{2 {mol H}_{2} O} = 1, 03 \times 10^{- 2} {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

Étape $4$ ‍. Convertir le nombre de moles de ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍ en une masse en grammes

Pour déterminer le pourcentage massique de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

, on a besoin de connaître la masse de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

dans l'échantillon contaminé. On convertit le nombre de moles de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

en une masse exprimée en grammes à l'aide de la masse molaire de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

{Masse de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = 1, 03 \times 10^{- 2} {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O \times \frac{244, 47 {g BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{1 {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O} = 2, 51 {g BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

Étape $5$ ‍. Calculer le pourcentage massique de ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍ 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 BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = \frac{2, 51 g {BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{9, 51 g échantillon} \times 100 % = 26, 4 % {BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (On ne remercie pas Igor !)

Pour aller plus vite : On peut aussi combiner les étapes

2

4

en un seul calcul (à condition de faire particulièrement attention aux unités). Pour convertir la masse de

H_{2} O

en masse de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

(appelé "hydrate" dans le calcul pour gagner de la place), il suffit alors de faire le calcul suivant :

Masse de l’hydrate = \underset{⏟}{0, 37 {g H}_{2} O \times \frac{1 {mol H}_{2} O}{18, 02 {g H}_{2} O}} \times \underset{⏟}{\frac{1 mol hydrate}{2 {mol H}_{2} O}} \times \underset{⏟}{\frac{244, 47 g hydrate}{1 mol hydrate}} = 2, 51 g hydrate

Étape 2: Étape 3: Étape 4:

{nombre de moles de H}_{2} O rapport molaire {masse de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

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 ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍
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,

\frac{1 {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{2 {mol H}_{2} O}

, on utiliserait le rapport suivant :

\frac{1 {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{1 {mol H}_{2} O}

. Cela doublerait le nombre de moles d'hydrate calculé en étape $3$ ‍, ce qui doublerait aussi le pourcentage massique global de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

. 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 $1 ?$ ‍

L'équation non équilibrée est la suivante :

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (s) \to {BaCl}_{2} (s) + H_{2} O (g)

Lorsqu'on convertit le nombre de moles d'eau en nombre de moles de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

(Étape

3

) en utilisant le rapport molaire incorrect donné par l'équation-bilan mal équilibrée, on obtient :

{Nombre de moles de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = 2, 05 \times 10^{- 2} {mol H}_{2} O \times \frac{1 {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{1 {mol H}_{2} O} = 2, 05 \times 10^{- 2} {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

On remarque que la réponse correspond au double du nombre de moles qu'on aurait obtenu avec le bon rapport molaire ! Lorsqu'on convertit ce nombre en nombre de moles de

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

(Étape

4

), on obtient une masse égale à deux fois la masse correcte :

{Masse de BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = 2, 05 \times 10^{- 2} {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O \times \frac{244, 47 {g BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{1 {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O} = 5, 01 {g BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

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

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

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

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.

Ca arrive ! D'après mon expérience personnelle, malheureusement cela arrive même souvent. Par chance, il y a au moins

2

solutions possibles.

Si on est pressé, il suffit de transférer soigneusement le solide sec dans un autre récipient propre et préalablement taré. On risque toutefois de perdre un peu de masse de produit si celui-ci s'accroche à l'ancien récipient non taré. Du côté positif, cette procédure est plutôt rapide !

Autrement, on peut obtenir la tare du récipient d'origine en pesant le solide dans ce récipient puis en transférant le solide pour récupérer la verrerie. Après avoir lavé et séché le récipient soigneusement, celui-ci est pesé pour obtenir la tare manquante. On soustrait ensuite la tare à la masse obtenue pour le solide contenu dans la verrerie. Cette méthode demande plus de temps en raison des étapes de lavage et séchage, mais elle est à privilégier si on a besoin d'une mesure plus précise de la masse du solide.

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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Sébastien Monnier
Posté il y a il y a 6 mois. Lien direct vers le message de Sébastien Monnier «Il me manque une informat ... »
Il me manque une information. Que sont les lettres entre parenthèses qui font suite aux composés ? ex BACL2 (s)
merci
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Réponse
- Elisabeth
  Posté il y a il y a 6 mois. Lien direct vers le message de Elisabeth «Bonjour, Ces lettres indi ... »
  Bonjour,
  Ces lettres indiquent l'état dans lequel se trouve le composé : s pour solide, l pour liquide, g pour gazeux, aq pour aqueux
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Qu'est-ce que l'analyse gravimétrique ?

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

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

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

Étape 3‍ . Convertir le nombre de moles d'eau en nombre de moles de BaCl2⋅2H2O‍

Étape 4‍ . Convertir le nombre de moles de BaCl2⋅2H2O‍ en une masse en grammes

Étape 5‍ . Calculer le pourcentage massique de BaCl2⋅2H2O‍ dans l'échantillon contaminé