PROJET TUTORE du semestre 1 Spectrophotométrie visible – Complexe Ni-EDTA, dosage du cuivre 1 Table des matières I)BUT DU TP :................................................................... 3 II)PRINCIPE DU TP : ...................................................... 3 A)LA SPECTROPHOTOMÉTRIE VISIBLE ................................ 3 B)LA COMPLEXATION DES IONS PAR L’EDTA ..................... 4 III)MÉLANGE : NICKEL - COMPLEXE NI-EDTA ... 5 IV)DOSAGE COLORIMÉTRIQUE DU CUIVRE ....... 8 V) DOSAGE DU CUIVRE : ............................................. 9 VI) CONCLUSION ......................................................... 10 VII) SOURCES ............................................................... 10 Figure 1- Schéma de principe du spectrophotomètre page 3 Figure 2- Représentation de l'EDTA page 4 Figure 3- Absorbance A en fonction des solutions préparées page 7 Figure 4- La densité optique en fonction de la concentration en cuivre page 9 Tableau 1- Mesures effectuées à l'aide du spectrophotomètre à 590 nm page 5 Tableau 2-Calculs [Ni2+] et [EDTA] page 5 Tableau 3- Calculs des absorbances théoriques page 7 Tableau 4- Solutions à préparer, calculs des concentrations en Cu2+ et leurs absorbances page 8 2 I)But du TP : Nous allons tout d'abord vérifier si la loi d'addivité des absorbances ( Amesurée = A (Ni2+) + A (Ni-EDTA) )est applicable pour cela on déterminera au préalable les coefficients d’extinction molaire du Nickel, du complexe (Ni-EDTA) et du cuivre. Puis, dans un second temps, mesurer la densité optique de la solution après avoir calculé la concentration de l’alliage (B, C), et en déduire la concentration en cuivre de solution, et le pourcentage de cuivre dans les alliages a l'aide d'une courbe d'étalonnage. II)Principe du TP : On prépare les solutions demandées puis on mesure leurs absorbances a l'aide du spectrophotomètre. A partir de ces mesures, on applique la loi de Beer Lambert (A = .C.l) après avoir calculer les concentrations. On peut ensuite les comparer les absorbances théoriques aux absorbance éxprimentale. Pour le dosage du cuivre, on dissous l'alliage en solution en l'attaquant avec de l’acide nitrique, puis on dilue avec de l’eau et on neutralise avec du NH4OH jusqu’à une teinte bleue intense, puis on ajoute de l’ammoniaque. On aura au préalable réalisé une courbe d'étalonnage avec des solution de cuivre de concentration connues. a)La spectrophotométrie visible La spectrophotométrie est une méthode analytique quantitative qui consiste à mesurer l'absorbance ou la densité optique d'une substance chimique donnée en solution. Plus cette espèce est concentrée plus elle absorbe la lumière dans les limites de proportionnalités énoncées par la loi de Beer Lambert. La densité optique des solutions est déterminée par un spectrophotomètre préalablement étalonné sur la longueur d'onde d'absorption de l'espèce chimique à étudier. Figure 5- Schéma de principe du spectrophotomètre Un spectrophotomètre mesure l’absorbance d’une solution à une longueur d’onde donnée. Un dispositif monochromateur permet de générer, à partir d’une source de lumière visible ou ultraviolette, une lumière monochromatique, dont la longueur d’onde est choisie par l’utilisateur. La 3 lumière monochromatique incidente d’intensité I0 traverse alors une cuve contenant la solution étudiée, et l’appareil mesure l’intensité I de la lumière transmise. La valeur affichée par le spectrophotomètre est l’absorbance à la longueur d’onde étudiée. Le spectrophotomètre peut être utilisé pour mesurer de manière instantanée une absorbance à une longueur d’onde donnée, ou pour produire un spectre d’absorbance (spectrophotomètre à balayage). Dans ce dernier cas, le dispositif monochromateur décrit en un temps court l’ensemble des longueurs d’onde comprises entre deux valeurs choisies par l’opérateur. b)La complexation des ions par l’EDTA L'EDTA est le sigle de l'acide éthylène diamine tétra-acétique. La formule chimique de cet acide diaminotétracarboxylique est C10H16N2O8 et sa masse molaire est 292,2426 g mol-1. Ce tétra acide est un agent complexant puissant et forme des complexes métalliques très stables. Dans les complexes, l'EDTA est lié aux cations métalliques sous la forme d'un de ses bases conjuguées. En chimie, l'EDTA est utilisé pour doser par complexation les ions métalliques en solution, une réaction de complexation est une réaction au cours de laquelle il se forme un ion complexe : association de plusieurs édifices chimiques. Figure 6- Représentation de l'EDTA Exemple : Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq) [Cu (NH3)4]2+ (aq) (couleur bleue) Protocole général des dosages colorimétriques Pour rendre un dosage colorimétrique possible, certaines conditions doivent être remplies : la gamme étalon doit être réalisée dans les mêmes conditions physicochimiques que les essais la réaction doit donner une coloration proportionnelle à la concentration le composé à analyser doit être dans des concentrations très faibles la longueur d'onde du spectrophotomètre doit être celle qui permet la plus forte absorbance possible la coloration doit être stable le temps de faire les mesures 4 III)Mélange : Nickel - Complexe Ni-EDTA Le nitrate de nickel, qui est à la base une solution de couleur verte, devient bleu si l’on ajoute une solution de sel disodique d’EDTA par formation d’un complexe. Cette réaction est donnée par l’équation : Ni2+ + Y2- NiY Solution de départ Nitrate de nickel : [Ni2+] = 0,1 M Sel disodique d’EDTA : [EDTA] = 0,1 M Tableau 5- Mesures effectuées à l'aide du spectrophotomètre à 590 nm N° tube 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 V de Ni2+ (mL) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 V d'EDTA (mL) 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 Amesurée 0,000 0,082 0,154 0,232 0,312 0,367 0,320 0,257 0,181 0,113 0,044 Tableau 6-Calculs [Ni2+] et [EDTA] N° tube 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 [Ni2+] (mol/L) 0,00 0,00 0,00 0,00 0,00 0,00 0,02 0,04 0,06 0,08 0,10 [EDTA] (mol/L) 0,10 0,08 0,06 0,04 0,02 0,00 0,00 0,00 0,00 0,00 0,00 [Ni-EDTA] (mol/L) 0,00 0,01 0,02 0,03 0,04 0,05 0,04 0,03 0,02 0,01 0,00 5 Exemples de calculs des concentrations : 2 [ Ni ]Tube7 ([ Ni 2 ] V( Ni 2 ) [ EDTA] V( EDTA) VTotal [Ni2+] tube7= (0,1 x 0,007 - 0,1 x 0,003) / (0,007+0,003) = 0,04 mol/L [ EDTA]tube3 ([ EDTA] V( EDTA) [ Ni 2 ] V( Ni 2 ) VTotal [EDTA] tube3= (0,1 x 0,007 - 0,1 x 0,003) / (0,007+0,003) = 0,04 mol/L [ Ni EDTA]tube1 Vversé en réactif limitant [réactif limitant] VTotal [Ni-EDTA] tube1 = (0,001 x 0,1) / (0,01) = 0,01 mol/L Le Ni2+ sera le réactif limitant du tube 0 au tube 4 L'ETDA sera le réactif limitant du tube 6 au tube 10 Dans le tube 5 [Ni2+]=[Ni-EDTA]=[EDTA] car on est à l'équivalence Coefficients d’extinction molaire à partir de la loi de Beer Lambert Loi de Beer Lambert A = .C.l (avec l = 1 cm) A = 0.044/(0.10x1) = 0,44 L.mol-1.cm-1 C l A Solution 5 => Ni EDTA = 0.367/(0.05x1) = 7,34 L.mol-1.cm-1 C l Solution 10 => Ni 2 Calculs des absorbances théoriques Loi d’additivité : A (théorique) = A (Ni2+) + A (Ni-EDTA) 6 Tableau 7- Calculs des absorbances théoriques : N° tube Ath Ni2+ 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 0 0 0 0 0 0 0,009 0,018 0,026 0,035 0,044 Ath NiEDTA 0 0,073 0,147 0,220 0,294 0,367 0,294 0,222 0,147 0,073 0 Athéorique 0 0,073 0,147 0,220 0,294 0,367 0,302 0,238 0,173 0,109 0,044 absorbance en fonction du numéro de tube 0,4 0,35 0,3 Absorbance théorique A 0,25 0,2 absorbance expérimentale 0,15 0,1 0,05 0 0 2 4 6 8 10 n°tube Figure 7- Absorbance A en fonction des solutions préparées Conclusion Les courbes expérimentales et théorique sont pratiquement superposables (d'après la courbe1). On peut donc affirmer que la loi d’additivité des absorbances est vérifiée : Amesurée = A (Ni2+) + A (Ni-EDTA) 7 IV)Dosage colorimétrique du cuivre Courbe d’étalonnage : Solution de départ => Sulfate de cuivre : [CuSO4] = 0,05 M Une gamme d'étalonnage permet de déterminer une absorbance à une longueur d'onde donnée pour une concentration en composé recherché. Il faut donc préparer une solution de l'élément à doser de faible concentration. Lors de la réalisation de la gamme, le volume de solution doit être identique dans tous les tubes. Or les volumes de réactifs doivent rester constants pour permettre la réaction et les quantités de composé à doser doivent varier dans chaque tube. Il faudra donc compléter avec de l'eau distillée à un même volume pour que les tubes soient au même niveau de solution. Un tube « blanc » doit impérativement être réalisé pour annuler l'absorbance due aux réactifs eux-mêmes. La réalisation des gammes d'étalonnage demande beaucoup de précision, et doit être de préférence, réalisée dans les mêmes conditions que les essais. Tableau 8- Solutions à préparer, calculs des concentrations en Cu2+et leurs absorbances : Tubes A B C D E F V d'H2O (mL) 13 12 11 9 7 5 V de NH4OH (mL) 5 5 5 5 5 5 V de CuSO4 (mL) 2 3 4 6 8 10 [Cu2+] [Cu2+] (mmol/L) (g/L) Amesuré 5 8 10 15 20 25 0,245 0,363 0,506 0,739 0,977 1,240 0,318 0,477 0,635 0,953 1,271 1,589 Sachant que MCu = 63,54 g/mol Exemples de calculs des concentrations : [Cu 2 ] solutionb ([CuSO4 ] VCuSO4 ) VTotal [Cu2+] solution B = ((0,05 x 0,003) / 0,020) = 0,08 mol/L [Cu 2 ] solutionB [Cu 2 en mol/L] ( M Cu ) [Cu2+] solution B = 0,05 / 63,54 = 0,477 g/L 8 l'absorbance en fonction de la concentration massique de cuivre 1,4 1,2 A 1 0,8 0,6 y = 0,7765x R2 = 0,9997 0,4 0,2 0 0 0,5 1 1,5 2 [cu2+] g/L Figure 8- La densité optique en fonction de la concentration en cuivre Le coefficient directeur de cette droite correspond alors au coefficient d’extinction molaire du cuivre pour une longueur d'onde de 578nm Cu = 0,78 L.g-1.cm-1 soit Cu = 49,35 L.mol-1.cm-1 V) Dosage du cuivre : On a peser une masse de 103,8mg d'alliage que l'on a dissous dans un volume de 100ml on obtient alors une concentration massique en alliage de 1,04g/L On mesure l'absorbance de la solution pour une longueur d'onde de 578nm grâce au coefficient déterminer précédemment on peut alors calculer la concentration en cuivre dans la solution. A=0,526 [Cu2+]alliage= A/epsilon= 0,526/0,78= 0,67g/L On peut alors déterminer le pourcentage de cuivre dans l'alliage : %Cu = [Cu2+]alliage/[Alliage] = 0,67 / 1,04= 64% Notre alliage est alors composé de 64% de cuivre. 9 VI) Conclusion Nous avons réussi a déterminer les coefficients d'extinction molaires afin de vérifier la loi d'additivité des absorbances. Ni2+) = 0.44 L.mol-1.cm-1 (Ni-EDTA) = 7.34 L.mol-1.cm-1 On peut trouver la concentration exact d'un constituant d'un alliage a l'aide d'une courbe d'étallonage. Il faut cependant passer par un état d'ionisation pour pouvoir mesurer l'absorbance. On trouvé un pourcentage de 64% de cuivre dans l'alliage. VII) Sources www.techniques-ingenieur.fr Méthodes instrumentales d'analyse chimique et applications : méthodes chromatographiques, électrophorèses et méthodes spectrales (edition lavoisier) notre TP de chimie analytique + notre cahier de TP 10