La distillation.

 

Il s’agit probablement ici de la technique la plus employée et  la mieux connue, autant du chimiste que du public avec l’image de l’alchimiste devant sa cornue ou celle du bouilleur de cru.

Et pour cause… Il s’agit d’une des plus vieille méthode de séparation de constituants d’un mélange liquide, basée sur la différence des températures d’ébullitions des différents constituants.

Ainsi, on peut l’utiliser pour purifier un composé, pour extraire un produit en cours de réaction, ou encore pour éliminer un solvant…

Mais avant de nous lancer dans la manipulation de matériel souvent coûteux, un rien de théorie…

 

I.                 La théorie.

 

1)     Le cas du corps pur.

 

- Un liquide pur, placé dans un récipient fermé, est en équilibre thermodynamique avec sa vapeur (dit saturante) à une pression Psat qui ne dépend que de la température T suivant la relation de Clapeyron :

 

 

 Avec L l’enthalpie molaire de vaporisation, VV et VL les volumes molaires de la vapeur et du liquide.

 

- Un liquide pur laissé à l’air libre subit naturellement le phénomène d’évaporation : le liquide tachant d’être en équilibre avec sa vapeur, il va émettre de la vapeur jusqu’à ce que la pression de celle-ci soit égale à la valeur Psat d’équilibre. Tant que cet équilibre ne sera pas atteint, le liquide émettra de la vapeur. Ainsi, si le volume entourant le liquide est faible, l’équilibre sera atteint rapidement et peu de liquide s’évaporera.

Alors que si le volume entourant le liquide est suffisamment grand, le liquide voulant être en équilibre en fournissant de la vapeur s’évaporera totalement.

 

Ainsi une bouteille d’eau bouchée contiendra toujours le même volume d’eau car le volume d’air étant petit l’équilibre sera atteint rapidement. En revanche, une bouteille ouverte verra le volume d’eau diminuer constamment car le volume d’air est immense (toute une pièce et même l’air du monde entier…)

 

            - Un liquide pur à l’air libre est dit à l’ébullition lorsque la pression partielle de sa vapeur saturante est égale à la pression atmosphérique à la surface de ce liquide. Tant que les phases liquides et gazeuses co-existent à la température d’ébullition Teb, ce phénomène aura lieu. Il se manifeste par l’apparition de bulles de vapeur au sein du liquide, qui éclatent ensuite à sa surface.

Lorsque les bulles ne se forment pas (par absence d’air dissout dans le liquide), on parle de retard à l’ébullition : le liquide peu atteindre voir dépasser sa température d’ébullition sans bouillir !

 

Petite précision de vulgarisation : la pression partielle d’un gaz dans un mélange correspond, en première approximation, à la contribution de ce gaz à la pression totale

 

2)     Le mélange binaire parfait.

 

Comme sont nom l’indique, il s’agit d’un mélange de deux composés considéré comme parfait, ou idéal car il obéit à la loi de Raoult (chimiste français) : PA = xA . PAsat.

En clair : la pression partielle du composé A est égale au produit de la fraction de A dans le liquide par la pression de vapeur saturante de A

En encore plus clair : la contribution à la pression du composé A est égale à la proportion de A dans le mélange liquide fois sa pression d’équilibre.

Pour encore plus de clarté, ouvrez donc un bouquin de thermo… ou sauter ce chapitre…

 

Considérons un mélange binaire parfait. Soient :

xA et xB         les fractions molaires en A et B dans la phase liquide,

x’A et x’B       les fractions molaires en A et B dans la phase vapeur,

PA et PB         les pressions partielles en A et B dans la phase vapeur,

A et P°B      les pressions de vapeur saturante de A et B,

A et T°B     les températures d’ébullition de A et B à la pression atmosphérique.

 

Les grandeurs x, x’, P et P° dépendent de la température. Supposons que la vapeur est un gaz parfait.

Etudions les isothermes (courbes de variations de la pression à une température fixée) P(xB) et P(x’B) avec P la pression totale au-dessus du liquide placé dans un récipient fermé.

 

Les composés A et B suivent par définition (mélange parfait) la loi de Raoult. D’où :

 

PA = P°A.xA et PB = P°B.xB

 

Par définition des fractions molaires : xA + xB = 1 et par définition des pressions partielles :

 

P = PA + PB = P°A.xA + P°B.xB = P°A.(1 – xB) + P°B.xB

 

L’équation de la courbe d’ébullition est alors :

 

P = P°A + (P°B – P°A).xB

 

On défini x’B par x’B = PB/P, donc :

 

 

On en déduit l’équation de la courbe de rosée (correspondant à la liquéfaction de la vapeur) :

 

On peut donc tracer le digramme isotherme (à température constante) d’ébullition du mélange A+B :

 

Fig. 1:   L = phase liquide – V = phase vapeur – La zone centrale

 délimite le domaine d’existance du mélange hétérogène

           

Cependant, comme on conduit rarement une distillation à température fixe, on préféra  travailler avec des diagrammes isobares (à pression constante).

 

Fig. 2 : diagramme isobare

 

Considérons un mélange de composition xM.

Le chauffage permet d’obtenir l’ébullition à une température TM comprise entre T°A et T°B. La vapeur en équilibre avec le mélange liquide à l’ébullition a la composition x’M, c'est-à-dire qu’elle est plus riche que le liquide en composé le plus volatil.

 

3)     Le mélange binaire homogène non idéal.

 

Un mélange homogène (les deux liquides sont miscibles) est dit idéal lorsque ses constituants ne suivent la loi de Raoult que dans une zone restreinte de composition du mélange, en pratique au voisinage des corps purs. 

Dans un mélange réel (donc non idéal), les interactions entre les diverses molécules ne sont plus considérées comme égales et les diagrammes pourront alors se présenter sous deux formes :

 

Si les interactions entre les molécules A et B sont plus faibles que les interactions entre molécules du même type (A-A et B-B), les liquides purs passent plus difficilement de l’état liquide à l’état gazeux que leur mélange (quelque soit sa composition), puisque la vaporisation passe par la rupture des interactions moléculaires. 

En effet, si les interactions A-A ou B-B sont fortes, il sera difficile de les ‘briser’ pour faire passer le composé A à l’état de vapeur.

On comprend alors que le mélange A-B passe sous forme gazeuse plus facilement.

Il existe donc un minimum sur chacune des courbes T(xB) et T(x’B).

Les courbes de rosées et d’ébullition ont alors un point commun que l’on appellera azéotrope positif. 

 

Fig. 3 : Les mélanges binaires éthanol-benzène et éthanol-eau forment un azéotrope positif.

 

 

            Si les interactions entre les molécules A et B sont plus fortes que les interactions entre molécules identiques, les liquides purs passent plus facilement à l’état gazeux que leur mélange. Il existe donc un maximum commun des courbes, appelé azéotrope négatif, pour lequel les compositions des mélanges liquide et vapeur sont identiques.

 

Fig. 4 : Les mélanges binaires acétone-chloroforme et eau-acide sulfurique forment un azéotrope négatif.

 

 

4)     Le mélange binaire hétérogène.

 

Un mélange binaire est dit hétérogène lorsque les deux liquides ne sont pas miscibles. On rencontre alors ce type de diagramme à hétéroazéotrope :

 

Fig. 5 : Les mélanges binaires toluène-eau et eau-acétate d'éthyle forment un hétéroazéotrope.

 

L’hétéroazéotrope est un mélange particulier (non miscible à température ambiante) dont l’ébullition libère un mélange vapeur de même composition xH. Il s’agit du point d’intersection des courbes de rosée et d’ébullition, qui est une droite horizontale. Le mélange liquide étant hétérogène (deux phases non miscibles), les deux corps sont sans interaction, et l’ébullition apparaît lorsque la somme des pressions de vapeur saturante des deux corps atteint la valeur de la pression de vapeur saturante. 

 

Lorsque le mélange liquide hétérogène forme un hétéroazéotrope, l’ébullition d’un mélange de composition quelconque libère un mélange vapeur à la composition de l’hétéroazéotrope, jusqu’à épuisement d’un des constituant du liquide. 

 

Fig. 6 : Binaire toluène-eau. L'ébullition du mélange de composition x a lieu à 84.5°C et libère un mélange vapeur contenant 56 % d'eau.

 

La distillation simple (condensation de la vapeur émise par un liquide à ébullition dans un récipient séparé) est utilisée pour séparer le solvant d’un mélange.

En revanche, pour séparer efficacement deux produits, on aura recours à la distillation fractionnée. 

 

 

5)     La distillation fractionnée.

 

Lors de la distillation fractionnée, on assiste à l’établissement de multiples équilibres liquide-vapeur au dessus du mélange à l’ébullition. Ainsi, la vapeur s’enrichie en composé le plus volatil.

 

a)      Le mélange binaire parfait.

 

On établit un parallèle entre la colonne à distiller et le diagramme isobare d’ébullition en traçant ce dernier avec une échelle de température inversée :

 

Fig. 7 : Corrélation diagramme isobare - Colonne à distiller.

 

Dans la colonne à distiller, les flèches descendantes représentent le liquide de l’étage i qui retombe à l’étage i-1. Les flèches ascendantes représentent elles la vapeur de l’étage i qui passe à l’étage i+1.

A chaque étage, il y a établissement d’un équilibre thermodynamique entre le liquide et sa vapeur.

Ainsi, la vapeur de l’étage i est plus riche en B que celle de l’étage i-1 ; elle se condense alors à l’étage i+1 tandis que le liquide de l’étage i s’écoule vers i-1 qui s’enrichit ainsi en A.

Ces étages sont visibles dans certaines colonnes dites ‘à plateaux’ utilisées principalement dans l’industrie.

 

Le plus souvent, ces étages sont fictifs et les appareils de laboratoires permettent un contact intime entre la vapeur montante et le liquide descendant tout au long de la colonne.

 

Fig. 8 : Equilibres liquide-vapeur continus

 

Plus Tn est proche de T°B, plus la vapeur récupérée en haut de la colonne est proche de B pur.

 

 

b)      Le mélange non idéal – Azéotrope.

 

On n’obtient un corps pur en tête de colonne que dans le cas d’un mélange formant un azéotrope négatif puisque la distillation fractionnée conduit à l’isolement du composé le plus volatil.

 

 

c)      Qualités d’une colonne à distiller.

 

Le pouvoir séparateur (séparation des deux composés du mélange) d’une colonne est maximal si la colonne est adiabatique (elle ne cède pas d’énergie à l’extérieur). Les échanges thermiques n’ont alors lieu qu’entre la vapeur montante et le liquide descendant.

On isolera donc la colonne par exemple en la plaçant dans une enceinte sous vide d’air (le vide ne conduit pas la chaleur) ou bien en l’entourant de laine de verre (isolant thermique) puis d’une couche de papier d’aluminium (réfléchissant la chaleur vers l’intérieur de la colonne).

 

On mesure le pouvoir séparateur d’une colonne est plateaux théoriques. Il s’agit du nombre d’étages isothermes inclus dans le diagramme isobare d’ébullition entre les températures extrêmes.

Plus ce nombre est grand, plus la séparation sera bonne.

 

Nombre de plateaux théoriques pour réaliser une bonne séparation entre deux composés en se basant sur la différence de leur température d’ébullition (∆T eb ) :

∆T eb (°C)

Nombre de plateaux

108

1

72

2

36

5

20

10

10

20

2

100

 

 

d)      Que retenir de ces élucubrations thermodynamiques.

 

En bref, la distillation permet de séparer les constituants d’un mélange liquide.

La distillation fractionnée permet de réaliser cette opération avec une meilleure précision.

Le composé le plus volatil est récupéré en premier en tête de colonne avec une pureté dépendante du nombre de plateaux théoriques.

On sépare ainsi les composés d’un liquide suivant leurs températures d’ébullition croissante.

 

e)      Quelques colonnes.

 

Il existe différents types de colonnes permettant de réaliser une distillation fractionnée :

 

- Les colonnes à plateaux réels :

 

Fig.  9

 

    Les vapeurs remontent à l’intérieur du tube, sont déviées par les cloches en verre (en rouge) et barbotent alors dans le liquide baignant les cloches avant de recommencer la même opération à l’étage supérieur.

Le liquide (vapeur condensée) retombe à l’étage inférieur par les canalisations externes.

 

    Ici, on voit très clairement les différents plateaux, dont nous avons parlé précédemment, qui permettent d’obtenir les équilibres liquide-vapeur.

Mis à part dans l’industrie, ces colonnes sont assez peu employées.

 

- Colonnes à boules (appareils d’Otto) :

 

Fig. 10

 

Il s’agit ici presque d’œuvres d’art tellement les appareils sont complexes et beaux…

La vapeur arrive par le tube supérieur et barbote dans le liquide. Les fractions les moins volatiles se condensent, alors que les plus volatiles remontent vers la boule supérieure.

Le liquide retombe dans la boule inférieure.

Ces colonnes, en raison de leur fragilité et de leur faible efficacité, ne sont désormais plus employées.

 

- Colonnes de Vigreux :

 

Fig. 11

 

Il s’agit d’un tube de verre hérissé de pointes internes qui permettent d’augmenter la surface d’échange entre le liquide et les vapeurs.

Ce sont les colonnes les plus courantes en laboratoire en raison de leur faible coût, malgré des capacités de séparation assez restreintes.

 

- Colonnes à remplissage :

 

 

Fig. 12

 

    Il s’agit ici d’un simple tube de verre rempli de différents objets, de forme variable, tels les anneaux de Raschig. Ces objets permettent d’obtenir une grande surface de contact vapeur-liquide nécessaire à une bonne séparation des produits.

 

- Colonnes à âme tournante :

 

 Fig. 13

 

  

Fig. 14

 

   Ici, on place dans un tube de verre un objet de forme variable (linéaire, hélicoïdale, en spirale), tournant à grande vitesse et assurant ainsi le meilleur contact liquide-vapeur possible.

Ces colonnes sont parmi les plus efficaces mais leur coût ainsi que les difficultés de mise en œuvre (rodage mobile résistant au vide) font qu’elles ne sont qu’assez peu employées.


 

 

II.             La manipulation !

 

1)     Distillation sous pression atmosphérique.

 

a)      Le montage

 

Fig. 15

 

- On fixe le montage fermement en au moins deux points.

 

- On placera le système de chauffage sur un support élévateur de façon à pouvoir réguler la température et arrêter le chauffage le plus rapidement possible en cas d’emballement.

 

- On utilisera de préférence un chauffage par bain d’huile qui permet une monté en température progressive et homogène.

 

- On remplira le ballon entre la moitié et les deux tiers de son volume maximal. On veillera de même à ne pas utiliser un ballon trop grand car le volume mort diminue le rendement de la distillation.

 

- On pourra calorifuger (isoler) la colonne en l’entourant de laine de verre recouvert de papier d’aluminium.

 

- On mesurera la température en tête de colonne à l’aide d’un des systèmes suivants :

 

            Thermomètre rodé : le corps du thermomètre est rodé et d’adapte parfaitement à la tête de colonne (inconvénient : le prix)

 

Fig. 16

 

            Thermomètre classique inséré dans un bouchon spécial : il s’agit de bouchon en téflon qui traversé par le thermomètre. Un joint en élastomère assure l’étanchéité. (inconvénients : le joint en élastomère peut être dégradé par certaines substances ; s’assurer avant de mettre le montage sous vide que le thermomètre est parfaitement fixé dans le bouchon et ne risque pas de s’enfoncer)

 

Fig.  17

 

On évitera les thermomètres placés dans une enceinte en verre contenant un peu de glycérine en raison de l’inertie thermique de ce système.

 

- On utilisera un réfrigérant droit de type Liebig. On portera attention à la température de fusion des produits distillés pour éviter que le composé se solidifie dans le condenseur par refroidissement.

Ainsi, dans certains cas (température de fusion d’un produit de 15°C par exemple), on ne fera pas circuler d’eau dans le réfrigérant. Il agira alors comme un simple réfrigérant à air. Pour des produits dont la température de fusion est supérieure à la température ambiante, on utilisera avec avantage de l’eau tiède dans le condenseur.

 

- La partie terminale du système comporte : - une entrée d’air pour assurer une pression constante dans le montage (si possible, on placera sur cette entrée un tuyau dirigé vers un évier, sans tremper dans l’eau, pour évacuer d’éventuelles vapeurs)

                                                                       - une allonge à distiller portant un ou plusieurs ballons récepteurs. Ceux-ci peuvent être refroidis dans un bain de glace si les produits distillés sont très volatils. Ce système, communément appelé pis de vache permet de récupérer les différentes fractions simplement, en tournant tout simplement le ‘pis’.

 

Fig. 18

 

 

b)      Conduite de la distillation

 

Le mélange est chauffé progressivement et les vapeurs dégagées montent dans la colonne où s’établissent les équilibres liquide-vapeur.

La colonne est dite chargée lorsque les premières vapeurs se condensent dans le réfrigérant.

On régule le chauffage de façon à maintenir une distillation régulière à raison d’environ 1 à 2 gouttes par seconde.

 

On notera que la température du bain est en générale supérieure de 30°C à 50°C à la température d’ébullition.

 

On peut recueillir trois fractions :

- Fraction de tête : la température en haut de colonne étant inférieure à celle du produit cherché, cette fraction est constituée d’impuretés volatiles.

- Fraction principale : la température en tête de colonne est fixe, il s’agit du produit pur.

- Fraction de queue : la température en tête de colonne diminue le temps que le second produit distille.

On peut alors élever très  doucement la température du bain pour atteindre le second palier de distillation.

 

En fin de distillation, on ne chauffera jamais le ballon à sec. Dans la plupart des cas, on pourra ajouter un peu d’acétone dans le ballon avant le refroidissement total de celui-ci de façon à dissoudre les produits qui pourraient rester et qui sinon risque de former des polymère (souvent appelée en labo : ‘polymerde’) souvent difficile à éliminer par la suite.

 

 

2)     La distillation sous pression réduite.

 

a)      Petite intro sur le vide…

 

Nous l’avons vu précédemment, un liquide est à ébullition lorsque sa pression de vapeur saturante est égale à la pression extérieure. Puisque d’après la relation de Clapeyron la pression de vapeur saturante est une fonction croissante de la température, par diminution de la pression, on pourra diminuer la température d’ébullition.

Ainsi, si par chez nous l’eau bout à 100°C, en haut de l’Everest, elle bouillera à moins de 100°C. Nous retiendrons qu’il est donc plus simple de faire cuire ses nouilles en haut de l’Everest.

 

Il peut être nécessaire de diminuer la température de distillation pour les raisons suivantes :

- décomposition d’un produit si la température est trop élevée

- température d’ébullition sous pression normale trop élevée (T > 150°C)

 

Il existe des abaques température-pression permettant de déterminer graphiquement de façon approchée la température d’ébullition d’un liquide sous pression réduite à partir de sa température d’ébullition normale.

 

Fig. 19

 

 

Groupes de composés :

 

Groupe 1 :

Anthracène

Anthraquinone

Butyléthylène

Sulfure de carbone

Phénanthrène

Trichloroéthylène

 

Groupe 2 :

Benzaldéhyde

Benzonitrile

Benzophénone

Camphre

Hydrocarbures chlorés

Dibenzylcétone

Composés silylés

Ethers

Hydrocarbures

Fluorure d’hydrogène

Méthyl éthyl cétone

Salicylate de méthyle

Nitrotoluènes

Nitrotoluidines

Phosgène

Anhydride phtalique

Quinoline

Sulfures

  

Groupe 3 :

Acétaldéhyde

Acétone

Amines

Chloroanilines

Chlorure de cyanogène

Esters

Oxyde d’éthylène

Acide formique

Cyanure d’hydrogène

Chlorure mercurique

Benzoate de méthyle

Ether méthylique

Méthyl éthyl éther

Naphtols

Nitrobenzène

Nitrométhane

Tétranitrométhane

 

Groupe 4 :

Acide acétique

Acétophénone

Crésols

Cyanogène

Diméthylamine

Diméthyle oxalate

Ethylamine

Formiate de méthyl

Chlorure de nitrosyl

Dioxyde de soufre

 

Groupe 5 :

Ammoniaque

Alcool benzilique

Méthylamine

Phénol

Acide propionique

 

Groupe 6 :

Anhydride acétique

Acide isobutyrique

Eau

 

Groupe 7 :

Acide benzoïque

Acide butyrique

Ethylène glycol

Acide heptanoïque

Acide isocaproïque

Alcool méthylique

Acide valérique

 

Groupe 8 :

Alcool n-amylique

Alcool éthylique

Alcool isoamylique

Alcool isobutylique

Chlorure mercureux

Alcool n-propylique


 

    Pour placer une enceinte sous vide, il est possible d’utiliser une trompe à eau ou une pompe à vide :

- la trompe à eau permet d’atteindre une pression de 12 à 20 mmHg suivant la température de l’eau (correspondante à la pression de vapeur saturante de l’eau).

- la pompe à vide et spécialement la pompe à palette permet d’atteindre des pressions bien plus faible : de l’ordre de 0.1 mmHg.

 

 

b)      Le montage

 

 

Fig. 20

 

Le montage est très semblable à celui utilisé pour la distillation sous pression atmosphérique. La principale différence est que le tube de sortie de l’allonge à distiller est désormais relié à une trompe à eau par l’intermédiaire d’une fiole de garde et si possible d’un manomètre (à mercure ou numérique).

 

La trompe à eau est peu coûteuse mais peu présenter un inconvénient : la régulation de la pression. En effet, celle-ci dépend du débit en eau et est donc susceptible de varier lors de la distillation. Pour remédier à cela, on pourra placer par l’ouverture latérale du ballon de distillation un fin capillaire (environ la finesse d’un cheveu) assurant ainsi l’entrée de microbulles d’air (ou d’un gaz inerte).

Il faudra tester le capillaire avant la distillation. Pour cela, on s’assurera que le capillaire plonge dans le liquide jusqu’à la fin de la distillation. On établit alors le vide : le débit du capillaire doit être d’environ 2 à 3 bulles par seconde.

Si la pression stationnaire est supérieure à 40 mmHg, il faudra diminuer le débit du capillaire en branchant sa partie externe sur un tuyau souple muni d’une pince de Mohr à vis.

 

Les rodages devront être parfaitement graissé pour que le système soit étanche.

 

 

c)      Conduite de la distillation

 

Une fois le liquide transféré dans le ballon, on ajoutera un ou deux grain de pierre ponde ou de carborundum ou bien un barreau magnétique.

Le robinet de la trompe à eau est alors ouvert pour faire le vide dans le système. Le vide doit s’instaurer peu à peu.

Le liquide peu alors entrer à ébullition, même sans chauffage, si l’on distille des solvants très volatils (tel l’éther). La pression devra être contrôlée pour éviter une trop forte ébullition.

Une fois le vide stationnaire, on commence à chauffer le ballon.

 

La distillation commence.

Les différentes fractions seront récupérées séparément selon leur point d’ébullition (indiquée par le thermomètre en tête de colonne) en tournant le pis pour amener un nouveaux ballon sous la sortie de l'allonge à distiller.

 

Lorsqu’il n’y a plus de liquide dans le ballon, la température en tête de colonne redescend. Le chauffage sera arrêté et le système refroidira, toujours sous vide pour éviter le risque d’implosion.

Après refroidissement, on ramène lentement le système à la pression atmosphérique.

 

 

3)     L’entraînement à la vapeur.

 

 

Il s’agit d’une technique permettant de distiller un produit en mélange avec de la vapeur d’eau à une température inférieure à son point d’ébullition.

On peu ainsi éviter la dégradation thermique de certains composés.

 

a)      Principe (que ceux qui fâchés avec la thermodynamique passent leur chemin)

 

Comme vu précédemment (eh oui…), la formation d’un hétéroazéotrope entre deux liquides non miscibles permet de le distiller à une température inférieure à celle des deux composés purs.

Par distillation fractionnée, on peut recueillir le mélange hétéroazéotrope qui se sépare ensuite en deux phases. Il est ainsi possible d’extraire sélectivement d’un mélange un composé particulier en choisissant bien le solvant avec lequel il formera un hétéroazéotrope à distiller.

 

Cette méthode est particulièrement utilisée pour extraire les huiles essentielles des plantes avec l’eau comme solvant d’entraînement.

A l’inverse, on pourra extraire l’eau d’un mélange en choisissant un solvant approprié.

 

Table des azéotrope avec l’eau (X2 = eau)

X1

T ébullition X2 + X1 (°C)

T ébullition X1 (°C)

HCl à 20.22 %

108.6

-85

HBr à 47.5 %

126

-73

HNO3 à 67.4 %

120.7

86

C2H5OH à 96 %

78.2

78.3

Isopropanol 87.4 %

80.3

82.3

Acide butyrique 3 %

99.4

163.5

Acétate d’éthyle 91.5 %

70.4

77.1

Phénol 9.2 %

99.5

182

Aniline 19.2 % (742 mmHg)

98.6

184.3

Butanol III 11.7 %

79.9

82.8

Acide formique 23 %

107.1

101

 

 

b)      L’entraînement à la vapeur d’eau

 

- Montage d’entraînement à la vapeur in situ :

 

Fig.  21

 

Le montage comporte :

 

- un ballon bicol contenant le mélange à séparer (eau + produits).

- une réserve de solvant d’entraînement (ici l’eau) dans une ampoule de coulée

- une courte colonne à distiller

- un réfrigérant

- un ou plusieurs récipients collecteurs

 

On procède comme suit :

 

Le mélange à séparer sera placer dans le ballon (pas plus que les deux tiers du volume) avec quelques grains de carborundum.

Le mélange est porté lentement à ébullition et le distillat est recueilli tant que la température en tête de colonne est constante.

Lorsque la température varie, on arrête le chauffage.

Le distillat sera alors décanter dans une ampoule et la phase organique récupérée.

 

- Montage d’entraînement à la vapeur ex situ :

 

Dans ce montage, l’eau est d’abord vaporisée dans un récipient annexe et envoyé sous forme de vapeur dans le mélange à purifier. Le contact entre l’eau à ébullition et les produits est donc bref et les composés sensibles à la chaleur seront moins dégradés.

 

Fig. 22

Le montage est sensiblement le même que précédemment avec juste le ballon producteur de vapeur en plus.

Le tube vertical plongeant dans ce ballon sert à maintenir celui-ci à la pression atmosphérique (on s’assurera que la tube plonge toujours dans le liquide).

On utilisera des bouchons de caoutchouc percés et des tubes de verre pour relier les éléments du montage.

 

On commence par chauffer fortement le ballon producteur de vapeur pour maintenir une bonne ébullition.

Il peut parfois être nécessaire de chauffer légèrement (bien au-dessous de la température d’ébullition de l’azéotrope) le second ballon pour éviter la condensation de la vapeur d’eau dans le mélange froid.

Le distillat est récupéré comme précédemment.

 

 

c)       Le montage de Dean-Stark

 

 

Il permet de réaliser à la vapeur continu, par un recyclage automatique du solvant d’entraînement à la condition que celui-ci soit le moins dense des deux.

Ainsi, on l’utilise souvent pour extraire l’eau d’un milieu réactionnel en le distillant avec du toluène (lors d’estérification, d’acétalisation par exemple…).

 

Le solvant d’entraînement doit satisfaire aux conditions suivantes :

- non miscible à l’eau

- densité inférieure à 1 (moins dense que l’eau)

- non réactif vis-à-vis des autres constituants du mélange

 

Le montage

 

Fig. 23

Il est constitué :

 

- d’un ballon contenant le milieu réactionnel et le solvant d’entraînement qui doit être en excès par rapport au mélange réactionnel.

- d’une pièce de verrerie appelée Dean-Stark composé de deux tubes.

 

Fig. 24 : Appareil de Dean-Stark

 

- d’un réfrigérant.

 

Conduite de la distillation 

 

On assemble le montage.

On remplit le tube avec le robinet du Dean-Stark à ras bord avec le solvant d’entraînement.

On chauffe le mélange.

Un liquide distille doucement et se condense pour retomber dans le Dean-Stark. Le liquide se sépare lors de la condensation en deux phases : l’eau et le solvant.

L’eau, plus dense, tombe au fond du Dean-Stark alors que le solvant retourne lui dans le ballon. On notera que quand l’eau tombe dans le Dean-Stark, elle prend la place du solvant qui va dans le ballon.

Le solvant est ainsi recyclé !

 

On pourra comparer le volume d’eau récupérée dans le Dean-Stark avec le volume théorique que doit vérifier la réaction.

 

Lorsque plus d’eau ne tombe dans le Dean-Stark et que les volumes théoriques et expérimentaux correspondent, on pourra arrêter la distillation.

 

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