Évaluation de la Pureté du Sulfate de Cuivre
Contexte : La pureté, un critère de qualité essentiel en chimie.
En chimie, la pureté d'un produit est une information capitale. Un produit vendu commercialement, comme le sulfate de cuivre hydratéFormule : CuSO₄·5H₂O. Composé ionique bleu utilisé notamment pour la bouillie bordelaise (un fongicide) ou comme réactif en laboratoire. Les 5 molécules d'eau font partie de sa structure cristalline., contient souvent des impuretés issues de sa fabrication. Pour des applications précises, comme la préparation de solutions étalons ou l'utilisation en agriculture, il est crucial de connaître le pourcentage massique de produit pur dans l'échantillon. Cet exercice vous propose de déterminer la pureté d'un échantillon de sulfate de cuivre par une méthode gravimétrique, c'est-à-dire en pesant un produit formé lors d'une réaction chimique.
Remarque Pédagogique : Cet exercice est une application directe de la stœchiométrie. Nous allons utiliser la masse d'un précipitéSolide insoluble qui se forme dans une solution lors d'une réaction chimique. Sa formation est souvent visible par l'apparition d'un trouble. pour remonter, grâce aux relations données par l'équation chimique, à la masse du réactif pur qui a réagi. C'est une démarche fondamentale en chimie analytique pour quantifier les espèces dans un mélange.
Objectifs Pédagogiques
- Écrire et équilibrer une équation de réaction de précipitation.
- Calculer des masses molaires, y compris pour des composés hydratés.
- Utiliser la relation entre masse, quantité de matière et masse molaire.
- Construire et utiliser un tableau d'avancement pour lier les quantités de matière des réactifs et des produits.
- Calculer un pourcentage massique de pureté.
Données de l'étude
Schéma du protocole expérimental
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Masse de l'échantillon impur | \(m_{\text{impur}}\) | 5,00 | \(\text{g}\) |
| Masse de précipité sec obtenu | \(m_{\text{précipité}}\) | 1,75 | \(\text{g}\) |
| Masse molaire atomique Cu | \(M(\text{Cu})\) | 63,5 | \(\text{g/mol}\) |
| Masse molaire atomique S | \(M(\text{S})\) | 32,1 | \(\text{g/mol}\) |
| Masse molaire atomique O | \(M(\text{O})\) | 16,0 | \(\text{g/mol}\) |
| Masse molaire atomique H | \(M(\text{H})\) | 1,0 | \(\text{g/mol}\) |
Questions à traiter
- Écrire l'équation équilibrée de la réaction de précipitation entre les ions cuivre II (Cu²⁺) et les ions hydroxyde (OH⁻).
- Calculer les masses molaires de l'hydroxyde de cuivre II (Cu(OH)₂) et du sulfate de cuivre pentahydraté (CuSO₄·5H₂O).
- Déterminer la quantité de matière (en moles) de précipité d'hydroxyde de cuivre II obtenu.
- En déduire la quantité de matière, puis la masse de sulfate de cuivre pentahydraté pur présent dans l'échantillon initial.
- Calculer le pourcentage massique de pureté de l'échantillon de sulfate de cuivre.
Les bases de la Stœchiométrie
Avant de plonger dans la correction, revoyons quelques concepts clés de la chimie quantitative.
1. La Mole et la Masse Molaire :
La mole est l'unité de quantité de matière. Une mole contient environ 6,022 x 10²³ entités (atomes, molécules...). La masse molaire (M) est la masse d'une mole d'une substance, exprimée en g/mol. On la calcule en additionnant les masses molaires atomiques de tous les atomes de la formule chimique.
\[ n = \frac{m}{M} \quad \Leftrightarrow \quad m = n \times M \]
Où \(n\) est la quantité de matière (mol), \(m\) la masse (g) et \(M\) la masse molaire (g/mol).
2. L'Équation Chimique et la Stœchiométrie :
Une équation chimique équilibrée décrit les proportions dans lesquelles les réactifs réagissent et les produits se forment. Les nombres devant les formules (coefficients stœchiométriques) indiquent les proportions en moles. Pour une réaction \(aA + bB \rightarrow cC + dD\), on a la relation :
\[ \frac{n(A)}{a} = \frac{n(B)}{b} = \frac{n(C)}{c} = \frac{n(D)}{d} \]
3. La Pureté d'un Échantillon :
La pureté (ou le pourcentage massique) d'un échantillon est le rapport de la masse de la substance pure sur la masse totale de l'échantillon, généralement exprimé en pourcentage.
\[ \text{Pureté} (\%) = \frac{m_{\text{pur}}}{m_{\text{impur}}} \times 100 \]
Seule la partie pure de l'échantillon participe à la réaction chimique.
Correction : Évaluation de la Pureté du Sulfate de Cuivre
Question 1 : Écrire l'équation de la réaction
Principe (le concept physique)
Une réaction de précipitation se produit lorsque deux solutions contenant des ions sont mélangées et que certains de ces ions se combinent pour former un composé solide insoluble. Ici, les ions cuivre II (Cu²⁺) de couleur bleue en solution réagissent avec les ions hydroxyde (OH⁻) incolores pour former un précipité solide bleu d'hydroxyde de cuivre II.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Pour équilibrer une équation chimique, il faut s'assurer de la conservation des éléments et des charges. Le nombre d'atomes de chaque élément doit être le même du côté des réactifs et des produits. De plus, la charge électrique totale doit être la même des deux côtés. Pour l'hydroxyde de cuivre II, Cu(OH)₂, l'ion cuivre a une charge de +2. Chaque ion hydroxyde a une charge de -1. Il faut donc deux ions OH⁻ pour neutraliser un ion Cu²⁺, d'où la formule Cu(OH)₂.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Équilibrer une équation, c'est comme suivre une recette de cuisine. Les coefficients stœchiométriques vous disent les proportions exactes des "ingrédients" (réactifs) à mélanger pour obtenir le "plat" (produit). Si la recette n'est pas équilibrée, le résultat ne sera pas celui attendu !
Normes (la référence réglementaire)
La nomenclature des ions et des composés, ainsi que la manière d'écrire les équations chimiques, sont régies par des conventions internationales établies par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (IUPAC). L'utilisation des indices (aq) pour aqueux et (s) pour solide est une de ces conventions.
Formule(s) (l'outil mathématique)
L'équation de la réaction entre les ions en solution est :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la réaction est totale (tous les ions Cu²⁺ réagissent tant qu'il y a des ions OH⁻ disponibles) et que le sulfate de cuivre est totalement dissocié en ions Cu²⁺ et SO₄²⁻ dans l'eau.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Réactif 1 : Ions cuivre II (Cu²⁺)
- Réactif 2 : Ions hydroxyde (OH⁻)
- Produit : Hydroxyde de cuivre II (Cu(OH)₂) solide
Astuces(Pour aller plus vite)
Pour équilibrer, commencez par la neutralité électrique du produit. Cuivre est +2, Hydroxyde est -1. Il faut donc deux hydroxyde pour un cuivre : Cu(OH)₂. Ensuite, placez les coefficients devant les réactifs pour avoir le même nombre d'atomes de chaque côté. C'est simple et rapide.
Schéma (Avant les calculs)
Avant la réaction
Calcul(s) (l'application numérique)
Cette étape est conceptuelle. L'application numérique des coefficients (1 et 2) se fera dans les questions suivantes via le tableau d'avancement.
Schéma (Après les calculs)
Après la réaction
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Cette équation nous donne la proportion stœchiométrique cruciale : 1 mole d'ions Cu²⁺ réagit avec 2 moles d'ions OH⁻ pour former 1 mole de précipité Cu(OH)₂. C'est cette relation de 1 pour 1 entre le cuivre et le précipité qui va nous permettre de remonter à la quantité de cuivre initiale.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne pas oublier les ions spectateurs ! Les ions sodium (Na⁺) de la soude et sulfate (SO₄²⁻) du sel de cuivre sont présents en solution mais ne participent pas à la réaction de précipitation. Ils ne doivent pas apparaître dans l'équation ionique nette.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Identifier les ions qui réagissent : Cu²⁺ et OH⁻.
- Déterminer la formule du produit insoluble : Cu(OH)₂.
- Équilibrer les charges et les atomes pour trouver les coefficients stœchiométriques.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La précipitation de l'hydroxyde de cuivre est une étape clé dans le traitement des eaux usées industrielles contenant du cuivre. En rendant le cuivre solide, on peut ensuite le retirer de l'eau par filtration ou décantation, dépolluant ainsi l'effluent avant son rejet dans l'environnement.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Écrivez l'équation de précipitation entre les ions argent Ag⁺ et les ions chlorure Cl⁻ (le produit est AgCl).
Question 2 : Calculer les masses molaires
Principe (le concept physique)
La masse molaire d'un composé est la somme des masses molaires de tous les atomes qui le constituent. C'est une "carte d'identité" massique de la molécule ou du composé ionique, qui permet de convertir une masse (pesable sur une balance) en une quantité de matière (utilisable dans les calculs stœchiométriques).
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La masse molaire atomique d'un élément, que l'on trouve dans le tableau périodique, est une moyenne pondérée des masses des isotopes naturels de cet élément. En additionnant ces masses atomiques en respectant les proportions données par la formule chimique, on obtient la masse d'une mole entière du composé.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Pour les composés hydratés comme CuSO₄·5H₂O, il ne faut surtout pas oublier les molécules d'eau dans le calcul ! Le "·" signifie qu'elles sont incluses dans la structure cristalline du solide. Elles comptent donc dans sa masse. Pensez-y comme un pack "1 sulfate de cuivre + 5 eaux".
Normes (la référence réglementaire)
Les masses molaires atomiques standards sont publiées et révisées périodiquement par une commission de l'IUPAC. Les valeurs fournies dans les exercices sont généralement arrondies pour simplifier les calculs, mais les laboratoires de précision utilisent les valeurs les plus à jour.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La masse molaire M d'un composé est la somme des masses molaires atomiques de ses constituants.
Hypothèses (le cadre du calcul)
On utilise les masses molaires atomiques fournies dans l'énoncé, en considérant qu'elles sont suffisamment précises pour nos calculs.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- M(Cu) = 63,5 g/mol
- M(S) = 32,1 g/mol
- M(O) = 16,0 g/mol
- M(H) = 1,0 g/mol
Astuces(Pour aller plus vite)
Calculez une fois la masse molaire de l'eau (H₂O) : 2x1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol. C'est une valeur qui revient très souvent en chimie. Pour le CuSO₄·5H₂O, le calcul devient plus rapide : M(CuSO₄) + 5 x 18,0.
Schéma (Avant les calculs)
Décomposition de la formule CuSO₄·5H₂O
Calcul(s) (l'application numérique)
Calcul pour l'hydroxyde de cuivre II :
Calcul pour le sulfate de cuivre pentahydraté :
Schéma (Après les calculs)
Résultats des Masses Molaires
Réflexions (l'interprétation du résultat)
On remarque que les cinq molécules d'eau représentent une part non négligeable (90,0 g/mol sur 249,6 g/mol, soit environ 36%) de la masse totale du composé hydraté. Oublier l'eau d'hydratation est une erreur majeure qui fausserait tous les calculs suivants.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Attention aux parenthèses et aux indices. Dans Cu(OH)₂, l'indice 2 s'applique à la fois à O et à H. Dans CuSO₄·5H₂O, le coefficient 5 s'applique à toute la molécule d'eau H₂O. Une erreur fréquente est d'oublier de multiplier tous les atomes concernés.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- La masse molaire est la somme des masses de tous les atomes de la formule.
- Ne pas oublier les coefficients et les indices.
- Inclure l'eau d'hydratation pour les composés hydratés.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La différence de masse entre un composé hydraté et sa forme anhydre (sans eau) est à la base d'une technique d'analyse appelée thermogravimétrie (ATG). En chauffant un échantillon et en mesurant sa perte de masse en continu, on peut déterminer précisément le nombre de molécules d'eau d'hydratation.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Quelle est la masse molaire du sulfate de fer II heptahydraté (FeSO₄·7H₂O) ? (Donnée : M(Fe) = 55,8 g/mol)
Question 3 : Calculer la quantité de matière de précipité
Principe (le concept physique)
Nous avons mesuré une masse de précipité. Pour pouvoir utiliser les informations de l'équation chimique (qui sont en moles), nous devons convertir cette masse en quantité de matière. C'est le passage obligé du monde macroscopique (la pesée en grammes) au monde microscopique (le décompte en moles).
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La mole est le pont entre la masse et le nombre de particules. En utilisant la masse molaire comme facteur de conversion, on peut savoir combien de "paquets" (moles) de molécules correspondent à la masse mesurée. C'est l'étape la plus fondamentale de la stœchiométrie.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Imaginez que vous avez un sac de billes identiques et que vous savez que chaque bille pèse 10g. Si le sac pèse 200g, vous pouvez en déduire qu'il contient 20 billes sans les compter une par une. C'est exactement ce que nous faisons ici : la masse du sac est \(m\), la masse d'une bille est \(M\), et le nombre de billes est \(n\).
Normes (la référence réglementaire)
Le Système International d'Unités (SI) définit la mole comme l'une des sept unités de base. Sa définition formelle est liée à la constante d'Avogadro, qui fixe le nombre d'entités par mole.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La relation fondamentale liant la masse \(m\), la quantité de matière \(n\) et la masse molaire \(M\) est :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que le précipité pesé est pur (uniquement du Cu(OH)₂) et parfaitement sec (ne contient plus d'eau résiduelle).
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Masse de précipité, \(m_{\text{précipité}} = 1,75 \, \text{g}\)
- Masse molaire du précipité, \(M(\text{Cu(OH)}_2) = 97,5 \, \text{g/mol}\) (du calcul Q2)
Astuces(Pour aller plus vite)
Avant de calculer, estimez l'ordre de grandeur. 1,75 g est bien plus petit que 97,5 g/mol, donc le résultat doit être un nombre bien inférieur à 1 mole. Cela permet de repérer rapidement une éventuelle erreur de calcul (par ex. si vous aviez multiplié au lieu de diviser).
Schéma (Avant les calculs)
Conversion Masse → Moles
Calcul(s) (l'application numérique)
On applique la formule pour le précipité Cu(OH)₂ :
On garde quelques chiffres significatifs pour la suite des calculs afin d'éviter les erreurs d'arrondi.
Schéma (Après les calculs)
Quantité de Matière Obtenue
Réflexions (l'interprétation du résultat)
La formation de 1,75 g de précipité correspond à la création d'environ 0,018 mole de ce composé. Ce chiffre est la clé qui va nous permettre, via la stœchiométrie, de "déverrouiller" l'information sur la quantité de sulfate de cuivre qui a réagi.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur la plus commune est d'inverser la formule (\(n = M/m\)). Vérifiez toujours les unités : \(\text{g} / (\text{g/mol}) = \text{mol}\). L'analyse dimensionnelle est votre meilleure amie pour éviter ce genre d'erreur.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- La conversion de la masse en moles est une étape essentielle.
- La formule est \(n = m/M\).
- Utilisez la masse molaire du composé correspondant à la masse mesurée.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
En pharmacie, la posologie de certains médicaments est parfois exprimée en millimoles (mmol) plutôt qu'en milligrammes (mg), notamment pour les électrolytes comme le potassium ou le calcium. Cela permet aux médecins de raisonner directement en termes de quantité de matière active, ce qui est plus rigoureux chimiquement.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Quelle quantité de matière y a-t-il dans 10,0 g de sel de table (NaCl) ? (Données : M(Na)=23,0 g/mol, M(Cl)=35,5 g/mol)
Question 4 : Calculer la masse de sulfate de cuivre pur
Principe (le concept physique)
L'équation chimique nous dit que pour chaque mole de Cu(OH)₂ formée, une mole de CuSO₄ a dû réagir. Il y a une correspondance directe. En utilisant la quantité de matière de précipité calculée à l'étape précédente, nous pouvons donc directement connaître la quantité de matière de sulfate de cuivre pur qui était présente dans l'échantillon. Une fois cette quantité de matière connue, il suffit de la reconvertir en masse grâce à la masse molaire du sulfate de cuivre hydraté.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Le tableau d'avancement est l'outil idéal pour suivre les quantités de matière. Dans notre cas, la soude (NaOH) est en excès, ce qui signifie que le réactif limitant est l'ion Cu²⁺. Tout le Cu²⁺ initial est donc consommé pour former le précipité. À l'état final, l'avancement maximal \(x_{\text{max}}\) est tel que \(n_{\text{final}}(\text{Cu(OH)}_2) = x_{\text{max}}\) et \(n_{\text{initial}}(\text{Cu}^{2+}) - x_{\text{max}} = 0\). On en déduit que \(n_{\text{initial}}(\text{Cu}^{2+}) = n_{\text{formé}}(\text{Cu(OH)}_2)\).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
C'est le cœur du raisonnement stœchiométrique : on utilise un produit mesurable (le précipité) comme un "espion" pour nous renseigner sur la quantité d'un réactif qui nous intéressait au départ. C'est une méthode indirecte très puissante.
Normes (la référence réglementaire)
Les méthodes d'analyse gravimétrique sont des méthodes de référence (dites "primaires") dans de nombreux domaines. Des organismes comme le NIST (National Institute of Standards and Technology) aux États-Unis développent des protocoles standardisés pour ces analyses afin d'assurer la traçabilité et la comparabilité des mesures au niveau mondial.
Formule(s) (l'outil mathématique)
D'après la stœchiométrie 1:1 de la réaction :
Puis, pour trouver la masse :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que tout le cuivre présent dans l'échantillon initial a bien précipité sous forme de Cu(OH)₂ et qu'aucune perte de matière n'a eu lieu durant la filtration et le séchage.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Quantité de précipité, \(n(\text{Cu(OH)}_2) \approx 0,01795 \, \text{mol}\) (du calcul Q3)
- Masse molaire du sulfate de cuivre hydraté, \(M(\text{CuSO}_4 \cdot 5\text{H}_2\text{O}) = 249,6 \, \text{g/mol}\) (du calcul Q2)
Astuces(Pour aller plus vite)
Vous pouvez combiner les deux étapes en une seule formule : \( m_{\text{pur}} = \frac{m_{\text{précipité}}}{M(\text{précipité})} \times M(\text{pur}) \). Cela évite de devoir noter le résultat intermédiaire de la quantité de matière et limite les erreurs d'arrondi si vous utilisez la calculatrice en une seule fois.
Schéma (Avant les calculs)
Raisonnement Stœchiométrique
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Déterminer la quantité de matière de CuSO₄·5H₂O pur :
2. Calculer la masse correspondante :
Schéma (Après les calculs)
Masse Pure Déterminée
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Dans notre échantillon initial de 5,00 g, il y avait en réalité seulement 4,48 g de sulfate de cuivre pentahydraté. Le reste, soit 5,00 - 4,48 = 0,52 g, était constitué d'impuretés qui n'ont pas réagi avec la soude.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur classique est d'utiliser la mauvaise masse molaire pour la conversion finale. On a calculé la quantité de matière de Cu(OH)₂, mais on cherche la masse de CuSO₄·5H₂O. Il faut donc bien utiliser la masse molaire de ce dernier (249,6 g/mol) pour la conversion.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- La stœchiométrie de l'équation donne le rapport entre les moles des espèces.
- Utiliser ce rapport pour trouver la quantité de matière de l'espèce inconnue.
- Convertir cette quantité de matière en masse avec la masse molaire appropriée.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La gravimétrie est une méthode très ancienne mais toujours utilisée pour sa grande précision, à condition d'être menée avec soin. Elle a été historiquement cruciale pour déterminer les masses atomiques des éléments au 19ème siècle.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si on obtient 2,87 g de précipité d'AgCl (M=143,5 g/mol) à partir d'un échantillon impur de nitrate d'argent AgNO₃ (M=170 g/mol), quelle masse d'AgNO₃ pur a réagi ? (Réaction Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl)
Question 5 : Calculer le pourcentage de pureté
Principe (le concept physique)
Le pourcentage de pureté est simplement le rapport entre ce que l'on a vraiment (la masse de produit pur) et ce que l'on pensait avoir au départ (la masse totale de l'échantillon). C'est une façon standardisée d'exprimer la qualité d'un produit chimique.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Le pourcentage massique est une grandeur intensive, c'est-à-dire qu'elle ne dépend pas de la taille de l'échantillon. Que l'on analyse 1 g ou 1 kg du même lot, on devrait trouver le même pourcentage de pureté. C'est pourquoi c'est une caractéristique si utile pour qualifier un produit.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Ce calcul final est la conclusion de tout notre travail. Il transforme nos résultats de laboratoire (des grammes et des moles) en une information directement compréhensible et utilisable par un client ou un autre service : le "label qualité" de notre produit.
Normes (la référence réglementaire)
Les fiches de données de sécurité (FDS) et les certificats d'analyse qui accompagnent les produits chimiques commerciaux doivent mentionner la pureté du produit, souvent avec une plage de tolérance (par ex. "Pureté > 99%"). Nos calculs sont une manière de vérifier ces spécifications.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la masse de l'échantillon impur a été pesée avec précision et que la masse pure a été correctement déterminée par les calculs précédents.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Masse de produit pur, \(m_{\text{pur}} = 4,48 \, \text{g}\) (du calcul Q4)
- Masse de l'échantillon impur, \(m_{\text{impur}} = 5,00 \, \text{g}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Pour un calcul mental rapide, 4,48 est proche de 4,5. Le rapport 4,5/5,0 est le même que 9/10, soit 0,9 ou 90%. Notre résultat précis de 89,6% est très proche de cette estimation, ce qui est rassurant.
Schéma (Avant les calculs)
Calcul du Ratio
Calcul(s) (l'application numérique)
Schéma (Après les calculs)
Résultat de Pureté
Réflexions (l'interprétation du résultat)
L'échantillon analysé contient 89,6 % de sulfate de cuivre pentahydraté en masse. Cela signifie que pour 100 g de ce produit, 89,6 g sont la substance désirée et 10,4 g sont des impuretés. Selon l'usage prévu, cette pureté peut être acceptable ou non. Par exemple, pour un usage agricole, c'est souvent suffisant, mais pour de la chimie analytique de précision, ce serait considéré comme très impur.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Veillez à bien diviser la masse de produit pur par la masse totale de l'échantillon, et non l'inverse. Le résultat doit logiquement être inférieur à 100%. Une pureté supérieure à 100% indique une erreur de mesure (par exemple, le précipité était mal séché et contenait encore de l'eau) ou une erreur de calcul.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- La pureté est le rapport (masse pure / masse totale).
- Le résultat est généralement exprimé en pourcentage (x 100).
- C'est une mesure de la qualité de l'échantillon.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La pureté de l'or est exprimée en "carats". L'or pur est à 24 carats. Un bijou en or 18 carats signifie qu'il contient 18/24 (soit 75%) d'or pur en masse, le reste étant d'autres métaux (cuivre, argent...) qui lui confèrent sa solidité et sa couleur.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si, avec le même échantillon de 5,00 g, on n'avait obtenu que 1,00 g de précipité, quelle aurait été la pureté en % ?
Outil Interactif : Calculateur de Pureté
Modifiez les masses pour voir leur influence sur le résultat final de pureté.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Le Saviez-Vous ?
La couleur bleue intense du sulfate de cuivre en solution n'est pas due au composé CuSO₄ lui-même, mais à l'ion cuivre II hydraté, [Cu(H₂O)₆]²⁺. C'est un complexe où l'ion Cu²⁺ est entouré par six molécules d'eau. Si l'on chauffe fortement le sulfate de cuivre hydraté (bleu), l'eau s'évapore et on obtient du sulfate de cuivre anhydre (CuSO₄), une poudre blanche !
Foire Aux Questions (FAQ)
Pourquoi ajoute-t-on la soude "en excès" ?
On ajoute la soude en excès pour être absolument certain que tous les ions cuivre II (Cu²⁺) présents dans la solution ont réagi et précipité. Si on n'en mettait pas assez, une partie du cuivre resterait en solution, et la masse de précipité mesurée serait trop faible, faussant complètement le calcul de pureté.
Quelles pourraient être les impuretés dans l'échantillon ?
Les impuretés peuvent être variées. Il peut s'agir de produits n'ayant pas réagi lors de la synthèse, de sels solubles qui ne précipitent pas avec la soude (comme du sulfate de sodium, Na₂SO₄), ou même de simples matières inertes comme du sable. L'important est qu'elles ne forment pas de précipité avec la soude pour ne pas interférer avec la mesure.
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Si, après la pesée, on se rend compte que le précipité Cu(OH)₂ n'était pas complètement sec, la pureté calculée sera...
2. On réalise la même expérience avec un échantillon de sulfate de zinc (ZnSO₄). Le précipité formé est Zn(OH)₂. Sachant que M(Zn) > M(Cu), pour une même masse d'échantillon pur, la masse de précipité obtenue sera...
- Stœchiométrie
- Domaine de la chimie qui étudie les proportions quantitatives (en moles) dans lesquelles les substances chimiques réagissent entre elles.
- Précipité
- Composé solide et insoluble qui se forme au sein d'une solution liquide lors d'une réaction chimique. Sa formation est appelée précipitation.
- Composé hydraté
- Composé chimique solide qui inclut un nombre défini de molécules d'eau dans sa structure cristalline. Ces molécules d'eau sont appelées "eau d'hydratation".
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