1. La mesure en chimie
Durée indicative : 16 h de cours, 8 ou 9 TP
A. Pourquoi mesurer des quantités de matière?
EXEMPLES D'ACTIVITÉS
Faire émerger la nécessité de la mesure à partir d'exemples pris dans différents domaines.. surveillance et protection de l'environnement, analyses biologiques, agroalimentaires, etc.
CONTENUS
À partir d'exemples pris dans la vie courante, montrer la nécessité de disposer de différentes techniques de mesure et sensibiliser au choix d'une technique en fonction d'un objectif.
B. Grandeurs physiques liées aux quantités de matière
EXEMPLES D'ACTIVITÉS
À partir d'une expérience, établir un bilan de
matière. Lors de ce premier TP, réinvestir les acquis concernant
l'emploi du matériel de laboratoire et les précautions d'utilisation
concernant les «produits ».
Observer les modèles du chlorure de sodium et du fluorure de
calcium.
Mise en solution de solides, de liquides et de gaz (expérience
du jet d'eau) et mise en évidence des ions par des tests chimiques.
Préparation de solutions ioniques de concentrations données
à partir de solides ioniques ou de solutions concentrées.
Expérience d'électrisation mettant en évidence
le caractère dipolaire de la molécule d'eau.
Effectuer une transformation chimique au cours de laquelle se forme
un produit à l'état gazeux. Réaliser chaque fois que
possible, un test de reconnaissance des réactifs et des produits.
À température constante, mesurer le volume du gaz (la
pression étant connue) ou la pression de ce gaz (le volume étant
connu).
Utiliser un manomètre absolu ou relatif pour mesurer la variation
de pression au cours de la transformation.
Calculer une quantité de matière gazeuse.
CONTENUS
1. Masse, volume, pression
Grandeurs physiques liées aux quantités de matière
solide ou liquide (masse, volume), et gazeuse (masse, volume, pression).
Volume molaire d'un gaz parfait à pression et température
connues.
2. Concentration ; solutions électrolytiques
Solide ionique.
Obtention d'une solution électrolytique par dissolution de solides
ioniques, de liquides ou de gaz dans l'eau.
Caractère dipolaire d'une molécule (dipôle permanent)
: exemples de la molécule de chlorure d'hydrogène et de la
molécule d'eau ; corrélation avec la classification périodique
des éléments.
Solvatation des ions ; interaction entre les ions dissous et les molécules
d'eau. Cas particulier du proton.
Concentration molaire de soluté apporté, notée
c, et concentration molaire effective des espèces dissoutes, notée
[X].
3. Applications au suivi d'une transformation chimique
Évolution d'un système au cours d'une transformation
chimique : avancement, tableau descriptif de l'évolution et bilan
de matière.
CONNAISSANCES ET SAVOIR-FAIRE EXIGIBLES
Choisir le matériel de laboratoire en fonction d'un objectif et l'utiliser correctement.
Savoir utiliser une documentation pour connaître les dangers des
«produits» utilisés, pour identifier sur l'étiquette
d'un flacon les phrases de risque et de sécurité et déduire
la conduite à tenir en cas d'accident.
Connaître l'équation des gaz parfaits : p V = n R T et
l'utiliser pour déterminer une quantité de matière
(n), connaissant les autres facteurs (p, V et T).
Déterminer la quantité de matière d'un solide
à partir de sa masse et celle d'un soluté moléculaire
en solution à partir de sa concentration molaire et du volume de
la solution homogène.
Savoir que, dans un solide ionique, l'attraction entre un ion et ses
plus proches voisins est assurée par l'interaction coulombienne.
Écrire l'équation de la réaction associée
à la dissolution dans l'eau d'une espèce conduisant à
une solution électrolytique.
À partir des quantités de matière apportées
et du volume de solution, déterminer la concentration molaire d'une
solution électrolytique et la distinguer de la concentration molaire
effective des ions.
Rendre compte du caractère dipolaire de la molécule d'eau
selon la nature des atomes et la structure géométrique de
la molécule.
Savoir que les ions en solution sont solvatés.
Décrire l'évolution des quantités de matière
dans un système chimique au cours d'une transformation en fonction
de l'avancement de la réaction.
Déterminer le réactif limitant connaissant l'équation
de la réaction et les quantités initiales des réactifs.
Prévoir le volume final (la pression étant connue) ou
la pression finale (le volume étant connu) d'un système produisant
une quantité de matière, n, d'un gaz à température
constante, T.
C. Comment déterminer des quantités de matière
en solution à l'aide d'une mesure physique?
L'exemple de la conductimétrie
EXEMPLES D'ACTIVITÉS
Réaliser une expérience de migration d'ions en utilisant
un générateur de tension continue.
Mesurer la résistance et la conductance d'une portion de solution
électrolytique en utilisant un GBF en mode sinusoïdal, un ampèremètre,
un voltmètre et deux électrodes planes et parallèles.
Étudier expérimentalement et qualitativement les effets
de quelques grandeurs d'influence (S, L, c).
Préparer des solutions ioniques de différentes concentrations
en NaCl et tracer la courbe d'étalonnage G = f(c).
Utiliser cette courbe pour déterminer la concentration inconnue
d'une solution de NaCl*' Comparer les conductances de solutions d'électrolytes
courants (à partir de NaOH, KOH, HCl, NH4Cl, NaCl et
KCl).
Déduire de ces mesures..
- une échelle relative des conductivités molaires ioniques
de quelques ions, - que la conductance d'une solution de KOH peut être
retrouvée à partir de celles des solutions de KCl, NaCl et
NaOH prises aux mêmes concentrations.
CONTENUS
1. Conductance d'une solution ionique, G
Méthode de mesure de la conductance.
Grandeurs d'influence (température et état de surface
des électrodes, surface des électrodes, distance entre elles,
nature et concentration de la solution).
Courbe d'étalonnage G = f(c).
2. Conductivité d'une solution ionique, s
Définition à partir de la relation G = s
.
S / L.
Relation entre s et c.
3. Conductivité molaire ionique, lj,
et relation entre les conductivités molaires ioniques et la conductivité
d'une solution
Utilisation d'un tableau des conductivités molaires ioniques
des ions les plus courants.
Comparaison des conductivités molaires ioniques des ions H+(aq)
et HO-(aq) à celles d'autres ions.
Limites de la méthode d'étalonnage.
CONNAISSANCES ET SAVOIR-FAIRE EXIGIBLES
Savoir que la présence d'ions est nécessaire pour assurer
le caractère conducteur d'une solution.
Relation entre résistance et conductance.
Connaître les grandeurs d'influence (S, L, c).
Relation entre la conductance mesurée et la conductivité
d'une solution électrolytique.
Réaliser une gamme de solutions de différentes concentrations
à partir d'une solution mère et tracer la courbe d'étalonnage
G = f(c).
Exploiter cette courbe pour déterminer la concentration inconnue
d'une solution.
Utiliser la relation qui existe entre la conductivité d'une
solution ionique peu concentrée, les conductivités molaires
ioniques des ions présents et leurs concentrations molaires.
Interpréter les résultats de mesures de conductance de
plusieurs solutions de même concentration et possédant un
ion commun.
D. Comment déterminer des quantités de matière en solution à l'aide de la réaction chimique?
EXEMPLES D'ACTIVITÉS
Montrer le passage réciproque de l'acide à la base
dans le cas des indicateurs colorés.
Acides et bases contenus dans les produits de la vie courante: vinaigre,
détartrant, déboucheur de canalisations, etc.
Montrer le passage réciproque de l'oxydant au réducteur
en caractérisant l'oxydant ou le réducteur formé.
Oxydants et réducteurs contenus dans des produits de la vie
courante: eau de Javel, eau oxygénée, acide ascorbique, etc.
Utiliser la conductimétrie pour le dosage d'un détartrant
par une solution de soude ou le dosage d'un déboucheur d'évier
par une solution de chlorure d'hydrogène (acide chlorhydrique).
Dosage des ions fer(II) par les ions permanganate en milieu acide,
ou du diiode par les ions thiosulfate. Intervalle de confiance d'une mesure
en vue d'estimer la précision d'un dosage.
CONTENUS
1. Réactions acido-basiques
Exemples de réactions acido-basiques comme réactions
impliquant des transferts de protons.
À partir de l' écriture de chacune des réactions,
faire émerger la définition d'un acide et d'une base au sens
de Brönsted.
Quelques acides et bases usuels.
Couple acide / base.
Couples de l'eau :
H30+ / H20 ; H2O / HO-(aq)
L'eau est arnpholyte.
2. Réactions d'oxydoréduction
Exemples de réactions d'oxydoréduction comme réactions
impliquant des transferts d'électrons.
À partir de l'écriture de chacune des réactions,
faire émerger, dans des cas simples, la définition d'un oxydant
et d'un réducteur.
Couple oxydant / réducteur.
Mise en évidence de la nécessité d'une méthode
et d'un formalisme pour écrire l'équation d'une réaction
d'oxydoréduction.
Utilisation du tableau périodique pour donner des exemples de
réducteurs (les métaux) et d'oxydants parmi les non-métaux
(dihalogènes et dioxygène).
3. Dosages (ou titrages) directs
La réaction chimique comme outil de détermination des
quantités de matière.
Utilisation d'un tableau décrivant l'évolution du système
au cours du dosage.
Équivalence lors d'un dosage.
CONNAISSANCES ET SAVOIR-FAIRE EXIGIBLES
Définir un acide et une base au sens de Brönsted.
Connaître quelques couples acide / base et y reconnaître
l'acide et la base:
- H30+ / H20
- H2O / HO-(aq)
-NH4+ (aq) / NH3 (aq)
-CH3CO2H (aq) / CH3CO2-(aq)
Savoir écrire l'équation d'une réaction acido-basique.
Définir un oxydant et un réducteur.
Reconnaître l'oxydant et le réducteur de quelques couples:
- H+ (aq) / H2 (g),
-Mn+ (aq) / M (s) (cation métallique
/ métal),
-Fe3+ (aq ) / Fe2+ (aq ) ,
- MnO4- (aq) / Mn2+ (aq),
-I2 (aq) / I- (aq),
- S4062- (aq) / S2032-(aq).
Savoir écrire l'équation d'une réaction d' oxydoréduction.
Savoir définir l'équivalence lors d'un dosage ; en déduire
la quantité de matière du réactif dosé. Estimer
la précision du dosage (justification du nombre de chiffres significatifs
employés).
* Activités pouvant donner lieu
à l'utilisation des technologies de l'information et de la communication.
La première analyse quantitative de la composition de
l'air a été réalisée par Lavoisier en 1777.
Son laboratoire est exposé au Musée des Arts et métiers,
à Paris. Lavoisier disposait de balances particulièrement
précises pour son époque.
La mesure permet de faire avancer la connaissance : Conservation de
la matière, constitution, structure, mécanisme des transformations.
La mesure permet la surveillance, le contrôle, l'action.
La mesure permet la protection et l'information des populations (état
de la pollution de l'air, de l'eau potable, de l'eau de baignade, contrôle
de la qualité des produits alimentaires, composition d'un aliment).
La mesure permet de suivre et parfois de prévoir l'évolution
(taux de dioxyde de carbone, de méthane, d'ozone).
Les techniques utilisées sont très nombreuses. Elles
sont basées sur des phénomènes physiques ou chimiques
(dosages ou titrages). Les progrès des techniques issues de la physique
permettent de mesurer aujourd'hui avec précision des quantités
indécelables il y a quelques années.
Alcootest, analyse sanguine.
Papier pH, pH-mètre.
Système télémétrique de mesure de la
concentration de l'air en ozone.
Prélèvement d'air pour mesurer la concentration en hydrocarbures.
Analyse de l'eau par dosage, analyse du sang par ionométrie
En une dizaine de ligne, exposez un exemple probant - et si possible
un peu original - de l'intérêt de la mesure en chimie.
Quelques élus européens se sont récemment prêtés
à une analyse sanguine. Ces analyses ont prouvé la présence
de plus de cinquante espèces chimiques dans leur sang. Ces élus
indiquent que des analyses plus complètes auraient permis de trouver
d'autres espèces. Commentez cette information.
// Réponse : De telles déclarations n'ont aucun
sens, si les concentrations des diverses substances ne sont pas indiquées
et comparées aux concentrations supposées dangereuses.
Objectif : Trouver l'équation de la transformation
qui se produit lors de la décomposition thermique de l'hydrogénocarbonate
de sodium, à l'aide de mesures de masses.
Voici quatre équations qui peuvent correspondre à la décomposition thermique de l'hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3 ; votre mission... trouver la bonne.
| NaHCO3 (s) | ---> | 2 H2O (g) + 2 NaOH (s) |
| 2 NaHCO3 (s) | ---> | CO2 (g) + H2O (g) + Na2CO3 (s) |
| 2 NaHCO3 (s) | ---> | Na2O (s) + H2O (g) + 2 C (s)+ 2 O2 (g) |
| 2 NaHCO3 (s) | ---> | 2 CO2 (g) + H2O (g) + Na2O (s) |
Étude qualitative
Parmi les produits des réactions proposées, quels sont
ceux que vous savez caractériser et comment ?
Proposez un protocole expérimental pour réaliser la décomposition
thermique et mettre en évidence des produits formés.
Faites les tests et déduisez les équations qu'il est
possible d'éliminer. Soyez prudent : Chaud et froid peuvent
provoquer une explosion.
Étude quantitative
Établissez le tableau d'avancement de cette transformation,
pour les deux équations restantes. Vous résonnerez avec une
masse apportée de 2 g d'hydrogénocarbonate de sodium.
Comment doit évoluer la masse du système au cours de
la transformation ?
Déduisez-en une méthode permettant enfin de choisir la
bonne équation.
Réalisez l'expérience avec deux masses apportées
d'hydrogénocarbonate de sodium différentes. Par exemple environ
4 puis 8 g, mesurées avec précision.
Selon les espèces étudiées
et les manipulations envisagées, certaines grandeurs seront plus
facile à mesurer que d'autres. Par exemple, il est plus facile de
mesurer le volume d'un gaz que sa masse, à la pression du laboratoire.
Vous devrez être capable de relier entre elles toutes ces grandeurs.
Définition : La concentration massique t est numériquement
égale au rapport de la masse m de la substance dissoute au volume
V de la solution.
| t = m / V |
La masse molaire moléculaire M(A) d'une espèce A est
numériquement égale à la masse d'une mole de ses molécules.
Elle se mesure en g . mol-1.
Exemple : La masse molaire moléculaire du glucose, de formule chimique C6 H12 O6 est M(glucose) = 6 x 12 + 12 x 1 + 6 x 16 = 180 g . mol-1, les masses molaires atomiques du carbone, de l'hydrogène et de l'oxygène valant respectivement 12, 1 et 16 g . mol-1.
La masse m(A) d'un échantillon de l'espèce chimique
A est numériquement égale au produit de la quantité
de matière n(A) de l'échantillon par la masse molaire moléculaire
M(A).
| m(A) = n(A) . M(A) |
// Note : N'apprenez-pas cette relation par cœur, sans réfléchir, vous pourriez confondre m et M.
La concentration molaire d'une espèce A est numériquement
égale au quotient de la quantité de matière de A,
n(A), dissoute, par le volume V de la solution.
| C(A) = n(A) / V |
La masse volumique m d'un corps
est numériquement égale au quotient de la masse m de ce corps
par son volume V.
| m = m / V |
La densité d d'un corps est numériquement égale au rapport de sa masse volumique m, à celle m0 d'un corps de référence. Elle s'exprime sans unité.
| d = m / m0 |
Le volume molaire d'une espèce A est numériquement
égal au volume occupé par une mole de cette espèce.
Il se mesure en L . mol-1.
D'où la relation entre volume V occupé par une espèce,
son volume molaire Vm et sa quantité de matière
n : V = Vm . n. Ce qui justifie l'unité choisie pour
le volume molaire.
Le volume molaire des gaz sera particulièrement utile, car tous
les gaz ont à peu près le même volume molaire, proche
de celui d'un modèle idéal appelé gaz parfait (composé
de molécules de taille nulle, se comportant comme des billes).
A la température de 20 °C et à la pression de 105
Pa, le volume molaire du gaz parfait est de 24 L . mol-1.
Rappelons l'équation des gaz parfaits, reliant la pression P en pascal, le volume V en mètre cube, la quantité de matière n en mole, la constante des gaz parfaits R (8,31 u S.I.) et la température T en kelvin :
| P . V = n . R . T |
Pour synthétiser un ester, nous devons réaliser un
mélange équimolaire d'acide éthanoïque et d'alcool
benzylique. Ces deux réactifs se présentant sous forme liquide,
le plus facile est de mesurer des volumes. Nous prélevons 10 mL
d'alcool ; quel est le volume d'acide nécessaire ?
Données lues sur les flacons : Acide acétique
pur : M = 60,05 g/mol ; masse volumique = 1,05 g.cm-3. Alcool
benzylique : M = 108,14 g/mol ; d = 1,04.
Réponse : la densité d = 1,04 est indiquée
en référence à l'eau ; la masse volumique de l'alcool
est donc de 1,04 g.cm-3. 10 mL d'alcool ont donc une masse de
10 x 1,04 = 10,4 g, ce qui correspond à une quantité de matière
de 10,4 / 108 = 9,6 . 10-2 mol. Le mélange étant
équimolaire, il faut y apporter 9,6 . 10-2 mol d'acide,
soit 9,6 . 10-2 x 60 = 5,78 g soit encore 5,78 / 1,05 = 5,5
mL d'acide éthanoïque.
Au bureau :
Il s'agit de réaliser une solution de concentration imposée,
puis de vérifier cette concentration.
1. Fabrication de la solution ‘mère’, S1. Fabriquez
V1 = 100 mL d’une solution S1 de sulfate de cuivre
à C1 = 0,125 mol . L-1 à partir du
solide ionique.
Calculez la masse m de ( CuSO4 , 5 H2O )s
à
utiliser. Indiquez votre mode opératoire.
2. Fabrication de la solution S2 par dilution de S1.
Fabriquez V2 = 50 mL d’une solution S2 à C2
=
5.10-2 mol . L-1 à partir de S1.
Calculez le volume V’1 de S1 à diluer.
Indiquez votre mode opératoire.
3. Vérification grâce à une réaction de
précipitation. On sait qu’une solution de soude ( Na+
+ HO- ) réagit avec une solution de sulfate de cuivre
pour donner un précipité d’hydroxyde de cuivre Cu(OH)2.
Écrivez l'équation de la réaction.
Pour réaliser ce test, on utilise un volume V'2 =
20 mL de S2.
Quel volume de soude, Vs , à Cs = 0,1 mol . L-1
doit-on utiliser pour faire réagir tous les ions Cu2+
? Effectuez les calculs et donnez le tableau d’avancement.
Effectuez la manipulation puis répondez aux questions suivantes
:
Comment enlever le précipité (solide) obtenu et récupérer
la phase liquide, appelée filtrat ?
Si vous avez manipulé correctement quelles espèces sont
présentes dans le filtrat ?
Si S1 est trop concentrée quelle espèce trouve-t-on
en plus ? Si S1 n’est pas assez concentrée
quelle espèce trouve-t-on en plus ?
Si vous n’avez pas travaillé rigoureusement, il reste l’une
de ces deux espèces. Que proposez-vous pour les tester ? Et quelles
sont vos conclusions après ces tests ?
Rédigez un compte rendu.
Données : M(Cu) = 63,5 g . mol-1 ; M(S) = 32,1 g . mol-1 ;
Le chlorure de sodium est un solide ionique. Chaque ion sodium positif
(cation) est fortement attiré par les 6 ions chlorure négatifs
(anions) qui l'entourent. Et réciproquement pour chaque ion chlorure.
Le solide a donc une structure ordonnée au niveau microscopique,
ce qui détermine son aspect macroscopique de cristal de chlorure
de sodium. Les liaisons entre ions Na+ et ions Cl-
sont très fortes, le cristal est dur. Le solide est neutre ; il
comporte donc autant d'ions sodium que d'ions chlorure. On le note Na Cl.
Du fait de cette neutralité, un cristal de chlorure de sodium n'attire
pas un autre cristal.
Remarquez que la notation du solide ne fait pas apparaître
sa structure ionique. Le nombre d'ions sodium et chlorure n'y apparaît
pas.
Cette formule est dite statistique. Elle indique la nature et
la proportion des éléments présents, sans préciser
leur nature ionique.
Exercice : Trouvez la formule du fluorure de calcium.
Réponse : L'élément fluor appartient à
la colonne 17 de la classification périodique des éléments,
comme le chlore. Il donne donc des ions fluorure F-. L'élément
calcium appartient à la deuxième colonne ; il donne donc
des ions calcium Ca2+. Le fluorure de calcium (neutre) a pour
formule Ca F2.
Expérience : Un filet d'eau est dévié,
attiré, par un corps chargé électriquement.
Interprétation : Dans la molécule d'eau H2O, il y a deux simples liaisons covalentes O-H résultant de la mise en commun d'un doublet d'électrons. Mais l'atome d'oxygène est plus avide d'électrons que l'atome d'hydrogène et attire vers lui ces doublets d'électrons. Ce qui provoque l'apparition d'une charge positive partielle d+ sur chaque atome d'hydrogène et de la charge négative partielle 2 d- sur l'atome d'oxygène. Le barycentre des charges positives ne coïncide pas avec celui des charges négatives.
| La liaison O-H est polarisée. La molécule d'eau est polaire. L'eau est un solvant polaire. |
L'atome de chlore est plus avide d'électrons que l'atome
d'hydrogène ; la molécule H-Cl est donc polaire.
Les éléments oxygène, chlore, avides d'électrons
sont dits électronégatifs. Les éléments
dont l'électronégativité est la plus grande
se situent à droite et en haut de la classification périodique.
| 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||||
| N | O | F | ||||||
| S | Cl | |||||||
| Br | ||||||||
Dans un solide ionique, les ions positifs et négatifs sont
fortement liés entre eux. Les molécules d'eau, polaires,
se lient aux différents ions qui se solvatent et se dispersent
en formant une solution ionique, conductrice de l'électricité,
appelée aussi électrolyte. Exemple :
| NaCl (s) | eau
---> |
Na+ (aq) + Cl- (aq) |
Le gaz chlorure d'hydrogène, dont la molécule est
polaire, est très soluble dans l'eau ; 1L d'eau peut en dissoudre
340 L.
La solution d'acide chlorhydrique conduit le courant électrique
et se comporte comme un acide. L'équation de la mise en solution
peut s'écrire
| HCl (g) | eau
---> |
H+ (aq) + Cl- (aq) |
|
|
---> |
|
|
|
| Quantités apportées en mol |
|
|
|
|
|
|
0 | X | 2 n0 = 0,2 | n0 = 0,1 |
Au bureau :
Flacon de sulfate de cuivre solide
0,5 L de solution de sulfate de cuivre de concentration 0,1 mol . L-1.
Verre à pied.
Réserve d'eau distillée
Pour 9 groupes d'élèves
8 tubes à essai et 2 porte tubes plus 1 bouchon à tube
à essai.
2 burettes graduées (si possible).
2 béchers.
1 morceau de papier filtre.
1 balance électronique.
1 spatule.
1 fiole jaugée de 100 mL plus son bouchon.
1 pissette d'eau distillée.
3.7.2. Réalisation d'une échelle de teintes, fiche élève
Une solution de sulfate de cuivre de concentration inconnue a été
préparée au laboratoire de chimie.
Vous devez retrouver sa concentration, en comparant sa couleur avec
celles de solutions, de concentrations connues, préparées
par vous-même. Ces différentes solutions forment une échelle
des teintes.
1 Préparez un volume V0 = 100 mL de solution S0 de sulfate de cuivre (II), de concentration molaire apportée C0 = 0,250 mol . L-1, à partir de sulfate de cuivre pentahydraté, solide, de formule CuSO4 , 5 H2O.
Etablissez la liste du matériel nécessaire.
Proposez un protocole.
Préparez la solution.
2 Réalisez une échelle de teintes
A l'aide de 2 burettes graduées contenant, l'une la solution
mère S0, l'autre de l'eau distillée, réalisez
l'échelle des teintes dans 6 tubes à essai. Pour cela, vous
verserez des volumes décroissants Vi de solution mère,
que vous complèterez à 10 mL, avec de l'eau distillée.
Remplissez le tableau suivant :
| Solutions Si | S1 | S2 | S3 | S4 | S5 | S6 |
| Vi en mL | 10,0 | 8,0 | 6,0 | 4,0 | 2,0 | 1,0 |
| Veau en mL | ||||||
| Ci en mol . L-1 |
3 Concentrations des ions en solution et concentration apportée
Vous disposez de solutions, de même concentration apportée,
C = 0,1 mol . L-1, des solutés suivants : sulfate de
cuivre (II), chlorure de fer (III), chlorure de fer (II), chlorure de zinc,
chlorure de baryum. Calculez leurs concentrations molaires ioniques.
// Note pour le professeur : Le deuxième protocole doit préciser que les tubes à essai doivent être identiques et qu'il faut prélever le même volume, 10 mL, de solution de concentration inconnue.
| Equation de la réaction | C3H8 | + 5 O2 | ---> | 3 CO2 | + 4 H2O |
| Quantité de matière dans l'état initial, en mol | 2 | 6 | 0 | 0 | |
| Quantité de matière dans un état intermédiaire,
en mol |
2 - x | 6 - 5 x | 3 x | 4 x | |
| Quantité de matière dans l'état final,
en mol (xmax = 1,2 mol) |
2 - xmax = 0,8 | 6 - 5 xmax = 0 | 3 xmax = 3,6 | 4 xmax = 4,8 |
Si les réactifs sont mélangés dans les proportions
stoechiométriques (proportions des nombres stoechiométriques
de l'équation), ils disparaîtront simultanément. Sinon,
l'un d'eux disparaitra, le réactif limitant. Comment le trouver
? Il suffit de calculer pour chaque colonne du tableau d'avancement, la
valeur de xmax qui annule la quantité de matière
finale considérée. La valeur à retenir pour l'avancement
final est la plus petite de toutes ; elle correspond au réactif
limitant.
Exemple : Colonne du propane 2 - xmax = 0 donc xmax
= 2 mol. Colonne du dioxygène 6 - 5 xmax = 0, donc xmax
= 1,2 mol. Le dioxygène est le réactif limitant ; l'avancement
maximal est xmax = 1,2 mol.
4.4.1. Matériel, fiche pour le préparateur
Au bureau
Pour 8 postes
4.4.2. Fiche élève, protocole
Une solution d'acide chlorhydrique réagit avec le carbonate
de calcium. L'un des produits formés est gazeux. La mesure de la
pression permet de déterminer la quantité de matière
de gaz formé.
Vérifiez expérimentalement que le gaz formé
est du dioxyde de carbone.
Ecrivez l'équation de cette réaction.
Versez dans le flacon 50 mL de solution d'acide chlorhydrique à
environ 0,5 mol . L-1. Mesurez la pression dans le ballon.
Introduisez 0,3 g de carbonate de calcium dans le ballon. Proposez
un protocole pour que la transformation chimique ne débute pas immédiatement.
Bouchez rapidement le flacon et notez la pression à la fin de
la transformation.
A la fin de la transformation chimique, reste-t-il du carbonate de
calcium, de l'acide ?
Avec les valeurs de pression mesurées, calculez la quantité
de dioxyde de carbone formée.
Comparez-la à la quantité théoriquement attendue.
Recommencez, avec 0,6 g de calcaire. Tenez bien le bouchon !
La température du flacon est-elle a prendre en compte ? Comment
mesurer le volume de dioxyde de carbone ?
Masse molaire du calcium, 40,1 g . mol-1 , volume molaire
dans les conditions de l'expérience 24 L . mol-1.
Sommaire : Porteurs
de charges dans les solutions aqueuses ioniques, loi d'Ohm
pour les solutions ioniques, conductivité
d'une solution diluée, valeurs de l conductivité
molaire ionique, à 25 °C, exemples.
Dans ces solutions, ce sont des ions qui assurent le transport du
courant électrique, en se déplaçant. Un conducteur
formé de telles solutions suit la loi d'Ohm, sous certaines réserves
(alimentation en courant alternatif). Pour réaliser ce conducteur,
nous plongeons deux électrodes parallèles et identiques dans
la solution ionique. Nous appliquons à ces électrodes une
différence de potentiel, et nous mesurons l'intensité traversant
le montage.
Elle exprime la proportionnalité entre la tension appliquée
U et l'intensité I traversant la solution. Cette relation peut donc
s'écrire U = R I ou I = G U.
La première vous est bien connue. U est la tension (ici la valeur
efficace de la tension sinusoïdale) exprimée en volts, I l'intensité
(ici la valeur efficace de l'intensité sinusoïdale) exprimée
en ampères, R est la résistance du montage, exprimée
en ohms (symbole W). En chimie, c'est la deuxième
qui est préférée. G est la conductance du montage,
exprimée en W-1 ou siemens
(symbole S). Donc 1 S = 1 W-1.
La raison en est la suivante : Lorsque plusieurs conducteurs ohmiques
de résistances R1, R2, R3... sont
associés en parallèle, la loi donnant la valeur de la résistance
équivalente est 1/R = 1/R1 + 1/R2 + 1/R3
+...
La loi donnant la conductance équivalente est G = G1
+ G2+ G3
Or l'association de plusieurs types de porteurs de charges dans une
solution ionique peut être assimilée à un montage en
parallèle.
Notez bien que plus la résistance diminue, plus le courant passe 'facilement', donc plus l'intensité croît et plus la conductance croît.
La conductance du montage, électrodes plongées dans une solution ionique, est proportionnelle à la surface S de chaque électrode, inversement proportionnelle à la distance l entre les électrodes, et dépend de la nature de la solution ionique de sa concentration et de la température. Nous pouvons donc écrire :
La conductivité s est proportionnelle
à la concentration c de la solution, pour des concentrations
inférieures à 10-2 mol L-1. Nous pouvons
donc écrire s = L
c. De plus, la conductivité est la somme des contributions à
la conductivité des différentes espèces ioniques présentes.
Nous pouvons donc écrire :
| ion | H3O+ | HO- | Li+ | Na+ | K+ | NH4+ | Ag+ |
| l en 10-3
S.m2.mol-1 |
35,0 | 19,9 | 3,86 | 5,01 | 7,35 | 7,34 | 6,19 |
| ion | Ca2+ | Ba2+ | Zn2+ | Fe2+ | Al3+ | Fe3+ | F- |
| l en 10-3
S.m2.mol-1 |
11,9 | 12,7 | 10,56 | 10,7 | 18,9 | 20,4 | 5,54 |
| ion | Cl- | Br- | I- | NO3- | MnO4- | HCO3- | CO32- |
| l en 10-3
S.m2.mol-1 |
7,63 | 7,81 | 7,70 | 7,14 | 6,10 | 4,45 | 13,9 |
| ion | CH3CO2- | SO42- | PO43- | Mg2+ | Mn2+ | Co2+ | Ni2+ |
| l en 10-3
S.m2.mol-1 |
4,09 | 16,0 | 27,8 | 10,6 | 10,7 | 11,0 | 9,92 |
| ion | Cu2+ | Cr3+ | H2PO4- | S2O32- | CrO42- | HPO42- | C2O42- |
| l en 10-3
S.m2.mol-1 |
10,7 | 20,1 | 3,3 | 17,0 | 17,0 | 6,6 | 14,8 |
| ion | Cs+ | Rb+ | C6H5CO2- | S2O32- | CrO42- | HPO42- | C2O42- |
| l en 10-3
S.m2.mol-1 |
7,73 | 7,78 | 3,23 | 17,0 | 17,0 | 6,6 | 14,8 |
Calculons la conductivité à 25 °C, d'une solution
de chlorure de potassium de concentration 10-2 mol L-1.
Cette solution ne contient pas du chlorure de potassium (contrairement
à ce qui est marqué dessus par facilité), mais des
ions chlorure et des ions potassium à la concentration [Cl-]
et [K+]de 10-2 mol L-1 chacun. Cette concentration
est dans le système international d'unités de 10-2
x 103 mol . m-3 .
// Attention à ce risque d'erreur.
Donc s = 10-2 (7,63 + 7,35) x
10-3 x 103 = 0,1498 S m-1.
Et G = 0,1498 : 100 = 1,50 10-3 S ou encore 1,50 mS
(millisiemens) ou 1500 mS (microsiemens) à
25 °C.
Page 71, exercices 10 (influence de la surface de l'électrode
sur la conductance), 12 (utilisation d'une courbe d'étalonnage),
19 (trouver la conductance d'une solution, connaissant celle de 2 autres),
27 (constante de cellule, précipitation, tableau d'avancement).
// Notes pour le professeur :
Mes essais avec un générateur de tension
alternative ont échoué. J'ai donc repris un travail pratique
de mon collègue Laurent Lhomme, simplement en diminuant de 6 à
2,5 V la tension continue constante appliquée. Cela permet de diminuer
les intensités, qui passent au-dessous de 200 mA. L'emploi d'alimentations
électroniques Jeulin -15 V +15 V devient ainsi possible, ce qui
élimine les risques de destruction des ampèremétres
en cas de court-circuit, puisque ces alimentations sont pourvues d'un disjoncteur
électronique qui limite l'intensité de sortie aux environs
de 200 mA. Inutile donc de vérifier les montages des élèves
qui sont responsabilisés (inutile de leur parler de la protection).
Les résultats obtenus sont convaincants, bien que les électrodes
ne soient pas isolées sur leur face arrière. Les lignes de
courant sont donc complexes, mais toujours les mêmes d'une mesure
à l'autre.
Au bureau
Sel de mer,
réserve d'eau distillée,
1 conductimètre de laboratoire,
électrodes de démonstration,
1 bécher de 250 mL.
Pour 9 groupes d'élèves
Balance,
carré de papier filtre,
spatule,
1 fiole jaugée de 250 mL, avec son bouchon,
1 éprouvette graduée de 50 ou 100 mL,
1 bécher de 250 mL,
1 bécher de 100 mL,
alimentation Jeulin -15 V, +15 V,
fils,
2 multimètres, dont 1 sensible sur ses calibres de mesure d'intensité,
2 pinces crocodile,
2 électrodes en cuivre avec leur plaque de maintien en bois.
Citez quelques indicateurs colorés.
Exemple : l'hélianthine est rouge en milieu acide et jaune en
milieu basique.
Interprétation : Lorsque la solution est acide, l'hélianthine
est présente sous la forme (acide) HIn, rouge ; lorsque la solution
est basique, elle est sous la forme basique In-, jaune. HIn
est une notation simplifiée et non une formule chimique.
Dans de l'eau distillée, l'hélianthine est sous sa forme basique jaune. Lors de l'ajout d'une solution aqueuse d'acide chlorhydrique, elle vire au rouge, c'est sa forme acide qui est présente. Le proton de HIn provient des ions oxonium H3O+ présents dans l'acide chlorhydrique. L'équation de cette transformation chimique peut s'écrire :
| Une réaction qui met en jeu un transfert de protons H+ est appelée réaction acido-basique. |
| Une espèce chimique susceptible de céder un proton H+ est un acide au sens de Brönsted. |
Chlorure d'hydrogène, ou acide chlorhydrique, HCl (gaz soluble
dans l'eau).
Acide nitrique HNO3 et acide sulfurique H2SO4.
L'ion oxonium H3O+.
| Une espèce chimique susceptible de capter un proton H+ est une base au sens de Brönsted. |
L'hydroxyde de sodium (ou soude au laboratoire de chimie) se dissout
dans l'eau selon l'équation :
| NaOH (s) | eau
--> |
Na+ (aq) | + | HO- (aq) |
Nous avons vu l'écriture formelle qui exprime le caractère
basique d'une espèce chimique :
A- + H+ -> HA. De même pour son caractère
acide : HA -> A- + H+.
| Les deux espèces HA et A- sont dites conjuguées
et forment un couple acide / base noté HA / A-.
Ce couple est défini par la demi-équation acido-basique HA = A- + H+. |
| L'eau appartient à deux couples acide / base. Elle est la base du couple H30+ / H20, et l'acide du couple H2O / HO-. L'eau est un ampholyte ou une espèce amphotère. |
Vous devrez connaître ces quelques couples acide / base et
y reconnaître l'acide et la base:
- H30+ / H20
- H2O / HO-(aq)
-NH4+ (aq) / NH3 (aq)
-CH3CO2H (aq) / CH3CO2-(aq)
| Une réaction acido-basique consiste en un transfert de protons H+ entre l'acide d'un couple acido-basique 1 et la base d'un couple 2. |
Page 91, exercices 9, 12, 14, 16, 19, 21 (difficile), 23.
Pour 9 groupes d'élèves
Bécher de 100 mL.
Boîtes à produits, HCl, B.B.T.
Tubes à essai.
Pissette d'eau distillée.
Erlenmeyer.
Bouchon pour Erlenmeyer, plus tube à dégagement coudé.
Balance électronique.
Carré de papier filtre.
Allumettes.
Le B.B.T. est jaune en milieu acide, bleu en milieu basique. Quelle
est sa teinte sensible ?
Ajoutez en quelques gouttes à 2 mL d'eau distillée, dans
un tube à essai. Ajoutez ensuite quelques gouttes de solution de
soude à 10-3 mol . L-1. Ajoutez enfin 1 mL
d'acide chlorhydrique prélevé dans un flacon de la boîte
à produits. Notez vos observations, proposez des explications et
écrivez les équations chimiques des transformations observées.
Pour la première explication, vous aurez besoin des indications
fournies au paragraphe 2.
Dans le bécher contenant de la soude de concentration 10-3
mol . L-1, ajoutez quelques gouttes de B.B.T. Agitez. Avec ce
mélange, remplissez à moitié un tube à essai.
Pesez 3 g d'hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3,
appelé aussi bicarbonate de soude. Refermez le papier filtre autour
du bicarbonate et mettez-le dans un erlenmeyer. Ajoutez 25 mL de solution
d'acide chlorhydrique à 1 mol . L-1. Quelles précautions
devez-vous prendre ? Placez aussitôt le tube à dégagement
et faites barboter le gaz formé dans le tube à essai contenant
la soude. Notez vos observations, proposez des explications et écrivez
les équations chimiques des transformations observées.
Dans un tube à essai, introduisez 2 mL de solution de chlorure
d'ammonium à 1 mol . L-1 et 2 mL de solution de soude
à 1 mol . L-1. Quelles précautions devez-vous
prendre ? Chauffez prudemment, observez, écrivez l'équation
chimique de cette transformation.
L'acide chlorhydrique attaque le zinc (ou le chrome des robinets),
selon l'équation
2 H+ + Zn -> H2 + Zn2+.
Il se produit un dégagement de gaz dihydrogène et le
zinc métal passe en solution, sous forme d'ions zinc (II).
Il y a transfert d'électrons. C'est
Ne confondez-pas cette réaction d'oxydo-réduction, avec
une réaction acido-basique, telle
H+ + HO- -> H2O. Ici, il y a transfert
de proton.
Comparez
2 H3O+ + Zn -> H2 + Zn2+
+ 2 H2O, réaction d'oxydoréduction et
2 CH3COOH + CaCO3 -> 2 CH3COO-
+ CO2 + H2O + Ca2+, réaction acido-basique.
| Une réaction d'oxydoréduction consiste en un transfert d'électrons entre réactifs |
| Un oxydant est une espèce chimique susceptible de capter un (ou plusieurs) électron. Lorsqu'un oxydant capte un électron,il est réduit (c'est à dire qu'il devient le réducteur du couple oxydant / réducteur). |
| Un réducteur est une espèce chimique susceptible de céder un (ou plusieurs) électron. Lorsqu'un réducteur cède un électron, il s'oxyde. |
Exemple :
Le couple oxydant / réducteur Cu2+ / Cu est défini
par la demi-équation d'oxydoréduction :
Cu2+ + 2 e- = Cu.
| Une réaction d'oxydoréduction consiste en un transfert d'électrons entre le réducteur d'un couple 1 et l'oxydant d'un couple 2. |
Pour retrouver l'équation d'une réaction d'oxydoréduction , il faut réaliser une combinaison des 2 demi-équations de manière à faire disparaître les électrons du bilan.
Les métaux, situés dans la partie gauche ou centrale
de la classification périodique, ont tendance à céder
leurs électrons périphériques ; ce sont des réducteurs.
Les non métaux, situés à droite de la classification
(hors gaz nobles), ont des propriétés opposées.
Flacon d'acide chlorhydrique assez concentré, à environ
1 mol . L-1, pour les élèves.
Flacon d'acide chlorhydrique concentré, pour le professeur.
Lunettes de sécurité.
Paille de fer.
Solution de chlorure de fer (III).
Solution de sulfate de fer (II), sel de Mohr.
4 petits béchers.
Pour 9 groupes d'élèves
Boîtes à produits, sulfate de cuivre, soude
Plaque de cuivre étroite, pour pouvoir entrer dans un tube à
essai.
Tubes à essai
1 bouchon pour tube à essai et tube droit à dégagement
allumettes
Dans un tube à essai, versez une solution de sulfate de cuivre
(II) et placez un morceau de paille de fer. Bouchez et agitez assez longtemps.
Notez vos observations. Récupérez la solution et ajoutez-y
de la soude. Interprétez.
Faites de même avec un morceau de cuivre métal et une
solution de sulfate de fer (II). Concluez.
Ecrivez les demi-équations et l'équation d'oxydoréduction
mise en jeu.
Vous voulez reproduire les expériences précédentes,
mais cette fois avec les éléments fer et hydrogène.
Des deux manipulations possibles, choisissez la plus facile. Observez,
mettez en évidence les produits formés.
Ecrivez les demi-équations et l'équation d'oxydoréduction
mise en jeu.
Le dihydrogène est plus réducteur que le métal
cuivre. Proposez une réaction entre ces deux éléments
qui mette cette propriété en évidence. Par mesure
de sécurité, elle ne sera pas effectuée. Notez pourquoi.
Un réactif A sert à doser directement un réactif
B. Par différentes techniques, nous déterminons quand les
deux réactifs sont dans les proportions stoechiométriques.
Etudions la réaction qui se produit lorsqu'on verse un volume
croissant, VA mL d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration
connue avec précision, cA = 10-2 mol . L-1,
dans VB = 10 mL d'une solution de soude de concentration inconnue.
| Quantité de matière
en mol |
H3O+ | + HO- | --> | 2 H2O | Réactif limitant |
| Etat initial, H3O+ limitant | 0 | ninitial(soude) = VB . cB | grand excès, solvant | H3O+ | |
| Etat intermédiaire, avant l'équivalence, H3O+ limitant | apporté : x = VA . cA
reste 0 |
ninitial(soude) - x | solvant | H3O+ | |
| A l'équivalence | apporté : xéqu = VAéqu .
cA= VB . cB
reste 0 |
ninitial(soude) - xéqu
reste 0 |
solvant | XX | |
| Etat final, après l'équivalence, HO- limitant | reste VA . cA - VAéqu . cA | reste 0 | solvant | HO- |
| L' Equivalence correspond aux proportions stoechiométriques des réactifs. A l'équivalence, il y a changement de réactif limitant. |
Calculs : La relation nA = nB à l'équivalence, soit VAéqu . cA= VB . cB permet de trouver la concentration cB inconnue de la solution de soude.
Voici les résultats obtenus par les différents groupes,
pour la concentration de la solution de soude. Tous les groupes ont employé
les mêmes solution d'acide et de soude. Les solutions ont été
soigneusement homogénéisées. La soude a été
rebouchée le plus vite possible.
Les causes d'erreur sont multiples. Citez-les.
Certaines expliquent la dispersion des résultats obtenus par
des groupes différents.
La moyenne de tous les résultats obtenus permet de mieux estimer
la valeur de la concentration de soude.
La moyenne est de : cBmoyenne = mol . L-1.
L'écart-type exprime la dispersion de cette série de
mesures s = mol . L-1.
Si les résultats obtenus sont indépendants, il y a environ
95 chances sur 100 pour que la concentration cherchée appartienne
à l'intervalle :
[cBmoyenne - 2 s, cBmoyenne
+2 s].
Sauf si la concentration de l'acide employé pour le dosage est
fausse !
Pages 131 et suivantes, exercices 9 (réactions acido-basiques
et d'oxydoréduction), 14 (facile, acide base), 16 (facile, acide
base), 17 (facile, thiosulfate), 24 (encadrement, précision d'un
dosage).
Pour 9 groupes d'élèves
Burette graduée et support.
2 béchers, dont 1 de 250 mL, et un verre.
1 conductimètre, sa sonde et son alimentation.
1 éprouvette graduée.
Pissette d'eau distillée.
Agitateur magnétique.
Remplissez la burette d'acide chlorhydrique, de concentration connue
avec précision, 10-2 mol . L-1. Comment procédez-vous
?
Versez dans le grand bécher 10 mL, mesurés avec précision,
de soude, de concentration supposée inconnue. Comment procédez-vous
?
Diluez la soude en y ajoutant 200 mL d'eau distillée, avec une
précision moyenne. Comment procédez-vous ?
Versez l'acide, mL par mL, en mesurant la conductance de la solution.
Repérez le volume d'acide pour lequel un phénomène
particulier se produit.
Continuez à verser de l'acide, jusqu'au double de cette valeur
particulière.
Tracez le graphe conductance = fonction du volume d'acide versé.
Retrouvez le volume particulier, avec précision.
Calculez la concentration initiale de la soude.
Expliquez le brusque changement de pente de la courbe conductance =
fonction du volume d'acide versé.
Questions complémentaires :
L'étalonnage du conductimètre, avec une solution étalon
de chlorure de potassium, revient à multiplier le résultat
de la mesure par une constante proche de 1, pour obtenir la conductance.
Nous n'avons pas procédé à cet étalonnage,
pour gagner du temps. Cela change-t-il la forme de la courbe obtenue, la
concentration calculée pour la soude, les explications concernant
le changement de pente ?
Proposez une méthode permettant de vérifier que la constante
K indiquée sur chaque cellule est bien L / S et non pas l'inverse.
Exprimez la constante K de votre cellule en unités internationales.