040 – Précipitations

La précipitation est le moyen le plus simple d'extraire un ion dissous d'une solution : deux liquides limpides sont combinés, et un composé insoluble apparaît sous forme de solide en suspension dans le mélange. Les usines de traitement de l'eau l'utilisent pour éliminer le phosphate et les métaux lourds des effluents, les laboratoires d'analyse utilisent la réaction étudiée ici pour déterminer le calcium par gravimétrie, et c'est la même chimie qui produit les calculs rénaux, qui sont principalement constitués d'oxalate de calcium. Un précipité se forme parce que chaque composé ionique a une limite de solubilité. Lorsque le mélange de deux solutions pousse le produit des concentrations ioniques au-delà de cette limite, l'excès quitte la solution sous forme de solide, tandis que les ions qui s'associent pour former un composé soluble restent dissous et invisibles.

Ce qui rend une réaction de précipitation utile pour l'enseignement, c'est que rien n'y est créé ni détruit. Le solide est nouveau, mais ses atomes étaient déjà dans le bécher ; seuls leurs partenaires ont changé. Dans ce laboratoire, vous pèserez un bécher vide de 50 mL et une éprouvette graduée vide de 10 mL, mesurerez 5 mL de chlorure de calcium à 0,2 M et 5 mL d'oxalate d'ammonium à 0,2 M, pèserez chaque solution dans son propre récipient, les mélangerez, agiterez pendant cinq secondes et observerez l'apparition d'un solide blanc, puis pèserez le bécher une dernière fois. La comparaison de la masse totale des récipients avant le mélange avec la masse totale après constitue un test direct de la loi de conservation de la masse, et la quantité de substance contenue dans chaque portion de 5 mL vous permet de prédire quelle quantité de solide aurait dû se former.

Objectifs Éducatifs

• Familiarisation avec l'environnement du laboratoire — repérez la balance, les deux distributeurs de réactifs, l'évier et la pissette avant de commencer, et suivez le protocole numéroté sur la tablette, en confirmant chaque étape au fur et à mesure qu'elle est réalisée.
• Utilisation de la balance analytique — peser un récipient vide et enregistrer sa masse avant d'y ajouter quoi que ce soit, lire l'affichage au centième de gramme près, et reconnaître que chaque masse rapportée dans ce laboratoire est la différence entre deux lectures plutôt qu'une mesure directe.
• Mesure des volumes de liquides — prélever 5 mL à l'aide d'une éprouvette graduée de 10 mL, en lisant le bas du ménisque à hauteur des yeux, et rincer l'éprouvette avec de l'eau distillée avant de la réutiliser pour le second réactif afin qu'aucun chlorure de calcium ne soit entraîné dans l'oxalate.
• Préparation et combinaison des solutions de réactifs transférez une solution mesurée dans un bécher sans perte, ajoutez délicatement la seconde solution et mélangez avec un agitateur en verre plutôt qu'en agitant le bécher.
• Observation d'une réaction de précipitation — décrire le changement d'aspect au moment où il se produit, et identifier le solide blanc comme une nouvelle substance plutôt que comme un réactif non dissous.
• Interprétation quantitative des résultats — Établir un bilan massique à partir des mesures enregistrées, calculer la quantité de substance contenue dans chaque portion de 5 ml et la masse de précipité attendue, puis comparer cette estimation avec le résultat indiqué par la balance et expliquer toute différence éventuelle.
• Sécurité en laboratoire et bonnes pratiques — manipulez un sel d'oxalate soluble, qui est toxique en cas d'ingestion, avec des gants et des lunettes de protection, et rincez la verrerie dans l'évier plutôt que de laisser des résidus sur la paillasse.

Protocole

1. Pesée initiale du bécher : Peser un bécher vide de 50 mL et noter sa masse.
2. Pesée initiale de la éprouvette graduée : Pesez une éprouvette graduée vide de 10 mL et notez sa masse.
3. Mesure du chlorure de calcium (CaCl₂) : À l'aide d'une éprouvette graduée ; mesurer avec précision 5 mL de solution de chlorure de calcium 0,2 M.
4. Transfert de chlorure de calcium : Versez la solution de chlorure de calcium mesurée dans le bécher de 50 mL.
5. Rinçage de la éprouvette graduée : Utilisez une pissette pour rincer la éprouvette graduée avec de l'eau distillée.
6. Mesure de l'oxalate d'ammonium ((NH₄)₂C₂0₄Mesurez précisément 5 mL de solution d'oxalate d'ammonium 0,2 M à l'aide du même cylindre gradué.
7. Pesée de la solution de chlorure de calcium : Pesez le bécher contenant la solution de chlorure de calcium et notez la masse.
8. Pesée de la solution d'oxalate d'ammonium : Pesez le cylindre gradué contenant la solution d'oxalate d'ammonium et notez la masse.
9. En utilisant les données collectées dans les étapes précédentes, calculez la masse des 2 liquides.
10. Combinaison des solutions : Versez doucement la solution d'oxalate d'ammonium dans le bécher contenant la solution de chlorure de calcium.
11. Mélange : Mélangez doucement les solutions pendant 5 secondes avec la baguette en verre. Notez tout changement d'aspect.
12. Pesée finale : Pesez le bécher contenant le mélange des deux solutions réactives.
13. En utilisant les données collectées aux étapes 10 à 12, calculez la masse combinée des 2 liquides mélangés.
14. Comparez la masse des liquides avant et après leur mélange et notez vos observations.

Résultats attendus

Cinq masses sont enregistrées pendant la session. Le tableau ci-dessous donne les lectures produites par la balance de la simulation, exactement telles qu'elles apparaissent dans le panneau Résultats à la fin de l'exécution, ainsi que la quantité que chacune est utilisée pour calculer.

La comparaison sur laquelle repose l'expérience de laboratoire découle des trois dernières lignes. Avant le mélange, les deux liquides pèsent (80,04 − 75,00) + (55,31 − 50,00) = 5,04 + 5,31 = 10,35 g. Après mélange et réaction, le bécher contient 85,35 − 75,00 = 10,35 g. La différence est de 0,00 g. En tenant compte des récipients, on aboutit à la même conclusion pour le système dans son ensemble : 80,04 + 55,31 = 135,35 g avant, et 85,35 + 50,00 = 135,35 g après, puisque le cylindre vidé pèse toujours sa tare. La masse est conservée, et le panneau « Résultats » enregistre la variation observable à côté, comme suit : béchère de 50 ml #A / oxalate de calcium / précipité blanc.

La réaction et les quantités en jeu

Le chlorure de calcium et l'oxalate d'ammonium subissent une réaction de double déplacement (métathèse) : les cations et les anions échangent leurs partenaires, et l'un des deux produits possibles est insoluble.

CaCl₂(aq) + (NH₄)₂C₂O₄(aq) → CaC₂O₄(s) + 2 NH₄Cl(aq)

Seuls le calcium et l'oxalate interviennent. En éliminant les ions qui marquent le début et la fin de la réaction à l'état dissous, on obtient l'équation ionique nette, avec Cl⁻ et NH₄⁺ en tant qu'ions spectateurs :

Ça²⁺(aq) + C₂O₄²⁻(aq) → CaC₂O₄(s)

La quantité de matière dans chaque portion provient de n = C × V. Pour le chlorure de calcium, n = 0,200 mol/L × 0,00500 L = 1,00 × 10⁻³ mol, et une concentration et un volume identiques donnent le même résultat : 1,00 × 10⁻³ mole d'oxalate d'ammonium. L'équation consomme les deux réactifs dans un rapport de 1:1 ; les proportions sont donc exactement stœchiométriques et aucun des deux réactifs n'est limitant — un choix délibéré, car cela signifie que le calcul n'a pas à tenir compte de réactif gaspillé.

Le précipité attendu est donc m = n × M = 1,00 × 10⁻³ mol × 128,10 g/mol = 0,128 g d'oxalate de calcium anhydre. L'oxalate de calcium cristallise en fait à partir d'une solution aqueuse froide sous forme de monohydrate CaC₂O₄·H₂O (M = 146,11 g/mol), qui pèserait 0,146 g après filtration, mais pas après séchage à 200 °C. Les 2,00 × 10⁻³ mole de chlorure d'ammonium formée à ses côtés s'élève à 0,107 g et reste en solution, invisible.

Pourquoi un solide apparaît, et pourquoi il apparaît complètement

La formation ou non d'un précipité est décidée en comparant le produit ionique Q = [Ca²⁺][C₂O₄²⁻] avec le produit de solubilité de l'oxalate de calcium, K_sp = 2,3 × 10⁻⁹ à 25 °C pour le monohydrate. Au moment où les deux portions de 5 mL se rencontrent, chaque soluté a été dilué dans 10 mL ; les deux ions sont donc à 0,100 mol/L et Q = 0,100 × 0,100 = 1,0 × 10⁻². C'est plus grand que K_sp d'un facteur d'environ 4 × 10⁶, c'est pourquoi l'opacité est immédiate et non progressive.

La même constante détermine la quantité de calcium restante. Pour un sel 1:1, la concentration saturée s est la racine carrée de K_sp, donc s = (2,3 × 10⁻⁹)^1/2 = 4,8 × 10⁻⁵ mol/L, de sorte que les 10 mL de surnageant conservent 4,8 × 10⁻⁷ mole de calcium, soit 0,06 mg. Cela correspond à 0,05 % de la valeur 1,00 × 10⁻³ mol a ajouté : la précipitation est quantitative à mieux qu'un millième près, ce qui explique précisément pourquoi la réaction est utilisée pour les dosages gravimétriques du calcium et pourquoi l'oxalate est un moyen fiable d'éliminer le calcium d'un échantillon.

L'autre produit a l'effet inverse. Le chlorure d'ammonium se dissout à raison d'environ 372 g/L à 20 °C ; ainsi, 10 mL d'eau pourraient en contenir 3,7 g ; les 0,107 g formés ici n'atteignent que 3 % de saturation et ne se précipitent jamais. Les deux règles de solubilité dont un élève a besoin sont visibles côte à côte dans un seul bécher : les oxalates des métaux alcalino-terreux sont insolubles, et tous les sels d’ammonium courants sont solubles.

Pourquoi la masse totale ne peut pas changer

Une réaction chimique réorganise quels atomes sont liés à quels autres, et ne fait rien d'autre. Compter les atomes de chaque côté de l'équation équilibrée le démontre sans aucun appel à l'autorité : les réactifs CaCl₂ et (NH₄)₂C₂O₄ contiennent au total 1 Ca, 2 Cl, 2 N, 8 H, 2 C et 4 O, et les produits CaC₂O₄ et 2 NH₄Cl contient 1 Ca, 2 C, 4 O, 2 N, 8 H et 2 Cl. Les mêmes atomes, en différente compagnie. Parce que chaque atome transporte une masse fixe, la masse totale du contenu est également fixe, quoi qu'il advienne de leur apparence ou de leur état.

La raison pour laquelle cette réaction particulière démontre la loi avec tant de netteté est qu'aucun de ses produits n'est un gaz. Rien ne peut s'échapper d'un bécher ouvert, aucun ballon, bouchon ou flacon scellé n'est donc nécessaire et les deux totaux peuvent être comparés directement. Une réaction qui libère du dioxyde de carbone, telle que celle utilisée dans le laboratoire sur la loi de conservation de la masse, semble perdre de la masse sur une paillasse ouverte et doit être menée dans un système fermé avant de pouvoir arriver à la même conclusion — un contraste utile à souligner avec les élèves qui supposent que la balance leur dit simplement la vérité.

Résumé du devoir par tranche d'âge

Classe de 3e à la 2de

• Focalisation lire une balance, tenir un tableau méthodique des masses et décrire un changement chimique par des mots.
• Activités : peser le bécher vide et le cylindre vide ; mesurer et transvaser les deux portions de 5 ml ; noter les cinq mesures ; décrire l'aspect de chaque liquide avant le mélange et celui du mélange obtenu ; soustraire les tares pour déterminer la masse de chaque liquide, et montrer que les deux liquides ensemble pèsent le même poids avant et après la réaction ; formuler la conclusion en une seule phrase, en utilisant les mots précipiter et conservation de la masse correctement.

11e année

• Focalisation l'équation équilibrée, les calculs de moles et un bilan massique complet.
• Activités : Écrivez l'équation moléculaire et l'équation ionique nette et nommez les ions spectateurs ; calculez $n = C \times V$ pour chaque réactif et montrez qu'ils sont présents dans le rapport 1:1 requis par l'équation ; prévoyez la masse d'oxalate de calcium formé (0,128 g) et la masse de chlorure d'ammonium restant en solution (0,107 g) ; établissez le bilan massique de l'ensemble du système et confirmez 135,35 g avant et après ; expliquez, en comptant les atomes de chaque côté de l'équation, pourquoi le total devait nécessairement rester inchangé.

12e année / Niveau universitaire

• Focalisation équilibre de solubilité et calcul du produit ionique.
• Activités : calculer le produit ionique au moment du mélange et le comparer à K_sp pour démontrer que la précipitation est quantitative ; déterminer quelle fraction du calcium reste dissoute et l'exprimer en mg/L ; recalculer la masse attendue de chaque portion de 5 mL à partir de sa concentration ; discuter de la manière dont le rendement changerait en solution acide, et de la façon dont une détermination gravimétrique du calcium devrait être menée pour être fiable.

Essentiels de laboratoire

Instruments

• Balance (numérique, précision de lecture à 0,01 g)
• Bécher (50 mL)
• Éprouvette graduée (10 mL)
• Baguette de verre
• Flacon laveur

Produits

• Chlorure de calcium CaCl₂ 0,2 M (solution, 5 mL)
• Oxalate d'ammonium (NH₄)₂C₂O₄ 0,2 M (solution, 5 mL)
• Eau distillée (pour le rinçage)