Sommaire : Classification périodique, famille
des alcalins, famille des halogènes, famille des gaz nobles, Ions
monoatomiques, liaisons covalentes, travail pratique : familles d'éléments.
Les éléments sont classés par numéro
atomique Z croissant. Une nouvelle ligne, appelée période,
est commencée chaque fois que le remplissage électronique
fait intervenir une nouvelle couche. Les éléments dont les
atomes ont le même nombre d'électrons sur leur couche externe
sont rangés dans une même colonne et constituent une famille.
Ce sont les éléments de la première colonne,
mis à part l'hydrogène. Ils possèdent un électron
sur leur couche externe. ce sont des métaux. Ils réagissent
violemment avec l'eau et donnent des ions porteurs d'une charge positive
(cations), Li +, Na +, K +.
Ce sont les éléments de la colonne 17. Ils possèdent
7 électrons sur leur couche externe. Ils réagissent facilement
avec de nombreux métaux en donnant des ions porteurs d'une charge
négative (anions), F -, Cl -, I -.
Leur couche électronique externe comporte 2 électrons
(hélium), ou 8. A température et pression ordinaires, ce
sont des gaz monoatomiques. Ils sont chimiquement très peu réactifs.
Les atomes situés dans les colonnes 1, 2 et 13 donnent des
ions portant 1, 2 ou 3 charges positives.
Les atomes situés dans les colonnes 17, 16 et 15 donnent des ions portant 1, 2 ou 3 charges négatives.
Les atomes situés dans les colonnes 17, 16, 15 et 14 peuvent
établir 1, 2, 3 ou 4 liaisons covalentes.
Vous allez employer de l'eau de chlore (eau dans laquelle on a dissout
du gaz dichlore) ou de l'eau de Javel (moins toxique), de l'eau de brome
et de l'eau iodée.
Dans trois tubes à essai, versez 2 mL des solutions précédentes
et ajoutez quelques gouttes de solution diluée de nitrate d'argent.
Le nitrate d'argent est coûteux. Vous pouvez n'effectuer qu'une des
réactions et observer les résultats de deux autres groupes
de travail pratique. Savez-vous à quelle occasion de votre vie,
'vous' avez utilisé du nitrate d'argent ?
Réponse : A votre naissance, une goutte de solution de nitrate d'argent a été déposée dans vos yeux. C'est un désinfectant, destiné à éliminer les germes d'une éventuelle maladie vénérienne. Lorsque vous gaspillez du nitrate d'argent, pensez aux dizaines de milliers d'enfants africains qui n'ont pas eu votre chance et qui sont aujourd'hui aveugles.
Notez vos observations. Exposez les précipités obtenus à la lumière.
La solution contenant ces ions doit être préparée
peu de temps avant son emploi. //à partir de Fe SO4 (NH4)2
SO4, 6 H2O
Séparez-la en deux parts. Dans l'une, versez un peu de soude
(hydroxyde de sodium). Dans l'autre, ajoutez un peu d'eau de chlore (ou
de brome ou iodée), agitez quelques secondes, observez. Ajoutez
ensuite de la soude. Qu'observez-vous ? Conclusion ?
Quel est l'ion responsable de la couleur magenta de la solution
de permanganate de potassium ? Faites agir les trois solutions d'halogènes.
Qu'observez-vous ?
Si l'expérience ne vous paraît pas très concluante,
faites agir les halogènes sur de l'encre diluée dans de l'eau,
en n'oubliant pas de garder un échantillon témoin. L'encre
est détruite et devient de couleur brune.
Vous disposez de poudre de magnésium et d'un petit morceau
de calcium. Faites les réagir avec de l'eau. Qu'observez-vous ?
Ajoutez ensuite quelques gouttes de phénolphtaléine. Quelle
est votre conclusion ? Quel est le métal le plus réactif
?
Expériences réservées au professeur. Prévoir
une vitre (laissant un espace au-dessus du cristallisoir), ou mieux une
grille métallique de protection. Commencez par jeter un petit morceau
de métal sodium dans l'eau du cristallisoir. Ajoutez ensuite de
la phénolphtaléine. Le potassium doit-il être plus
ou moins réactif que le sodium ? ATTENTION !!!
Sommaire : La mole, masse molaire, mesure de quantités
de matière, mesure de masses, mesures de volumes, volume molaire
d'un gaz, la mole : travaux pratiques.
Lorsque nous manipulons des espèces chimiques, même
en prenant des précautions pour éviter les gaspillages, nous
utilisons des masses de quelques grammes. Un gramme d'acide éthanoïque
contient 1,0 . 10 22 molécules, soit plus de dix mille
milliards de milliards de molécules. C'est un nombre gigantesque.
Pour compter facilement certains objets, il est habituel de les regrouper
: Une rame de papier, une boîte d'allumettes... Il est logique de
faire de même pour les atomes :
Une mole d'atomes est la quantité de matière d'un système contenant autant d'atomes qu'il y en a dans 12 grammes de carbone 12. Symbole de la mole : mol.
Dans une mole de molécules d'acide éthanoïque (60 g), il y a (environ) 6 . 10 23 molécules. Dans 2 moles (120 g), il y en a 12 . 10 23. De même, dans une mole de molécules de dioxygène (32 g, mais, et c'est plus facile à mesurer, environ 24 litres), il y a aussi 6 . 10 23 molécules.
La constante d'Avogadro vaut : NA = 6,02 . 10 23 mol -1.
C'est une valeur numérique énorme. Imaginons un ordinateur capable de compter des atomes un à un, à la cadence de 10 milliards d'atomes par seconde (ce qui est déjà pas mal ! ) ; il lui faudrait 2 millions d'années pour compter une mole d'atomes !
La masse molaire atomique d'un élément est numériquement
égale à la masse d'une mole d'atomes de cet élément.
Elle se mesure en grammes par mole, symbole : g . mol -1.
La masse molaire moléculaire d'une espèce chimique
est numériquement égale à la masse d'une mole de molécules
de cette espèce.
A titre d'exemple, calculons la masse molaire de l'eau, H 2 O :
M (H) = 1 g, M (O) = 16 g, donc M (H 2 O) = 2 x 1 + 16 = 18 g.
La masse m (en grammes) d'une quantité de matière
n (en moles) d'une espèce de masse molaire M (en grammes par mole)
est donnée par la relation :
m = n . M
Vous devez savoir employer cette relation. Il est déconseillé
de l'apprendre par cœur, car vous confondrez m et M. Entraînez-vous
à la retrouver rapidement, à partir d'exemples simples :
Une mole d'acide éthanoïque a une masse m de 60 g, deux moles
(n = 2 mol) ont une masse de 2 x 60 = 120 g.
1 L d'eau a une masse de 1000 g et contient donc 1000 / 18 = 55,5 mol
d'eau.
Le volume v (en litres) d'une quantité de matière
n (en moles) d'une espèce de volume molaire V (en litres par mole)
est donné par la relation :
v = n . V
V( H2Oliquide ) = 1 / 55,5 = 0,018 L = 18 mL (à pau près le volume d'un tube à essai).
La remarque précédente reste valable. Ceci est surtout intéressant pour les gaz.
Le volume molaire d'un gaz est indépendant de la nature de
ce gaz. Il ne dépend que de la température et de la pression.
// Quasi indépendant.
Dans les conditions courantes du laboratoire, une mole de gaz occupe
un volume de 24 litres. Le volume molaire est donc de 24 L . mol -1.
// Dans notre petite ville d'altitude, Pontarlier, le volume molaire
d'un gaz, à 20 ° C, est de 26,4 L . mol -1.
Plongez un ruban de magnésium, long de 5 cm dans de l'acide
chlorhydrique dilué. Mesurez par déplacement d'eau le volume
de gaz formé. Calculez les quantités de matière mises
en jeu. Sachez que 88,4 cm de magnésium ont une masse de 0,95 g.
(Ce mode peut être proposé aux élèves
après une réflexion collective sur la meilleure façon
de procéder). Préparez d'abord l'éprouvette de 100
mL, dans laquelle le gaz formé sera recueilli : Remplissez un cristallisoir
d'une quantité suffisante d'eau. Les plus astucieux auront préalablement
mis à l'abri leur cahier de physique chimie. Remplissez d'eau l'éprouvette,
bouchez-la avec votre main et retournez-la sur le cristallisoir. Si un
tout petit peu d'air a pénétré à l'intérieur,
notez son volume. Veillez à ce que l'éprouvette ne se renverse
pas. Dans un ballon de 250 mL, versez environ 50 mL d'acide chlorhydrique
dilué, de concentration 1 mol . L -1. Préparez
votre bouchon, muni d'un tube à dégagement que vous engagez
sous l'éprouvette. Essayez de placer le bouchon sur le ballon sans
renverser, ni l'acide du ballon, ni l'éprouvette. Il vaut mieux
manipuler à deux. Quand tout est au point, placez le morceau de
magnésium, replié sur lui-même, dans le ballon penché,
au niveau du col, sans que le magnésium tombe dans l'acide, enfoncez
bien le bouchon, puis redressez le ballon (l'étanchéité
du bouchon est primordiale, compte tenu des propriétés du
gaz qui se dégage). Observez ce qui se passe lorsque le magnésium
se trouve au contact de l'acide. Notez le volume de gaz formé.
Nous observons que le métal magnésium disparaît
totalement. Que devient-il ? Reste-t-il de l'acide chlorhydrique à
la fin de la transformation chimique ? Comment s'en assurer ?
Le métal devient ions magnésium. //Quelques élèves
imaginent qu'il passe à l'état gazeux, d'autres qu'il devient
liquide.
Il reste de l'acide. Il est possible de goûter avec prudence
la solution : Toucher la surface du doigt, éliminer la goutte de
solution sur le doigt puis y poser la langue. Le goût acide est bien
présent. Toute autre méthode (indicateur coloré) est
envisageable.
Le magnésium métal disparaît, transformé
en ions magnésium Mg 2+. Pour une mole de magnésium
métal qui réagit, une mole de dihydrogène H 2
est formée. L'équation bilan simplifiée de la transformation
chimique peut s'écrire :
Mg + 2 H + -> Mg 2+ + H 2
Calculons la masse de magnésium métal apportée : 0,95 x 5 / 88,4 = 0,0537 g.
Calculons la quantité de magnésium métal apportée : La masse molaire du magnésium est de 24,3 g . mol -1. La quantité de magnésium est de 0,0537 / 24,3 = 2,2 . 10 -3 mol. n (Mg) = 2,2 . 10 -3 mol.
Calculons la quantité de dihydrogène produite n (H2)
= n (Mg), donc n (H2) = 2,2 . 10 -3 mol.
Calculons le volume de dihydrogène qui a dû se former,
sachant que le volume molaire V est d'environ 24 L . mol -1.
v (H2) = n (H2) x V. Donc v (H2) =
2,2 . 10 -3 x 24 ou v (H2) = 0,053 L, ou encore 53
mL ou cm 3.
Comparez ce volume à celui effectivement recueilli.
//La moyenne de huit mesures réalisées par les élèves
donne 49,4 mL, soit 7% d'erreur.
//Remarque : Il vaudrait mieux mesurer le volume de dihydrogène
dégagé, lorsque le niveau de l'eau est le même à
l'intérieur et à l'extérieur de l'éprouvette.
//Certains livres proposent la même expérience, mais avec
une éprouvette remplie d'acide, sur laquelle il faut enfoncer rapidement
un bouchon percé d'un trou. Si en enfonçant le bouchon un
élève s'envoie de l'acide dans l'œil, qui sera responsable
?
A l'aide d'une balance de précision, pesez 0,1 mol de chlorure
de sodium.
// Insister sur la fragilité des balances de précision
; si la masse maximale supportée par la balance, indiquée
sur celle-ci, est dépassée, même faiblement, il y a
risque de destruction du capteur de force. Je viens de voir un élève
écraser des cristaux de bicarbonate de soude, directement sur le
plateau de sa balance ! Heureusement, nos balances au 1/10 de gramme sont
assez résistantes. Il n'en est pas de même pour les balances
au 1/100 g.
// Le sel doit être placé sur un morceau de papier filtre,
après que la tare ait été faite.
Sommaire : Solution aqueuse, concentration molaire
d'une espèce chimique, quelques valeurs courantes de concentrations,
travail pratique : préparation de solutions de concentration déterminée.
L'eau de mer est salée ; elle contient un solide dissout,
le chlorure de sodium : c'est une solution aqueuse de chlorure de sodium,
l'eau est le solvant, le chlorure de sodium est le soluté. Dans
un marais salant, sous l'effet du Soleil et du vent, l'eau s'évapore
progressivement ; le sel reste en solution. L'eau devient de plus en plus
salée, sa concentration en sel augmente. Lorsque cette concentration
atteint un certain seuil, le sel commence à se déposer sous
forme solide ; on dit que la solution est saturée en sel.
La concentration molaire C(E), ou [E] d'une espèce moléculaire
E dissoute est numériquement égale au quotient de la quantité
de matière n(E) de l'espèce dissoute, par la volume V de
la solution.
C(E) ou [E] = n(E) / V. Une concentration se mesure en mol . L -1.
| Solution | Soluté | Concentration en mol . L -1 | Information |
| Ammoniaque | Ammoniac | 18 | Les solutions vendues dans le commerce peuvent être très concentrées. |
| Vin | Alcool | 2 à 4 | Selon le degré alcoolique. |
| Sang | Alcool | 0,01 | Maximum autorisé au volant |
| Eau de mer | Chlorure de sodium | [Na+] = [Cl-] = 0,4 mol.L-1 | Variable selon la mer |
| Sérum physiologique | Idem | 0,15 | Comme dans le sang |
| Eau potable | Ions nitrate | 8 . 10 -4 | Au maximum |
Vous devrez préparer deux solutions de chlorure de sodium
dans l'eau, de concentrations déterminées, 1,5 et 0,15 mol.L-1,
par :
Vous disposez :
Vous devrez entre autres vous poser les questions suivantes :
Quelle masse de chlorure de sodium faut-il dissoudre dans 100 mL de
sérum physiologique ?
Comment faire pour obtenir une précision satisfaisante ?
Comment peser ?
Comment verser le sel dans la fiole jaugée ?
Comment le dissoudre dans l'eau et obtenir une solution homogène
?
Comment obtenir une concentration correcte ?
Comment diluer la première solution obtenue ?
En effectuant votre travail, il serait intéressant que quelques
questions vous soient venues à l'esprit ?
Que devient le chlorure de sodium quand il se dissout dans l'eau ?
Que signifie une concentration de chlorure de sodium de 0,15 mol.L-1
?
Avez-vous vérifié la concentration réellement
obtenue ?
Sommaire : Exemple de transformation chimique :
la combustion du méthane, réaction chimique, équation
chimique, travail pratique : réaction chimique, équation.
Allumons un bec Bunsen. Dans notre (petite) ville, il est alimenté
en gaz méthane CH4. Lors de l'allumage, nous avons fermé
la virole ; le gaz brûle avec une flamme éclairante ; la combustion
est incomplète. Ouvrons progressivement la virole, jusqu'à
obtenir une flamme bleue ; la combustion est complète (ou du moins
nous ne pouvons faire mieux avec ce bec Bunsen). Le méthane et le
dioxygène de l'air sont les réactifs, l'eau et le
dioxyde de carbone sont les produits de cette transformation chimique.
Y a-t-il d'autres produits ? Sans doute, carbone, monoxyde de carbone,
oxydes d'azote...
//Rappelons la façon dont le programme officiel introduit
transformation chimique et réaction chimique : A la transformation
chimique d'un système est associée une réaction chimique
qui rend compte macroscopiquement de l'évolution du système
et qui donne lieu à une écriture symbolique appelée
équation.
L'enseignant fait bien la distinction entre la transformation chimique
subie par le système et la réaction chimique qui modélise
cette transformation, modélisation adaptée à une étude
macroscopique.
//Cette distinction s'éclaire dans le programme de terminale
S : La transformation d'un système chimique n'est pas totale, mais
elle est orientée, alors que la réaction qui lui est associée
peut parfois avoir lieu dans les deux sens : l'avancement final ne s'identifie
donc pas toujours à l'avancement maximal.
Une transformation chimique peut aussi être modélisée,
pour une étude microscopique, par le mécanisme réactionnel.
La transformation d'un système chimique est généralement
complexe. La réaction chimique est une façon simplifiée
de décrire un aspect d'une transformation, à
l'échelle macroscopique.
Dans notre exemple, nous considérerons la réaction chimique
dont les réactifs sont le méthane et le dioxygène,
et les produits, le dioxyde de carbone et l'eau.
Lors d'une transformation chimique, les noyaux des éléments chimiques présents ne sont pas modifiés ; seuls les électrons des couches externes des atomes ou des ions interviennent. Il y a conservation des éléments chimiques.
Lors d'une transformation chimique, les quantités de réactifs
consommés et de produits formés sont proportionnelles. Cela
conduit à écrire des équations chimiques.
méthane + dioxygène -> dioxyde de carbone + eau (les
proportions ne sont pas indiquées)
CH4 + 2 O2 -> CO2 + 2 H2O
Les coefficients 2 (et 1 qui, comme en mathématiques, n'est pas écrit, 1 x = x) sont appelés nombres stœchiométriques (ou coefficients stœchiométriques).
Le symbole d'un élément peut représenter un atome, ou une mole d'atomes.
Lors de l'écriture d'une équation, il faut respecter la conservation des éléments et des charges.
Considérons, pour illustrer ce dernier point la réaction du métal fer, sur une solution de sulfate de cuivre :
Fe + Cu2+ -> Fe2+ + Cu
Dans la réalité, le système chimique est électriquement neutre, dans son état initial, comme dans son état final ; si la même charge positive apparaît dans les deux membres de l'équation chimique, c'est parce que les ions sulfate, SO42-, qui ne participent pas à la transformation chimique, ne sont pas écrits.
Pages 148 et suivantes, exercices n° 8, 10, 15, 16, 21.
Au bureau :
Bouteille vide d'eau minérale de 1,5 L.
Balance au 1 / 100 de gramme.
Eau de chaux.
Réserve d'eau distillée.
Papier essuie-tout.
Pour 8 groupes d'élèves :
Tubes à essai.
Pinces en bois.
2 béchers.
Matériel nécessaire, pinces en bois, tubes à
essais, bécher, eau de chaux.
Versez un peu d'eau de chaux (0,5 mL) dans un tube à essais,
en mouillant les parois du tube. En tenant le tube avec les pinces en bois,
lui faire traverser les gaz brûlés, au-dessus de la flamme
d'un bec Bunsen alimenté au méthane. L'eau de chaux doit
se troubler. Une autre technique consiste à mouiller les parois
d'un tube d'eau de chaux, puis à le passer, à l'envers au-dessus
de la flamme. Ne laisser en aucun cas le tube trop longtemps au-dessus
de la flamme, mieux vaut le passer plusieurs fois de suite.
Conclusion : La combustion du méthane dans l'air produit du dioxyde de carbone qui trouble l'eau de chaux. L'air ambiant ne contenant pas de carbone, celui-ci est un élément constitutif du méthane.
Vous pouvez aussi provoquer une combustion incomplète du méthane (flamme éclairante) et constater un dépot de noir de carbone sur le fond d'un bécher.
Remplir un bécher d'eau froide, réglez la virole du
bec Bunsen pour que la flamme ne soit pas trop chaude (à peine éclairante).
Passez plusieurs fois de suite, assez rapidement, le bécher tenu
à la main, au-dessus de la flamme. De la condensation s'observe
nettement ; elle disparaît lorsque le bécher s'éloigne
de la flamme. Surtout ne pas faire chauffer le bécher en le laissant
trop longtemps au-dessus de la flamme.
Conclusion : La combustion du méthane dans l'air produit de la vapeur d'eau qui se condense sur le fond d'un bécher froid. L'air ambiant ne contenant pas d'hydrogène, celui-ci est un élément constitutif du méthane.
Proposez une expérience permettant de vérifier que
l'alcane que vous brûlez est bien du méthane CH4
et non de l'éthane C2H6. Vous devrez calculer
les masses molaires de ces deux gaz, les comparer à la "masse molaire"
de l'air et proposer au professeur de vérifier vos raisonnements
de manière expérimentale.
Sommaire : Cas particulier, réaction dont
les nombres stœchiométriques sont égaux à 1, réactif
limitant, avancement de la réaction, cas particulier, réaction
dont un nombre stœchiométrique vaut 1, cas général,
travail pratique : réaction chimique, bilan, 2° travail pratique
: avancement, avec mesure de pression.
Considérons la réaction chimique qui sera étudiée
en travail pratique, entre l'acide éthanoïque (ou acide acétique)
noté HA et l'hydrogénocarbonate de sodium (ou bicarbonate
de soude) NaHCO3.
NaHCO3 + HA -> CO2 + H2O + Na+ + A-
Le réactif limitant est celui qui est introduit en
défaut. Il disparaît totalement au cours de la réaction
chimique.
Dans une réaction chimique dont tous les nombres stœchiométriques
sont égaux à 1, l'avancement correspond à la quantité
de matière (de n'importe quel réactif) consommée.
A l'instant initial, l'avancement vaut 0. Lorsque la transformation chimique
est achevée, c'est à dire lorsque le réactif limitant
a disparu, l'avancement est maximal. A une étape intermédiaire,
l'avancement est noté x et se mesure en moles.
Calculez l'avancement maximal de la réaction 1 1, pour les différents
groupes de travaux pratiques.
| N° du groupe | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 |
| Avancement maximal en moles | 4,2.10-3
4,5.10-3 |
5,1.10-3
6,3.10-3 |
X
6,3.10-3 |
5,7.10-3
6,4.10-3 |
6,6.10-3
6,7.10-3 |
6,8.10-3
6,6.10-3 |
7,0.10-3
6,4.10-3 |
6,7.10-3
X |
Considérons la réaction :
Nous pouvons remplir le tableau suivant :
| Équation de la réaction |
Cu2+
|
+ 2 OH- -> | Cu (OH)2 | |
| Avancement en moles |
|
|
|
|
| État initial |
|
|
|
|
| État intermédiaire |
|
|
|
|
| État final |
|
|
|
|
Considérons la réaction de combustion complète
du butane dans le dioxygène de l'air :
2 C4H10 + 13 O2 -> 8 CO2 + 10 H2O
| Équation de la réaction | 2 C4H10 | + 13 O2 | -> 8 CO2 | + 10 H2O | |
| Avancement en moles | n(C4H10) en moles | n(O2) en moles | n(CO2) en moles | n(H2O) en moles | |
| État initial |
|
5 | 17 | 0 | 0 |
| État intermédiaire |
|
|
|
|
|
| État final | xmax = 17/13 = 1,3 | 5 - 2 . 1,3 = 2,4 | 0 | 8 . 1,3 = 10,4 | 10 . 1,3 = 13 |
Calculons xmax pour les deux réactifs ; 5 - 2 . xmax = 0 donne xmax = 2,5 mol et 17 - 13 . xmax = 0 donne xmax = 17/13 = 1,3 mol. Le réactif limitant est celui pour lequel x atteint xmax en premier ; c'est ici le dioxygène.
Dans le tableau d'évolution, les coefficients de l'avancement
x sont les nombres stœchiométriques de l'équation, précédés
du signe - pour les réactifs qui disparaissent et du signe + pour
les produits qui apparaissent.
//Les élèves ont beaucoup de difficultés à
assimiler les notions de stœchiométrie, puis à retrouver
le réactif limitant et à en déduire les différents
résultats, quantités de réactifs restant, de produits
formés... Il n'est pas certain que l'introduction de la notion d'avancement
de la réaction change beaucoup cela (en fait si on fait le bilan
sur dix classes de seconde, il semble que les bons élèves
et les élèves travailleurs aient mieux assimilé tout
ceci, avec la notion d'avancement, mais que les autres soient totalement
noyés, comme d'habitude). Voici donc une analogie avec une recette
de cuisine :
Une maîtresse de maison reçoit un grand nombre d'invités arrivant à l'improviste. Elle retrouve une recette et fouille ses placards. Elle y trouve 5 kilogrammes de farine et 17 œufs. Sa recette (pour 6 personnes) nécessite 2 kg de farine et 13 œufs, pour réaliser 8 gaufres et 10 crêpes (de grande taille ! ). Combien de personnes peut-elle servir ?
Il est évident que le réactif limitant sont ici les œufs. Avec sa farine, elle pourrait faire 5 / 2 = 2,5 fois sa recette ; mais avec ses œufs, elle ne peut la faire que 17 / 13 = 1,3 fois. Numériquement 1,3 est bien l'avancement maximal de la réaction ; tout le reste en découle, il restera de la farine ...
Voici une autre analogie, avec des équipes de foot :
Vous devez organiser des équipes comportant chacune 2 filles et 3 garçons. Dans votre quartier il y a 35 garçons inscrits et 25 filles. Combien y aura-t-il d'équipes ? qui restera sur le bord du terrain ?
//Une autre difficulté pour les élèves, une fois
que ceci est compris avec des nombres entiers, est de passer aux
nombres
réels. Un entraînement peut consister à enchaîner
des calculs avec nombres entiers, puis nombres réels (arrondis sous
forme de décimaux) supérieurs à 1, puis enfin inférieurs
à 1 (puissance négative de 10).
Un bon conseil à donner aux élèves qui ont du
mal, est de poser leur problème avec des entiers, regarder quels
sont les calculs, puis passer aux décimaux.
Page 162 et suivantes, exercices 10, 11, 16.
Pour chaque poste, un ballon de 250 mL et un valet pour éviter
son basculement. Un bouchon bien étanche muni d'un tube à
dégagement. Un tuyau souple s'adaptant à ce tube. Une éprouvette
graduée de 200 ou 250 mL, une cuve à eau. Une pipette jaugée
de 5 mL, une propipette, un petit bouchon (il doit passer par le col du
ballon), muni d'une boucle de fil, une spatule, une pissette d'eau distillée,
une balance au 1/10 de gramme (le 1/100 serait préférable)
et un carré de papier filtre, du papier pH.
Au bureau, une bouteille de vinaigre blanc à 6 ou 8 degrés, quelques verres à pied pour distribuer le vinaigre, du bicarbonate de soude (hydrogénocarbonate de sodium), une réserve d'eau distillée.
La réaction de l'acide éthanoïque (ou acide acétique)
sur l'hydrogénocarbonate de sodium (ou bicarbonate de soude) produit
un dégagement de dioxyde de carbone. La mesure du volume de ce gaz
formé permet de déterminer les quantités de matière
formées ou ayant réagi. Nous utilisons du vinaigre d'alcool
à 6° qui est une solution dans l'eau d'acide éthanoïque
de concentration 1,0 mol . L-1.
Versez dans un ballon 5 mL de vinaigre. Quel matériel employez-vous
? Ya-t-il des mesures de sécurité particulières à
adopter ? Pesez sur un morceau de papier filtre, puis verser dans une coupelle
0,42 g d'hydrogénocarbonate de sodium. (Selon les groupes de travail
pratique, mettre 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6... g d'hydrogénocarbonate
de sodium). Mettez en place le système à dégagement
par déplacement d'eau, avec une éprouvette graduée
de 200 mL. Placez la coupelle dans le ballon, sans qu'elle tombe dans le
vinaigre, placez le bouchon et déclenchez la transformation chimique.
Mesurez le volume de gaz formé.
//Si le vinaigre est à 8 °, il faut employer 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 0,9 1,0 g de bicarbonate de soude. Une éprouvette graduée de 200 mL suffit.
Complétez le tableau suivant, en utilisant les résultats
obtenus par tous les autres groupes de travail :
| N° du groupe | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 |
| Volume de dioxyde de carbone formé, en litres | 0,110
0,118 |
0,134
0,167 |
X
0,166 |
0,151
0,170 |
0,175
0,178 |
0,180
0,175 |
0,186
0,170 |
0,176
X |
| Quantité de dioxyde de carbone formé, en moles | ||||||||
| Quantités d'acide éthanoïque et d'hydrogénocarbonate de sodium ayant réagi | ||||||||
| Avancement maximal en moles |
//Le tableau est rempli avec les mesures de mes élèves, ayant versé 5 mL de vinaigre d'alcool à 8 ° et 0,3 0,4 ... g de bicarbonate. Les balances employées sont au 1/10 de g ; la précision est donc très faible.
//Comme coupelle, nous employons de petits bouchons de tubes de médicaments ; pour qu'ils descendent dans le ballon sans se renverser, ils sont retenus par une boucle de fil ; il suffit de les descendre doucement au fond du ballon, de boucher celui-ci, puis d'agiter.
Comment pouvez-vous prouver que l'un des réactifs est éventuellement
encore présent dans le mélange final ? Quel est le réactif
limitant ? Calculez les quantités de réactifs restantes et
de produits formés, pour les groupes 1, 4 et 8.
//Réponse partielle : La mesure du pH, à l'aide de papier pH, nous indique s'il reste du vinaigre ; attention, il peut rester une goutte de vinaigre n'ayant pas pu réagir dans le col du ballon. Le trouble du mélange final indique qu'il reste du bicarbonate de soude.
//Note : Ce travail pratique peut être réalisé
en IESP. Il est possible d'enlever quelques lignes dans le code source
du logiciel, et de les faire retrouver aux élèves, ou bien
d'enlever du code source le calcul d'avancement et de procéder à
ce calcul, par une formule, après transfert des mesures de pression,
dans un tableur.
Cette expérience est basée sur le travail pratique précédent, où la quantité de dioxyde de carbone formé est trouvée par mesure de l'évolution de la pression au cours du temps. Pour l'exploitation des résultats de mesure, il serait souhaitable que les élèves aient vu la leçon sur la loi des gaz parfaits.
Pour chaque poste, un ballon de 500 mL, ou 1 L (250 mL suffisent,
mais en ce cas, employer 2 mL de vinaigre à 8 °, sinon la pression
augmente beaucoup) et un valet pour éviter son basculement. Un bouchon
bien étanche muni d'un tube à dégagement. Un tuyau
souple s'adaptant à ce tube, relié à un capteur de
pression
tel que décrit dans les pages TP, IESP, MPI de ce site. Un ordinateur
avec carte d'acquisition de données, un logiciel d'acquisition.
Si vous employez des cartes Candibus, voici un logiciel
d'acquisition gratuit dédié à ce travail pratique
(il est livré avec le code source et un fichier de mesures de pression
réalisé avec un ballon de 1 litre (volume réel 1,15
L), dont l'extension est .txt, lisible par un tableur.
L'avancement maximal mesuré par évolution de la pression est de 5 x 1,15/1 ou 5,8 . 10-3 mol, celui calculé à partir de la quantité de vinaigre est de 6,7 . 10-3 mol.
Comme cause de l'écart, on peut soupçonner la dissolution dans l'eau, du dioxyde de carbone : D'après l'article d'André Gilles (BUP 828 de Novembre 2000), l'écart dû à cette solubilité peut être estimé à environ 3 %. A condition de ne pas ajouter d'eau au vinaigre. Or dans notre expérience, nous avons ajouté environ 10 mL d'eau aux 2 mL de vinaigre.
Détail du calcul sommaire : Solubilité de CO2 : 3,5.10-2 mol.L-1 d'eau, pour une pression de CO2 de 1 bar. Ici, il faut prendre en compte une pression partielle, mais la pression totale est supérieure à 1 bar, et la concentration en CO2 augmente.
Si vous disposez de Delphi de Borland, voici le seul code source
de ce logiciel (il nécessite l'installation dans Delphi de notre
composant
pilotant les cartes Candibus ; de plus, votre version de Delphi doit posséder
le composant TChart).
Une pipette jaugée de 5 mL (ou 2 mL), une propipette, un petit
bouchon (il doit passer par le col du ballon), muni d'une boucle de fil
pour le retenir, une spatule, une pissette d'eau distillée, une
alimentation -15 V, +15 V et des fils électriques. Pour la variante
de ce travail pratique, une balance au 1/10 de gramme et un carré
de papier filtre.
Au bureau, une bouteille de vinaigre blanc à 6 ou 8 degrés, quelques verres à pied pour distribuer le vinaigre, du bicarbonate de soude (hydrogénocarbonate de sodium), une réserve d'eau distillée.
Raccordez le capteur de pression à son alimentation et aux
entrées de la carte d'acquisition ; après vérification
des connexions, mettez en service l'alimentation et le logiciel pilotant
la carte d'acquisition. Lancez une série de mesures, pour vous assurer
que tout va bien ; arrêtez les mesures.
Versez dans le ballon 5 mL de vinaigre. N'ajoutez pas d'eau, à
cause de la solubilité du dioxyde de carbone dans celle-ci. Dans
le petit bouchon, placez une bonne spatulée d'hydrogénocarbonate
de sodium. (Variante, pesez-en 2 grammes). Descendez délicatement
le petit bouchon dans le ballon, sans que les réactifs entrent en
contact, fermez le bouchon en le maintenant fermement. Lancez l'acquisition
(auparavant, vous aurez vérifié que tout va bien en lançant
un premier enregistrement et en simulant l'augmentation de pression en
soufflant dans le tuyau propre), puis après quelques secondes, secouez
vigoureusement le ballon pour que le petit bouchon se renverse et que le
maximum de bicarbonate entre en contact avec le vinaigre. ATTENTION à
ne pas envoyer de vinaigre dans le capteur de pression. Évitez de
secouer à nouveau le ballon, lorsque la réaction est commencée.
Lorsque la réaction est terminée, attendez quelques dizaines
de secondes, puis arrêtez l'acquisition et séparez le capteur
de pression du ballon.
Vous pouvez éventuellement transférer la courbe obtenue
dans Excel, puis l'imprimer.
1 Quel est le réactif limitant ? Calculez l'avancement maximal de la réaction, à partir des données du mode opératoire. Le fait de secouer à nouveau le ballon au cours de la réaction met un peu plus de bicarbonate de soude en contact avec le vinaigre. Cela change-t-il l'avancement maximal ? Cela change-t-il quelque chose à la courbe obtenue ?
2 Calculez la quantité de gaz initialement présente dans
le ballon, en supposant que l'air, bien que mélange de deux gaz,
se comporte comme un gaz pur, à l'aide de la loi des gaz parfaits.
3 Calculez la quantité totale de gaz présente dans le
ballon en fin de réaction, à l'aide de la loi des gaz parfaits.
Quel est le volume total occupé par ce mélange gazeux ? Quel
est la quantité (en moles) de gaz formé ? Correspond-elle
à ce que vous avez calculé au 1° ?
Lorsque l'avancement x est égal à la moitié de sa valeur maximale (celle trouvée par mesure de pression), quelle quantité de dioxyde de carbone s'est-elle formée ? Quelle quantité totale de gaz le ballon contient-il ? Quelle doit-être la pression mesurée, en appliquant la loi des gaz parfaits ? Au bout de combien de temps, après le début de la réaction, x est-il égal à la moitié de sa valeur maximale ?
Autres questions :
Pourquoi avons-nous ajouté de l'eau au mélange réactionnel
? Au bout de combien de temps, la réaction est-elle terminée
? Pourquoi faut-il éviter d'agiter une deuxième fois le ballon
?
// Réponses partielles :
// L'ajout d'eau ralentit la réaction chimique et limite une
éventuelle variation de température qui modifierait la pression
du mélange gazeux. D'un point de vue mathématique, la réaction
est terminée au bout d'un temps infini. Si on agite une deuxième
fois le ballon (parce que du bicarbonate reste encore dans le petit bouchon),
cela ne modifie pas l'avancement maximal de la réaction (s'il y
a déjà suffisamment de bicarbonate dans le vinaigre) puisque
le vinaigre est le réactif limitant, mais cela modifie la vitesse
de la réaction, car le contact entre les réactifs est meilleur
; la courbe p = f(t) présente une bosse, mais son asymptote ne semble
pas être modifiée.