Chimie analytique (partie 4/8)

## Objectifs et prérequis À la fin de ce chapitre, l’élève sera capable de : - expliquer le principe des dosages complexiométriques et choisir l’indicateur adapté ; - réaliser le calcul de la concentration d’un ion métallique à partir d’une titration avec l’EDTA ; - décrire les conditions nécessaires à une precipitation gravimétrique sélective ; - écrire les équations de réaction des précipitations les plus utilisées (AgCl, BaSO₄, Fe(OH)₃…) ; - déterminer la masse de l’analyte à partir de la masse du précipité pesé, en utilisant le facteur de conversion ; - résoudre des problèmes de dosage gravimétrique direct en montrant chaque étape du raisonnement. **Prérequis** : notions d’équilibres en solution (constantes de formation, produit de solubilité), maîtrise des calculs de concentration (mol/L, g/L), connaissance des formules brutes et des masses molaires, capacité à manipuler les unités SI et à effectuer des conversions de masse. ## Introduction L’analyse quantitative repose sur deux grandes familles de méthodes : les dosages volumétriques (ou titrimétriques) et les dosages gravimétriques. Les dosages complexiométriques, appartenant à la première famille, exploitent la formation de complexes stables entre un ligand chélateur (souvent l’acide éthylènediaminetétraacétique, EDTA) et les ions métalliques. Ils permettent de déterminer, avec une bonne précision, la concentration de cations tels que Ca²⁺, Mg²⁺, Fe³⁺, Zn²⁺, etc. Les dosages gravimétriques, quant à eux, reposent sur la séparation d’un analyte sous forme d’un précipité insoluble, dont la masse est mesurée après filtration, séchage et parfois calcination. Cette méthode, bien que plus longue, offre une excellente exactitude lorsqu’on maîtrise les conditions de precipitation (pH, température, présence d’agents complexants ou d’inhibiteurs). Ce chapitre présente successivement le principe des complexiométries, celui des précipitations gravimétriques, puis les calculs directs permettant de passer de la masse du précipité à la quantité d’analyte initialement présente. ## I. Dosages complexiométriques ### A. Principe des complexiométries Une réaction de complexiométrie met en jeu un ligand L (ici l’EDTA sous sa forme totalement déprotonée Y⁴⁻) et un ion métallique Mⁿ⁺ pour former un complexe MY^{(n-4)-} de stabilité très élevée. La constante de formation globale K_f est généralement de l’ordre de 10⁸–10²⁰, ce qui assure une réaction quasi complète à l’équivalence. > **Définition** : La complexiométrie est une méthode de dosage basée sur la formation d’un complexe stable entre un analyte métallique et un ligand chélateur, permettant de déterminer la concentration de l’analyte par titration. La réaction type s’écrit : $$ \text{M}^{n+} + \text{Y}^{4-} \rightleftharpoons \text{MY}^{(n-4)-} $$ où Y représente l’EDTA sous sa forme totalement déprotonée (Y⁴⁻). Le point d’équivalence est détecté par un indicateur métallochrome qui change de couleur lorsqu’il est libéré du complexe métallique‑indicateur. ### B. Indicateur et titration Les indicateurs les plus utilisés sont l’ériochrome noir T (pour Ca²⁺/Mg²⁺) et le Xylénol orange (pour Fe³⁺). Leur mécanisme repose sur la compétition entre l’indicateur et l’EDTA pour le métal : tant que le métal est lié à l’indicateur, la couleur est celle de l’indicateur‑métal ; dès que l’EDTA capture tout le métal libre, l’indicateur revient à sa forme libre et change de couleur. > **Règle** : Le pH de la solution doit être ajusté afin que l’EDTA soit majoritairement sous sa forme Y⁴⁻ (pH ≈ 10 pour Ca²⁺/Mg²⁺, pH ≈ 2–3 pour Fe³⁺). ### C. Exemple 1 : Dosage de Ca²⁺ avec EDTA **Données** : 25,0 mL d’une solution inconnue de Ca²⁺ sont titrés avec une solution d’EDTA 0,0100 M. Le volume d’EDTA nécessaire pour atteindre l’équivalence est 22,4 mL. **Étapes** : 1. Écrire la réaction de complexation : $$ \text{Ca}^{2+} + \text{Y}^{4-} \rightarrow \text{CaY}^{2-} $$ 2. Calculer la quantité de moles d’EDTA utilisée : $$ n_{\text{EDTA}} = C_{\text{EDTA}} \times V_{\text{EDTA}} = 0,0100\ \text{mol·L}^{-1} \times 0,0224\ \text{L} = 2,24\times10^{-4}\ \text{mol} $$ 3. D’après la stœchiométrie 1 : 1, \( n_{\text{Ca}^{2+}} = n_{\text{EDTA}} \). 4. Déterminer la concentration de Ca²⁺ dans l’échantillon : $$ C_{\text{Ca}^{2+}} = \frac{n_{\text{Ca}^{2+}}}{V_{\text{échantillon}}} = \frac{2,24\times10^{-4}\ \text{mol}}{0,0250\ \text{L}} = 8,96\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} $$ 5. Exprimer en g·L⁻¹ (masse molaire Ca = 40,08 g·mol⁻¹) : $$ \rho_{\text{Ca}^{2+}} = 8,96\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} \times 40,08\ \text{g·mol}^{-1} = 0,359\ \text{g·L}^{-1} $$ **Résultat** : la concentration de Ca²⁺ est \( 8,96\times10^{-3}\ \text{M} \) (≈ 0,36 g·L⁻¹). ### D. Exemple 2 : Dosage de Mg²⁺ avec EDTA en présence de NH₃ **Données** : 30,0 mL d’une solution contenant Mg²⁺ sont amenés à pH = 10 avec un tampon NH₃/NH₄⁺, puis titrés avec EDTA 0,00500 M. Volume d’EDTA à l’équivalence : 18,7 mL. **Étapes** : 1. Réaction : \( \text{Mg}^{2+} + \text{Y}^{4-} \rightarrow \text{MgY}^{2-} \). 2. Moles d’EDTA : $$ n_{\text{EDTA}} = 0,00500\ \text{mol·L}^{-1} \times 0,0187\ \text{L} = 9,35\times10^{-5}\ \text{mol} $$ 3. Moles de Mg²⁺ = mêmes que EDTA (1 : 1). 4. Concentration de Mg²⁺ : $$ C_{\text{Mg}^{2+}} = \frac{9,35\times10^{-5}\ \text{mol}}{0,0300\ \text{L}} = 3,12\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} $$ 5. Masse volumique (M_Mg = 24,31 g·mol⁻¹) : $$ \rho_{\text{Mg}^{2+}} = 3,12\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} \times 24,31\ \text{g·mol}^{-1} = 0,0758\ \text{g·L}^{-1} $$ **Résultat** : \( [\text{Mg}^{2+}] = 3,12\times10^{-3}\ \text{M} \) (≈ 0,076 g·L⁻¹). ## II. Dosage gravimétrique : principe et réactions ### A. Principe du dosage gravimétrique Le dosage gravimétrique consiste à transformer l’analyte en un précipité insoluble, pur, de composition connue, puis à peser ce précipité après séchage (ou calcination). La masse mesurée permet de remonter à la quantité d’analyte initialement présente grâce à la relation de masse entre le précipité et l’analyte. > **Définition** : Le dosage gravimétrique est une méthode d’analyse quantitative basée sur la mesure de la masse d’un précipité formé à partir de l’analyte, permettant de déterminer la quantité de cet analyte dans l’échantillon. Les étapes essentielles sont : 1. **Précipitation** : ajout d’un réactif precipitant en excès ou en quantité stœchiométrique, contrôle du pH, de la température et de l’agitation. 2. **Filtration** : séparation du précipité du surnageant (souvent à l’aide d’un filtre en papier ou d’un creuset). 3. **Lavage** : élimination des ions adsorbés ou des impuretés solubilisées. 4. **Séchage / calcination** : obtention d’une forme stable, constante en masse. 5. **Pesée** : détermination de la masse du précipité. ### B. Conditions de precipitation Pour obtenir un précipité pur et facilement filtrable, il faut respecter : - **Produit de solubilité (K_sp)** suffisamment faible afin que la precipitation soit quasi complète. - **pH adapté** : certains précipités sont sensibles au pH (ex. : Fe(OH)₃ nécessite pH > 7). - **Température** : souvent on travaille à chaud pour augmenter la taille des cristaux et faciliter la filtration. - **Agitation douce** : éviter la formation de colloïdes. - **Présence d’un agent de coagulation** (ex. : nitrate d’ammonium pour AgCl) si nécessaire. ### C. Exemple 1 : Dosage de Cl⁻ par precipitation d’AgCl **Données** : 50,0 mL d’une solution inconnue de Cl⁻ sont traités avec une solution excédentaire d’AgNO₃ 0,0200 M. Après filtration, séchage et pesée, la masse d’AgCl obtenue est 0,357 g. **Étapes** : 1. Réaction de precipitation : $$ \text{Ag}^{+} + \text{Cl}^{-} \rightarrow \text{AgCl}_{(s)} $$ 2. Masse molaire AgCl = 107,87 (Ag) + 35,45 (Cl) = 143,32 g·mol⁻¹. 3. Moles d’AgCl précipité : $$ n_{\text{AgCl}} = \frac{m_{\text{AgCl}}}{M_{\text{AgCl}}} = \frac{0,357\ \text{g}}{143,32\ \text{g·mol}^{-1}} = 2,49\times10^{-3}\ \text{mol} $$ 4. D’après la stœchiométrie 1 : 1, \( n_{\text{Cl}^{-}} = n_{\text{AgCl}} \). 5. Concentration de Cl⁻ dans l’échantillon : $$ C_{\text{Cl}^{-}} = \frac{n_{\text{Cl}^{-}}}{V_{\text{échantillon}}} = \frac{2,49\times10^{-3}\ \text{mol}}{0,0500\ \text{L}} = 4,98\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1} $$ 6. Masse volumique (M_Cl = 35,45 g·mol⁻¹) : $$ \rho_{\text{Cl}^{-}} = 4,98\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1} \times 35,45\ \text{g·mol}^{-1} = 1,77\ \text{g·L}^{-1} $$ **Résultat** : \( [\text{Cl}^{-}] = 4,98\times10^{-2}\ \text{M} \) (≈ 1,77 g·L⁻¹). ### D. Exemple 2 : Dosage de SO₄²⁻ par precipitation de BaSO₄ **Données** : 25,0 mL d’une solution contenant SO₄²⁻ sont réagis avec une solution excédentaire de BaCl₂ 0,0150 M. Après filtration, séchage à 150 °C, la masse de BaSO₄ obtenue est 0,421 g. **Étapes** : 1. Réaction : $$ \text{Ba}^{2+} + \text{SO}_{4}^{2-} \rightarrow \text{BaSO}_{4(s)} $$ 2. Masse molaire BaSO₄ = 137,33 (Ba) + 32,07 (S) + 4×16,00 (O) = 233,39 g·mol⁻¹. 3. Moles de BaSO₄ : $$ n_{\text{BaSO}_{4}} = \frac{0,421\ \text{g}}{233,39\ \text{g·mol}^{-1}} = 1,80\times10^{-3}\ \text{mol} $$ 4. Moles de SO₄²⁻ = mêmes que BaSO₄ (1 : 1). 5. Concentration de SO₄²⁻ : $$ C_{\text{SO}_{4}^{2-}} = \frac{1,80\times10^{-3}\ \text{mol}}{0,0250\ \text{L}} = 7,20\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1} $$ 6. Masse volumique (M_SO₄ = 96,06 g·mol⁻¹) : $$ \rho_{\text{SO}_{4}^{2-}} = 7,20\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1} \times 96,06\ \text{g·mol}^{-1} = 6,92\ \text{g·L}^{-1} $$ **Résultat** : \( [\text{SO}_{4}^{2-}] = 7,20\times10^{-2}\ \text{M} \) (≈ 6,92 g·L⁻¹). ## III. Calculs gravimétriques directs ### A. Relation masse precipitate / masse analyte Lorsque l’on connaît la formule du précipité et celle de l’analyte, on peut établir un facteur de conversion (F) tel que : $$ m_{\text{analyte}} = F \times m_{\text{précipité}} $$ où $$ F = \frac{M_{\text{analyte}} \times \nu_{\text{analyte}}}{M_{\text{précipité}} \times \nu_{\text{précipité}}} $$ \( \nu \) représente le nombre d’unités de l’analyte présentes dans une unité du précipité (souvent 1). > **Formule fondamentale** : Le facteur de conversion gravimétrique dépend uniquement des masses molaires et de la stœchiométrie de la réaction de precipitation. ### B. Exemple 1 : Calcul de la masse de NaCl à partir de la masse d’AgCl précipité **Données** : Un échantillon de NaCl est traité avec AgNO₃ en excès ; la masse d’AgCl obtenue est 0,642 g. **Étapes** : 1. Réaction : \( \text{Ag}^{+} + \text{Cl}^{-} \rightarrow \text{AgCl}_{(s)} \). Le Cl⁻ provient entièrement du NaCl. 2. Masse molaire AgCl = 143,32 g·mol⁻¹ ; masse molaire NaCl = 58,44 g·mol⁻¹. 3. Facteur de conversion : $$ F = \frac{M_{\text{NaCl}}}{M_{\text{AgCl}}} = \frac{58,44}{143,32} = 0,408 $$ 4. Masse de NaCl : $$ m_{\text{NaCl}} = F \times m_{\text{AgCl}} = 0,408 \times 0,642\ \text{g} = 0,262\ \text{g} $$ **Résultat** : l’échantillon contenait 0,262 g de NaCl. ### C. Exemple 2 : Calcul de la masse de Fe₂O₃ à partir de la masse de Fe précipité sous forme de Fe(OH)₃ puis calciné **Données** : Une solution contenant Fe³⁺ est basifiée, précipitée comme Fe(OH)₃, filtrée, séchée puis calcinée à 800 °C pour obtenir Fe₂O₃. La masse de Fe₂O₃ obtenue est 0,513 g. **Étapes** : 1. Réactions : - Précipitation : \( \text{Fe}^{3+} + 3\text{OH}^{-} \rightarrow \text{Fe(OH)}_{3(s)} \) - Calcination : \( 2\text{Fe(OH)}_{3} \xrightarrow{\Delta} \text{Fe}_{2}\text{O}_{3} + 3\text{H}_{2}\text{O} \) 2. On relie directement la masse de Fe₂O₃ à la masse de Fe initialement présente. 3. Masse molaire Fe₂O₃ = 2×55,85 + 3×16,00 = 159,69 g·mol⁻¹. 4. Masse molaire Fe = 55,85 g·mol⁻¹. 5. Dans Fe₂O₃, il y a 2 atomes de Fe, donc la masse de Fe contenue dans 1 mol de Fe₂O₃ est \( 2 \times 55,85 = 111,70\ \text{g} \). 6. Facteur de conversion Fe → Fe₂O₃ : $$ F = \frac{2 \times M_{\text{Fe}}}{M_{\text{Fe}_{2}\text{O}_{3}}} = \frac{111,70}{159,69} = 0,699 $$ (c’est‑à‑dire que 0,699 g de Fe₂O₃ proviennent de 1 g de Fe). 7. Pour retrouver la masse de Fe à partir de la masse de Fe₂O₃ : $$ m_{\text{Fe}} = \frac{m_{\text{Fe}_{2}\text{O}_{3}}}{F} = \frac{0,513\ \text{g}}{0,699} = 0,734\ \text{g} $$ 8. Si l’on veut la masse de Fe₂O₃ correspondant à une masse connue de Fe, on utilise directement le facteur précédent : $$ m_{\text{Fe}_{2}\text{O}_{3}} = F \times m_{\text{Fe}} $$ **Résultat** : la masse de fer initialement présente dans l’échantillon était de 0,734 g. ## Synthèse du chapitre - Les dosages complexiométriques reposent sur la formation de complexes stables (EDTA‑M) ; l’indicateur métallochrome signale l’équivalence. - Le pH doit être ajusté pour que l’EDTA soit sous sa forme Y⁴⁻ (pH≈10 pour Ca²⁺/Mg²⁺, pH≈2‑3 pour Fe³⁺). - Les réactions de complexation sont généralement 1 : 1 ; le calcul des concentrations utilise \( n = C \times V \). - Le dosage gravimétrique nécessite une precipitation insoluble, pure, de composition connue ; les étapes clés sont précipitation, filtration, lavage, séchage/calcination, pesée. - Le produit de solubilité (K_sp) et le pH conditionnent la qualité du précipité. - Le facteur de conversion gravimétrique \( F = \frac{M_{\text{analyte}}\nu_{\text{analyte}}}{M_{\text{précipité}}\nu_{\text{précipité}}} \) permet de passer directement de la masse du précipité à la masse de l’analyte. - Les exemples classiques : AgCl pour Cl⁻, BaSO₄ pour SO₄²⁻, Fe(OH)₃→Fe₂O₃ pour Fe. - La précision dépend de la pureté du précipité, de l’absence d’occlusion et de la constance de la masse après traitement thermique. ## Glossaire - **Complexiométrie** : méthode de dosage basée sur la formation d’un complexe stable entre un analyte métallique et un ligand chélateur. - **EDTA** : acide éthylènediaminetétraacétique, ligand tétraprotique qui forme des complexes très stables avec de nombreux cations. - **Indicateur métallochrome** : substance qui change de couleur lorsqu’elle est libérée d’un complexe métallique‑indicateur, utilisée pour détecter l’équivalence en complexiométrie. - **Précipitation gravimétrique** : séparation d’un analyte sous forme d’un précipité insoluble dont la masse est mesurée. - **Produit de solubilité (K_sp)** : constante d’équilibre exprimant le produit des concentrations des ions d’un sel peu soluble à saturation. - **Facteur de conversion (F)** : rapport permettant de calculer la masse de l’analyte à partir de la masse du précipité, basé sur les masses molaires et la stœchiométrie. - **Calcination** : chauffage à haute température d’un précipité pour éliminer l’eau ou d’autres volatils et obtenir une forme anhydre stable. - **Occlusion** : emprisonnement d’impuretés à l’intérieur du cristal pendant la croissance du précipité, source d’erreur en gravimétrie. - **Agitation douce** : mélange lent destiné à éviter la formation de colloïdes lors de la precipitation. - **Tampon** : solution résistante aux variations de pH, utilisée pour maintenir le pH requis lors d’une titration ou d’une précipitation. ## Exercices d'application corrigés ### Exercice 1 Une solution de 20,0 mL contenant uniquement des ions Ca²⁺ est titrée avec une solution d’EDTA 0,0150 M. Le volume d’EDTA nécessaire pour atteindre l’équivalence est 16,8 mL. Calculer la concentration de Ca²⁺ en mol·L⁻¹ et en g·L⁻¹. **Corrigé** 1. \( n_{\text{EDTA}} = 0,0150\ \text{mol·L}^{-1} \times 0,0168\ \text{L} = 2,52\times10^{-4}\ \text{mol} \). 2. Stœchiométrie 1 : 1 → \( n_{\text{Ca}^{2+}} = 2,52\times10^{-4}\ \text{mol} \). 3. \( C_{\text{Ca}^{2+}} = \frac{2,52\times10^{-4}\ \text{mol}}{0,0200\ \text{L}} = 1,26\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1} \). 4. Masse volumique : \( \rho = 1,26\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1} \times 40,08\ \text{g·mol}^{-1} = 0,505\ \text{g·L}^{-1} \). **Réponse** : \( [\text{Ca}^{2+}] = 1,26\times10^{-2}\ \text{M} \) (≈ 0,505 g·L⁻¹). ### Exercice 2 On veut déterminer la teneur en chlorure d’un échantillon de 30,0 mL. On ajoute une solution d’AgNO₃ 0,0250 M en excès ; après filtration, séchage et pesée, on obtient 0,489 g d’AgCl. Calculer la concentration de Cl⁻ en mol·L⁻¹. **Corrigé** 1. \( M_{\text{AgCl}} = 143,32\ \text{g·mol}^{-1} \). 2. \( n_{\text{AgCl}} = \frac{0,489\ \text{g}}{143,32\ \text{g·mol}^{-1}} = 3,41\times10^{-3}\ \text{mol} \). 3. \( n_{\text{Cl}^{-}} = n_{\text{AgCl}} \) (1 : 1). 4. \( C_{\text{Cl}^{-}} = \frac{3,41\times10^{-3}\ \text{mol}}{0,0300\ \text{L}} = 1,14\times10^{-1}\ \text{mol·L}^{-1} \). **Réponse** : \( [\text{Cl}^{-}] = 1,14\times10^{-1}\ \text{M} \). ### Exercice 3 Un échantillon de 15,0 mL contenant du sulfate est traité avec une solution de BaCl₂ 0,0200 M en excès. La masse de BaSO₄ obtenue après filtration et séchage est 0,376 g. Déterminer la concentration de SO₄²⁻ en mol·L⁻¹. **Corrigé** 1. \( M_{\text{BaSO}_{4}} = 233,39\ \text{g·mol}^{-1} \). 2. \( n_{\text{BaSO}_{4}} = \frac{0,376\ \text{g}}{233,39\ \text{g·mol}^{-1}} = 1,61\times10^{-3}\ \text{mol} \). 3. \( n_{\text{SO}_{4}^{2-}} = n_{\text{BaSO}_{4}} \). 4. \( C_{\text{SO}_{4}^{2-}} = \frac{1,61\times10^{-3}\ \text{mol}}{0,0150\ \text{L}} = 1,07\times10^{-1}\ \text{mol·L}^{-1} \). **Réponse** : \( [\text{SO}_{4}^{2-}] = 1,07\times10^{-1}\ \text{M} \). ### Exercice 4 Une solution contenant du fer(III) est basifiée, précipitée comme Fe(OH)₃, filtrée, séchée puis calcinée à 800 °C pour obtenir Fe₂O₃. La masse de Fe₂O₃ obtenue est 0,642 g. Calculer la masse de fer initialement présente dans l’échantillon. **Corrigé** 1. \( M_{\text{Fe}_{2}\text{O}_{3}} = 159,69\ \text{g·mol}^{-1} \). 2. \( M_{\text{Fe}} = 55,85\ \text{g·mol}^{-1} \). 3. Facteur de conversion Fe → Fe₂O₃ : \( F = \frac{2M_{\text{Fe}}}{M_{\text{Fe}_{2}\text{O}_{3}}} = \frac{111,70}{159,69} = 0,699 \). 4. Masse de Fe : \( m_{\text{Fe}} = \frac{m_{\text{Fe}_{2}\text{O}_{3}}}{F} = \frac{0,642\ \text{g}}{0,699} = 0,918\ \text{g} \). **Réponse** : la masse de fer initialement présente est 0,918 g. ### Exercice 5 On désire déterminer la quantité de magnésium dans une eau minérale. On prélève 25,0 mL d’échantillon, on ajuste le pH à 10 avec un tampon NH₃/NH₄⁺, puis on titre avec une solution d’EDTA 0,0100 M. Le volume d’EDTA à l’équivalence est 21,3 mL. Calculer la concentration de Mg²⁺ en mg·L⁻¹. **Corrigé** 1. \( n_{\text{EDTA}} = 0,0100\ \text{mol·L}^{-1} \times 0,0213\ \text{L} = 2,13\times10^{-4}\ \text{mol} \). 2. \( n_{\text{Mg}^{2+}} = n_{\text{EDTA}} \) (1 : 1). 3. \( C_{\text{Mg}^{2+}} = \frac{2,13\times10^{-4}\ \text{mol}}{0,0250\ \text{L}} = 8,52\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} \). 4. Masse volumique : \( \rho = 8,52\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1} \times 24,31\ \text{g·mol}^{-1} = 0,207\ \text{g·L}^{-1} = 207\ \text{mg·L}^{-1} \). **Réponse** : \( [\text{Mg}^{2+}] = 8,52\times10^{-3}\ \text{M} \) (≈ 207 mg·L⁻¹). ### Exercice 6 Un échantillon de 10,0 mL contenant uniquement des ions phosphate (PO₄³⁻) est traité avec une solution de nitrate d’yttrium (Y(NO₃)₃) 0,00500 M en excès. Après filtration, séchage et pesée, on obtient 0,215 g de YPO₄. Calculer la concentration de PO₄³⁻ en mol·L⁻¹. (Données : M_Y = 88,91 g·mol⁻¹, M_P = 30,97 g·mol⁻¹, M_O = 16,00 g·mol⁻¹). **Corrigé** 1. Masse molaire YPO₄ = 88,91 + 30,97 + 4×16,00 = 88,91 + 30,97 + 64,00 = 183,88 g·mol⁻¹. 2. \( n_{\text{YPO}_{4}} = \frac{0,215\ \text{g}}{183,88\ \text{g·mol}^{-1}} = 1,17\times10^{-3}\ \text{mol} \). 3. Stœchiométrie de la réaction : \( \text{Y}^{3+} + \text{PO}_{4}^{3-} \rightarrow \text{YPO}_{4(s)} \) → 1 : 1. 4. \( n_{\text{PO}_{4}^{3-}} = n_{\text{YPO}_{4}} = 1,17\times10^{-3}\ \text{mol} \). 5. \( C_{\text{PO}_{4}^{3-}} = \frac{1,17\times10^{-3}\ \text{mol}}{0,0100\ \text{L}} = 1,17\times10^{-1}\ \text{mol·L}^{-1} \). **Réponse** : \( [\text{PO}_{4}^{3-}] = 1,17\times10^{-1}\ \text{M} \). ## Erreurs fréquentes 1. **Oublier de convertir les volumes en litres** avant d’utiliser la formule \( n = C \times V \). *Astuce* : toujours noter le volume en L (ou multiplier par 10⁻³ si on travaille en mL). 2. **Confondre la masse du précipité avec la masse de l’analyte** en omettant le facteur de conversion. *Astuce* : écrire systématiquement la relation \( m_{\text{analyte}} = F \times m_{\text{précipité}} \) et calculer F avant toute substitution. 3. **Utiliser un mauvais pH** pour la complexiométrie (ex. titrer du Ca²⁺ à pH = 4). *Astuce* : vérifier le domaine de pH où l’EDTA est majoritairement sous forme Y⁴⁻ (pH ≈ 10 pour les alcalino‑terreux, pH ≈ 2‑3 pour Fe³⁺). 4. **Négliger l’effet de l’occlusion** lors de la pesée du précipité, ce qui conduit à une masse surestimée. *Astuce* : rincer abondamment le précipité avec un solvant adapté (eau déionisée, éthanol) et, si nécessaire, réaliser une étape de digestion ou de recristallisation. 5. **Employer une réaction de precipitation non stœchiométrique 1 : 1** sans ajuster le facteur de conversion (ex. precipitation de MgNH₄PO₄·6H₂O). *Astuce* : écrire l’équation bilancée, déterminer le nombre d’unités de l’analyte présentes dans une unité du précipité, puis appliquer la formule générale du facteur de conversion. 6. **Oublier de sécher ou de calciner le précipité à température constante**, entraînant une masse variable due à l’adsorption d’eau. *Astuce* : suivre le protocole indiqué (séchage à 110 °C pendant 1 h, ou calcination à la température spécifiée) et peser jusqu’à constance de masse (variation < 0,1 mg). --- *Fin du cours.*