Université Larbi Ben M’Hidi d’Oum El Bouaghi

Faculté des Sciences Exactes et Sciences de la Nature et de la vie

Département des Sciences de la Matière.

Dosage volumétrique - Thermodynamique (Calorimétrie & cinétique)

TP CHIMIE-1 & TP CHIMIE-2

L’année universitaire 2018/2019

Préparée par : Dr. HANENE ZATER

Université Larbi Ben M’Hidi d’Oum El Bouaghi

Faculté des Sciences Exactes et Sciences de la Nature et de la vie

Département des Sciences de la Matière.

L’année universitaire ……/………..

Préparée par : Dr. HANENE ZATER

Présenté (e) par :

Nom :………………………………………………..

Prénom :……………………………… ……………

G/Sg :……………………………………………….

Mat. :…………………………………………….

Dirigé (e) par :

……………………………………….

Note & observation

/20

………………………………………

COMPTE RENDU N° :………….

Titre du TP……………………………………………………………………..

……………………………………………………………………………………

PLAN DU TP

1ère

LMD––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TABLES DES MATIERES DE POPLYCOPIER

Page de Garde (modèle proposé)

Liste des abréviations & acronymes ............................................................... i

Liste des tableaux ............................................................................................ i

Liste des figures .............................................................................................. ii

AVANT PROPOS ........................................................................................... 1

Instructions pour la rédaction du compte rendu de TP ................................... 1

I-Quelques recommandations en guise d'introduction .................................... 2

I-1-Consignes de sécurité ................................................................................ 2

I-2- Produits dangereux & produits toxiques .................................................. 2

I-3- Les premiers soins aux victimes d’accident ............................................. 5

I-3-1 : En cas de projection cutanée ............................................................ 5

I-2-3 : En cas de projection oculaire ............................................................ 5

I-4- Nettoyage ................................................................................................. 5

I-5- Matériel & verrerie ................................................................................... 6

I-6- Mode d’emploi de certains ustensiles ...................................................... 6

I-7-Notions de base ......................................................................................... 8

I-8 : Incertitudes et représentation des résultats .............................................. 11

TP I : Préparation d'une solution d'acide faible, l’acide oxalique ................... 13

TP II : Le dosage acido-basique (cas d’un acide fort par une base forte) ....... 14

TP III : La dureté totale d’une eau .................................................................. 15

TP IV : Dosage (Titrage) d’oxydo-réduction .................................................. 18

TPV : Détermination de la masse moléculaire ................................................ 21

Bibliographie ................................................................................................... 22

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 1

i–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Liste des abréviations & acronymes

atm Atmosphère Les unités couramment utilisées

Cste constant °C degrés Celsius

ΔH la variation d’enthalpie cm centimètre

éqg équivalents grammes cm3

centimètre cube

FeSO4 sulfate ferreux d densité

COOH-COOH acide oxalique Δ la variation

E.D.T.A acide éthylène diamine tétracétique g gramme

HCl acide chlorhydrique j joule

H2SO4 acide sulfurique °K kelvin

KMnO4 Permanganate de Potassium L longueur

m masse M mol/L

M masse molaire min minute

N Normalité mg milligramme

N/m² Newton par mètre carré (pascal) mmHg millimètre de mercure

NH4OH, NH4Cl Tampon ammoniacal ml millilitre

T température mbar millibar

T Titre massique % Pourcentage

TA Titre pondéral (Molarité) Σ la somme

V volume ρ Masse volumique

R constante des gaz parfaits X La fraction molaire

Liste des tableaux

Liste des tableaux N° de page

Tableau I-1 : Produits dangereux & produits toxiques 4

Tableau I-2: les incertitudes et les erreurs relatives des fonctions les plus

courantes.

12

Tableau II-1 : Tableau des mesures et calculs 11

Tableau III-1 : la classification des eaux 15

Tableau IV-1 : Tableau des mesures 20

Tableau V-1 : les valeurs de la constante des gaz parfaits R en fonction de la

pression et le volume.

22

Tableau V-2 : les résultats de l’expérience pour trois essais de mesure 25

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 1

ii–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Liste des figures

Liste des figures N° de page

Figure I-1 : Quelque Règles de Sécurité lors des Travaux Pratiques au

laboratoire de chimie.

3

Figure I-2 : Pictogrammes (symboles) de danger chimiques. 3

Figure I-3 : Matériel & verrerie. 6

Figure I-4: La pipette. 6

Figure I-5 : Mode d’emploi de la pipette. 7

Figure I-6 : Le bon geste de la lecture correcte. 8

Figure I-7 : Schéma explicatif sur la méthode directe (par pesée) « voir TPI » 10

Figure I-8 : Schéma explicatif sur la méthode indirecte (par dilution)

« voir TPII ».

10

Figure II-1 : Schémas descriptif. 13

Figure II-1 : dispositif expérimental pour dosage volumétrique. 14

Figure III-2 : la classification des eaux. 15

Figure III-3 : formule développée de l’EDTA. 16

Figure III-4 : Montage expérimental pour dosage. 17

Figure IV : dispositif expérimental. 20

Figure V-1: L’appareil de Mayer. 23

Graphe V-1 : La pression de saturation d’eau en fonction de la température

« p = f(T) ».

24

Figure V-3 : méthode de Kipp. 25

Figure V-4: L’appareil de Kipp. 25

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

1–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

AVANT PROPOS

Instructions pour la rédaction du compte rendu de TP

Pour les travaux pratiques en chimie, un fascicule de TP est distribué aux étudiants dans

lequel sont détaillés précisément les protocoles expérimentaux à suivre. Un compte rendu de

TP est demandé aux étudiants dans le but d'évaluer le taux de compréhension et d'analyse de

l'étudiant. Les enseignants attendent des étudiants qu'il montrent par le biais de leur compte

rendu qu'ils aient non seulement fait preuve de rigueur de travail au cours du TP par la qualité

des résultats obtenus mais aussi qu'ils aient un bon sens de l'analyse et de l'interprétation de

leurs résultats. Le but n'est donc pas de recopier ce qui écrit dans le fascicule de TP!! Voici

quelques pistes à suivre pour rédiger un compte rendu efficace.

Un compte rendu de TP doit, en général, être composé de V parties distinctes :

I- Page de Garde (voir le modèle proposé)

II- Introduction

Présenter rapidement (environ 10 lignes) le principe et le but du TP en donnant le concept

chimique abordé.

III -Résultats

Présenter les graphes (avec titre, échelle choisie, unités et nom des axes), les tableaux (avec

titre), les calculs des grandeurs demandées (avec unités) avec leurs incertitudes associées.

Présenter aussi les protocoles qui ne figurent pas dans le fascicule (dilution,…).

IV -Analyse des résultats & discussion

Interpréter les courbes et les tableaux. Commenter les résultats à l’aide d’une approche

théorique.

V- Conclusion

Résumer succinctement les résultats et les commentaires obtenus en III et IV, en faisant

ressortir les résultats essentiels.

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

2–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

I-Quelques recommandations en guise d'introduction

I-1 : Consignes de sécurité

Pour chaque manipulation, les étudiants disposent de tout le matériel et tous les

réactifs en quantité suffisante pour la réaliser. En conséquence, il est inutile et donc

défendu d'emprunter du matériel à une autre manipulation.

Les manipulations de chimie ne présentent aucun risque grave si les étudiants

suivent les principes élémentaires de sécurité et les conseils de l'enseignant. D'une

manière générale, il est indispensable de suivre les consignes suivantes :

1. Par mesure d'hygiène, il est interdit de manger dans le laboratoire.

2. Le port de la blouse 100% coton est obligatoire. La blouse doit être de longueur

raisonnable et à manches longues, les cheveux longs doivent être attachés.

3. Dans les laboratoires, Il est strictement interdit de : fumer, manger, boire.

4. Les étudiants doivent toujours manipuler debout. Aucun objet ne doit encombrer les

paillasses.

5. Les tabourets ou les chaises doivent être rangés sous les paillasses afin de ne pas

encombrer les allées.

6. Toute manipulation de produits chimiques présentant un risque doit être réalisée

sous une hotte ventilée, avec vitres protectrices.

7. Le pipetage à la bouche est interdit. Utiliser les propipettes.

8. IL est interdit de regarder de près les récipients contenant des liquides en ébullition.

9. Ne pas respirer le contenu d’un récipient pour l’identifier à son odeur. Reboucher

tout flacon immédiatement après usage.

10. Ne jamais prendre de produits solides avec les doigts, utiliser une spatule.

11. Utiliser des verreries résistantes aux hautes températures (verrerie Pyrex) lorsqu'il

faut chauffer.

12. Éviter de faire subir des chocs thermiques à la verrerie (ne pas refroidir

brutalement un récipient chaud).

13. Les paillasses doivent être nettoyées au cours de la séance et laissées parfaitement

propres et sèches en fin de séance.

14. Lorsque vous transvasez un produit dans un contenant différent du flacon de

départ, inscrivez sur ce contenant le nom du produit.

15. Il est strictement interdit de remettre dans le flacon d’origine un produit que vous

auriez prélevé en excès.

16. Il est impératif de se laver soigneusement les mains après manipulation.

17. Il est recommandé de ne jamais jeter dans les éviers de laboratoires, les produits à

risque : Verser les solutions dans les flacons de récupération prévus à cet effet.

18. Les vêtements, cartables et sacs doivent être rangés.

19. Ne laisser pas de substance inflammable près d’une source de chaleur.

20. Bien refermer les flacons de produits chimiques : visser correctement les bouchons

(Figure I-1).

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

3–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Figure I-1 : Quelque Règles de Sécurité lors des Travaux Pratiques au laboratoire de chimie.

I-2 : Produits dangereux & produits toxiques

La grande majorité des substances, même celles "naturelles", peuvent être dangereuses

suivant l'usage que l'on en fait. Dans un laboratoire, les risques qu'une substance peut

engendrer sont signalés sur l'emballage du produit par un pictogramme de risque.

La subdivision des produits chimiques en 5 classes de toxicité (de la plus forte, classe

1, à la plus faible, classe 5) n'est plus en vigueur.

Les autres dangers que peut présenter une substance suivant qu'elle est explosible (E),

inflammable (I), ou comburante (O) sont aussi représentés par des pictogrammes de

risques (Tableau I-1 ; Figure I -2).

Figure I-2 : Pictogrammes (symboles) de danger chimiques

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

4–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Tableau I-1 : Produits dangereux & produits toxiques

I-3 : Les premiers soins aux victimes d’accident

I-3-1 : En cas de projection cutanée

Rincer la peau longuement et abondamment à l'eau claire jusqu'à ce que le produit soit

éliminé.

Attention, ne pas chercher à neutraliser les produits acides ou basiques.

I-3-2 : En cas de projection oculaire

Rincer immédiatement et abondamment à l'eau froide.

Consulter systématiquement un ophtalmologue.

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

5–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

I-4 : Nettoyage

Le nettoyage de toute verrerie se fait aussitôt après son utilisation à l'eau ou à l'eau

distillée si nécessaire pour l'utilisation suivante.

Les produits chimiques contenus dans les flacons doivent rester purs. Par conséquent,

ne jamais remettre dans un flacon le produit resté inutilisé.

Faire couler l'eau dans l'évier chaque fois que vous videz des produits chimiques. Il est

indispensable de tout diluer.

Une salle de T.P. doit demeurer propre : les déchets divers (papier, verre cassé ...etc.)

seront déposés dans les poubelles et non dans les éviers.

Avant de quitter la salle chaque étudiant s'efforcera de laisser l'emplacement où il a

manipulé dans l'état où il était quand il est arrivé. Pour ce faire, il remettra en place le

matériel nettoyé et passera l'éponge sur la paillasse.

NB : Penser à utiliser le matériel adapté à la manipulation !

I-5 : Matériel & verrerie

Tous les laboratoires de chimie partagent principalement en commun les équipements de

laboratoire, la verrerie et les appareils de caractérisation. Une hotte de laboratoire est

indispensable où des produits chimiques toxiques et dangereux peuvent être manipulés sans

risque, un évier pour se laver les mains et la verrerie, il y a habituellement un magasin où les

produits chimiques secs et humides sont stockés d'où on distribue la verrerie, le petit matériel

et les équipements de protection. L'équipement de laboratoire désigne les divers outils et

ustensiles utilisés par les scientifiques qui travaillent en laboratoire. Cela comprend :

Des appareils comme l’agitateur, les spectrophotomètres et les calorimètres…etc. ;

Une verrerie d’usage général comme le bécher, les tubes à essai, et l’erlenmeyer ;

Une verrerie volumétrique comme les pipettes (graduée, jaugée) et la burette ;

Accessoires comme la pissette, l’entonnoir, le papier filtre…etc.

L'équipement du laboratoire est en général utilisé, soit pour réaliser une manipulation, ou

expérience, soit pour effectuer des mesures et rassembler des données. Il faut adapter le

volume de la verrerie utilisée à la manipulation:

- Fiole ou pipette jaugée pour une mesure très précise.

- Eprouvette ou pipette graduée pour une mesure précise.

- Bécher, erlenmeyer…pour une mesure peu précise. (Figure I-3).

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

6–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Figure I-3 : Matériel & verrerie

I-6 : Mode d’emploi de certains ustensiles

I-6-1 : La pipette

Le pipetage à la bouche est strictement interdite en raison du risque d'avaler un solvant

toxique ou corrosif. On utilise donc une propipette qui se place à l'extrémité de la pipette. Afin de créer l'aspiration qui va permettre de prélever le liquide :

Figure I-4: La pipette

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

7–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Presser la poire en pressant sur la valve "A".

Enfoncer légèrement l'embout de la pipette dans la propipette dans l'orifice prévu à cet

effet (noté 1 sur le schéma).

Immerger la pipette dans la solution et aspirer le liquide en appuyant sur la valve "S".

Vider le liquide dans le bécher en appuyant sur la vanne "E". Afin que le liquide ne se

déverse pas trop rapidement, faire un angle de 45° entre le bécher et la pipette en

plaçant la pointe de celle-ci contre la paroi du bécher tout en la gardant bien verticale.

La lecture : au trait doit s'effectuer à hauteur des yeux.

Figure I-5 : Mode d’emploi de la pipette

Nettoyage : il faut veiller à ne pas introduire de liquide à l'intérieur de la poire. Si par

accident, du liquide rentre à l'intérieur, bien rincer avec de l'eau et sécher au mieux avec du

papier absorbant.

Précision des pipettes jaugées : La précision de la pipette est un critère important d'achat et

d'utilisation. Pour les dosages, seules les "jaugées" peuvent être utilisées, les pipettes graduées

n'étant pas assez précises.

I-6-2 : La burette

Une burette est un tube en verre gradué et étalonné muni d'un robinet servant à verser

lentement le réactif lors d'un dosage. Elle existe sous plusieurs formats : 25 mL et 50 mL étant

les plus courants. Les graduations sont en général précises à 0,05 mL mais peuvent également

être de 0,1 mL.

Mode d'emploi :

- Verser une petite quantité de réactif dans la burette afin de la rincer.

- Après rinçage, la remplir entièrement et ouvrir le robinet pour éliminer les éventuelles

bulles d'air coincées au niveau du robinet.

- La remplir à nouveau et faire le zéro en vidant lentement le surplus de solution titrante.

- Lors du dosage, verser des volumes par palier de 1 mL en resserrant les volumes au niveau

du point équivalent jusqu'à faire un goutte à goutte pour avoir une précision suffisante.

- Après dosage, vider entièrement la burette et rincer avec de l'eau distillée. Lorsque la burette

reste inutilisée, la remplir d'eau distillée.

Lecture : On effectue la lecture de volume au bas du ménisque en maintenant l'œil face à la

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

8–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

graduation pour éviter l'erreur de parallaxe (voir A & C). Le bas du ménisque doit coïncider

avec la graduation. L'œil est face à la graduation pendant la lecture (voir B).

Figure I-6 : Le bon geste de la lecture correcte.

Maintenance : le robinet peut être en verre ou en Téflon. Pour celle ayant un robinet en verre,

il est conseillé de graisser celui-ci avec une graisse silicone (utilisée pour les rodages par

exemple) de temps en temps afin d'éliminer tout risque de grippage.

I-7 : Notions de base

I-7-1. Solvant : Un solvant est un liquide qui a la propriété de dissoudre et de diluer d’autres

substances sans les modifier chimiquement et sans lui-même se modifier. Ils permettent de

dissoudre les réactifs et d’amener les réactifs en contact, sans réagir chimiquement avec eux

(on dit qu’ils sont inertes).

Pour les solutions liquides, si l’une des espèces est largement majoritaire (au moins un facteur

100), on l’appelle solvant. C’est le cas de l’eau pour les solutions aqueuses.

I-7-2. Soluté : Substance dissoute dans un solvant.

I-7-3. Réactif : Lors d’une réaction chimique, un réactif est une espèce chimique présente

dans le système réactionnel qui tend à diminuer au cours du temps : les réactifs sont

consommés. Les atomes se réarrangent pour former de nouvelles molécules : les produits de

cette réaction.

I-7-4. Masse moléculaire : La masse moléculaire est le rapport entre la masse d’une molécule

et l’unité de masse des atomes (uma, équivalente à 1/12 de la masse d’un atome de carbone

(12). La masse molaire est équivalente à autant de g qu’il y a d’unités dans la masse

moléculaire.

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

9–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

I-7-5. Masse molaire : La masse molaire est la masse d’une mole d’un composé chimique

exprimée en grammes par mole (g.mol-1

ou g/mol).

n = m / M n : nombre de moles (mol) m : masse (g) M : masse molaire (g/mol)

I-7-6. Masse volumique : Pour toute substance homogène, le rapport de la

masse m correspondant à un volume V de cette substance: c'est une caractéristique du

matériau appelée masse volumique:

ρ = m/V [g/mL ; g/cm3] m : masse (g) V : volume (mL)

I-7-7. Densité : La densité est un nombre sans dimension, égal au rapport d'une masse d'une

substance homogène à la masse du même volume d'eau pure à la température de 3,98 °C. Par

définition, la densité de l'eau pure à 3,98 °C est égale à 1. La définition de la densité permet sa

mesure en laboratoire. Elle peut aussi se calculer en divisant la masse volumique de la

substance par 1000 kg/m3, masse volumique de l'eau pure à 3,98 °C : d = ρ/1000

d = ρsolution / ρeau, ρeau =1g/cm3 [sans unitée]

I-7-8. pH : En chimie, le pH mesure l'activité de protons (H+) solvates. Le pH mesure l'acidité

ou la basicité d'une solution. On dit solution acide pH< 7, et une solution basique pH>7.

I-7-9. Indicateur coloré : pour déceler le point d’équivalence dans un titrage, on emploie les

indicateurs colorés dont les couleurs varient en fonction du pH de la solution. Exp : la

phénolphtaléine est incolore en milieu acide mais de couleur rose.

I-7-10. Dissolution : Mise en solution.

I-7-11. Dilution : Adjonction de solvant à une solution pour en diminuer la concentration

I-7-12. Une solution : est un mélange liquide homogène (une seule phase) dans lequel un des

constituants (le solvant) est en large excès par rapport aux autres constituants du mélange (les

solutés).Dans une solution, les solutés (sous forme solide, liquide ou gaz) sont usuellement

présents en faible quantité, contrairement au solvant qui est l’espèce très largement

majoritaire. Solution aqueuse =Soluté (s) +Solvant.

I-7-13. Différentes expressions de la concentration

On appel la concentration de la solution la quantité de soluté contenue dans l’unité de volume

ou de masse de la solution. Soit un composé X présent dans une solution, on peut définir la

composition de la solution en X en utilisant :

I-7-14. La concentration massique (Titre massique T [g.L-1

]) : C’est le rapport de la masse

(m) de de soluté que l'on a dissous pour obtenir un litre de solution.

C [g.L-1

] ; [Kg.L-1

] ; [Kg.m-3

] = m (g) / v (L)

I-7-15. La concentration molaire (Molarité, (titre pondéral TA) C [mol.L-1

]) : C’est la

quantité de matière (= nombre de moles) de soluté que l'on a dissous pour obtenir un litre de

solution. C [mol.L-1

] = n (mol) / v(L)

I-7-16. La concentration normale (Normalité N [éqg.L-1

]) : C’est le nombre d‘équivalents

grammes de soluté par litre de solution (V). L’équivalent-gramme est la quantité de substance

comprenant une mole des particules considérées (H+, OH

-, e

- etc.) D’une manière

générale pour trouver l’équivalent-gramme des composés chimiques différents tels que des

acides, bases et sels selon la formule suivante:

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

10–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Deux méthodes principales pour préparer une solution de concentration molaire donnée :

I-7-17. Méthode directe (par pesée) : on mesure précisément la masse de soluté pur au

moyen d’une balance, la quantité mesurée est transférée dans une fiole jaugée à laquelle on

ajoute le solvant jusque de trait jaugée. m = CMV (Figure I-7).

Figure I-7 : schéma explicatif sur la méthode directe (par pesée) « voir TPI »

I-7-18. Méthode indirecte (par dilution) : pour préparer une solution diluée à partir d’une

solution étalons plus concentrée, il s’agit de prélever le volume nécessaire et de diluer dans

une fiole jaugée. Pour préparer une solution V2 de concentration N2 à partir d’une solution V1

de concentration N1. On utilise la relation N1V1 = N2V2. (Figure I-8).

Figure I-8 : schéma explicatif sur la méthode indirecte (par dilution) « voir TPII »

I-7-19. Le pourcentage en masse (Fraction massique % C [%]) : C’est le rapport de la

masse de composé X (msoluté) contenu dans un certain volume de solution divisée par la masse

de ce volume de solution (msolution). %C = 𝒎𝒊

𝒎𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍𝒆 𝒙𝟏𝟎𝟎 =

𝒎𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕é

𝒎𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒊𝒐𝒏 𝒙𝟏𝟎𝟎.

I-7-20. La molalité (ou concentration molale) Cm [mol.kg-1

]) : d’une solution, dont l’unité

est représentée par le symbole m, est le nombre de moles de soluté par kilogramme

de solvant. La molalité (m) ne peut être calculée à partir de la molarité (M) ou de la normalité

(N) à moins de connaître la densité de la solution. Cm = 𝒏

𝒎𝒔𝒐𝒍𝒗𝒂𝒏𝒕 .

I-7-21. La fraction molaire : C’est le rapport de la quantité de matière X (nsoluté) contenue

dans un certain volume de solution divisée par la somme des quantités de matière de tous les

constituants présents dans ce volume de solution (msolution). X= ni /∑ ni [ ].

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

11–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

I-8 : Incertitudes et représentation des résultats

Tout nombre a, résultant de la mesure d'une grandeur physique, n'est qu'une valeur

approchée de la valeur exacte ae de cette grandeur. L'écart entre la valeur approchée et la

valeur "exacte" est appelé erreur absolue ou incertitude de la mesure.

On distingue l'incertitude ∆a, qui s'exprime avec la même unité que la grandeur mesurée, et

l'erreur relative, quotient de la précédente par la valeur approchée a de la grandeur. L'erreur

relative est sans unité et s'exprime généralement en %. Elle permet de comparer la précision

de mesures portant sur des ordres de grandeurs différents ou, la précision de mesures

exprimées en unités différentes ou encore, la précision de mesures effectuées par plusieurs

expériences.

Un résultat s'écrit sous la forme : a ± ∆a

Cela signifie que la vraie valeur ae est telle que : a - ∆a ≤ ae ≤ a + ∆a

Erreur relative: 𝚫𝒂

𝐚

Les erreurs peuvent être classées principalement en deux groupes: directes et indirectes.

1. Erreurs directes

Ce sont celles résultant directement de la prise des mesures:

Exemples:

Erreur de parallaxe liée à l'angle de vue de la lecture

Erreur de zéro

Erreurs dues au calibre (ampèremètre, voltmètre, …)

∆I ou ∆V = 𝒄𝒍𝒂𝒔𝒔𝒆 𝒙 𝒄𝒂𝒍𝒊𝒃𝒓𝒆

𝟏𝟎𝟎 ; classe: qualité nominale prévue par le constructeur.

Pas de mesures dans le premier tiers du calibre!

Remarque: Souvent l'incertitude est à estimer par l'expérimentateur lui-même car elle peut

être supérieure à celles citées ci-dessus. En effet, il faut toujours surestimer une incertitude

que la sous-estimer

2. Erreurs indirectes

Elles concernent les grandeurs déduites soit graphiquement, soit à partir de relations

analytiques (R=V/I par exemple) dépendant de valeurs directes. Les erreurs sur ces grandeurs

sont alors déduites soit graphiquement soit à partir des valeurs directes, de leurs incertitudes

ainsi que de la relation qui existent entre elles.

Autrement dit, si une grandeur recherchée y se calcule à l'aide d'une relation dans

laquelle interviennent une ou plusieurs grandeurs mesurées séparément, et donc entachées

d'incertitudes, la recherche de l'incertitude sur y est un problème mathématique qui se résout

en calculant la variation ∆y résultant de variations sur la ou les grandeurs mesurées. Les

incertitudes sont en général suffisamment petites pour qu'il soit possible d'appliquer le calcul

différentiel au calcul des incertitudes. L'incertitude relative sur y se calcule, soit à partir de

l'incertitude absolue en divisant par y, soit en cherchant la différentielle du logarithme naturel

de y car: d (ln y) = dy

𝑦 .

Le tableau suivant (Tableau I-2) indique les incertitudes et les erreurs relatives des fonctions

les plus courantes.

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

12–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Tableau I-2: les incertitudes et les erreurs relatives des fonctions les plus courantes.

3. Ecriture d'un résultat, chiffres significatifs

Toute grandeur physique ne se détermine qu'avec une incertitude. Elle doit donc être

représentée qu'avec une précision limitée à cette incertitude. Seul le dernier (ou les deux

derniers) chiffre à droite de la valeur mesurée est entaché d'erreur.

Ainsi, si une mesure de longueur est donnée au centième de millimètre près (palmer):

a = 2,86± 0,01mm ou a = (2,86 ± 0,01) x10-3m

Il est insuffisant d'indiquer la mesure avec un nombre trop restreint de chiffres

significatifs:

car la précision obtenue nécessite l'indication du chiffre des centièmes de millimètre. Si la

mesure est de 2,80 mm, on écrit alors: a = 2,80± 0,01mm.

D'autre part, il ne sert à rien d'écrire des chiffres significatifs au-delà de ceux indiqués par

la précision de la mesure, comme par exemple :

De même, si un résultat est obtenu avec son incertitude relative, il ne faut conserver que le

nombre de chiffres vraiment significatifs. Par exemple :

v = 434,571 Hz (à 1,1 % près, donné par l'appareil par ex.)

signifie que l'incertitude absolue vaut environ 5 Hz au lieu de 4.8 Hz; il faut donc écrire

v = 435 ± 5 Hz

De manière générale, il faut garder un seul chiffre en définitive dans le calcul de l'incertitude.

Représentation des résultats (résumé)

Un résultat expérimental est toujours suivi de son incertitude absolue.

Les nombres exprimant la grandeur et l'incertitude absolue s'écrivent avec le même

nombre de décimales.

Le nombre de chiffres significatifs est déterminé par la précision, c'est à dire par

l'incertitude.

L'incertitude comporte TOUJOURS un seul chiffre significatif.

L'unité doit toujours être indiquée.

a=2,8 ± 0,01 mm.

a=2,80343 ± 0,01 mm (incorrect)

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

13–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TP I : Préparation d'une solution d'acide faible, l’acide oxalique

L'acide oxalique de formule COOH-COOH nH2O, se présente à l'état solide sous forme de

cristaux, chaque molécule cristallisant avec n molécules d'eau. La masse moléculaire de

l'acide oxalique cristallisé est donc la masse moléculaire de COOH-COOH + n fois la masse

moléculaire de H2O.

I- But de la manipulation

a. Préparation d’une solution à partir d’un soluté solide et dilution.

b. Détermination du titre pondéral TA (concentration massique) de l’acide oxalique en

grammes par litre de solution.

c. Calcul d’incertitude

II- Principe

La manipulation consiste à dissoudre une masse précise de cristaux d’acide oxalique dans

l’eau pour obtenir une solution de titre TA d’acide oxalique.

III- Réactifs & verreries utilises Matériels - Eau distillée, acide oxalique. - Verre de montre, spatule, balance analytique

- Fiole jaugée, bécher, pipette d’eau distillée.

VI- Mode opératoire

1- Peser 1,26 g d’acide oxalique sous forme de cristaux contenue dans le verre de montre

fourni, en utilisant la balance analytique. On détermine le plus précisément possible cette

masse. Toute la quantité fournie doit être utilisée, il faudra peser le verre de montre avec les

cristaux (m1=…..g) et le verre de montre vide et sec (m2=…..g). Ne pas oublier de régler le

zéro de la balance avant chaque pesée. Évaluer la précision de la balance.

2 - Verser les cristaux dans une fiole jaugée de 200 cm3, munie d’un entonnoir. Rincer

plusieurs fois le verre de montre à l'eau distillée (pissette) pour récupérer tout le solide.

3 - Compléter progressivement la fiole avec de l'eau distillée, jusqu'au trait de jauge, en

l'agitant de temps en temps pour bien dissoudre les cristaux et, homogénéiser la solution.

Pour sécher le verre de montre, il suffira de le rincer avec très peu d'acétone qui

s'évaporera rapidement à l'air libre ; (voir Figure I-9, schémas descriptif).

On a ainsi obtenu une solution d'acide oxalique de titre pondéral TA.

IV- Questions

1. Evaluer la précision de la balance et déterminer Δm1et Δm2.

2. Calculer le titre pondéral (concentration massique)

TA de l’acide, ainsi que ΔTA. On prendra pour la fiole

jaugée, les incertitudes maximum données par le

constructeur.

3. Donner le résultat final sous la forme TA = TA ± ΔTA.

Figure I-1 : Schémas descriptif

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

14–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TP II : Le dosage acido-basique (cas d’un acide fort par une base forte)

Le dosage acido-basique est utilisé afin de déterminer la concentration inconnue d'une solution

composée d'un acide ou d'une base, ou d'un mélange. Si la solution de titre inconnu est un acide, on

verse une base de façon à neutraliser l'acide, l'intérêt étant de déterminer précisément la quantité de

base ajoutée pour neutraliser l'acide. Il existe deux méthodes :

L’utilisation d'un indicateur coloré (volumétrie colorimétrique non-instrumentale),

le tracé de la courbe qui donne le pH en fonction du volume de base ajouté (volumétrie instrumentale).

I- But du TP

L’objectif de cette manipulation est de savoir réaliser un dosage acido-basique simple. Il y sera

effectué la détermination par dosage de la normalité, la molarité et la concentration pondérale d’une

solution de NaOH inconnue. La réalisation de cette expérience nécessite la maîtrise de calcul en

volumétrie.

II- Principe

Le titrage (dosage) acido-basique est une méthode volumétrique pour la détermination de la normalité

inconnue de la base en utilisant la normalité connue de l’acide et inversement.

III- Matériel & produits

III-1. Matériel

Un erlenmayer de 100 ml. Une pipette jaugée de 10 ml.

Une burette graduée de 25 ml. Une fiole jaugée de 100 ml.

Un bécher de 50ml. Un petit entonnoir conique.

III-2. produits chimiques

- Solution d’HCl (0,1 N) dans un flacon de 100 ml. - Indicateur coloré (bleu de bromothymol) dans un flacon compte-gouttes.

- Solution de NaOH (N ?) dans un flacon de 100 ml. - Eau distillée dans une pissette de 500 ml.

VI- Mode opératoire

- Avec une pipette propre bien rincée avec la solution NaOH préparée, prendre 10 ml de NaOH et

verser la dans un erlenmeyer bien propre. Ajouter 2 à 3 gouttes d'indicateur coloré (bleu de

bromothymol).

- Rincer puis remplir la burette avec la solution d'acide chlorhydrique (HCl) préparée 0,1N.

- Poser l’erlenmeyer sur une feuille blanche au-dessous de la burette. Commencer le titrage en ouvrant

le robinet de la burette doucement, tout en agitant la solution de NaOH au moyen de mouvements

circulaires.Titrer le NaOH jusqu’au point d’équivalence (fermeture

du robinet). La solution devient transparente (auparavant elle était rose), Figure II-1.

-Noter le volume d’HCl versé. Refaire le titrage 2 autres fois. La différence entre deux valeurs

successives de HCl ne doit pas dépasser 0,05ml.

V- Travail à réaliser

1. Ecrire la réaction chimique qui se produit lors de ce titrage.

2. Calculer le volume moyen versé (VHCl moyen).

3. Calculer la normalité, la molarité et la concentration

massique de la soude NaOH.

4. Définir les indicateurs colorés. Peut-on utiliser un autre

indicateur pour cette réaction?

5. Pourquoi avoir arrêté le titrage à la disparition de la couleur rose?

6. L’acide chlorohydrique est commercialisé en solution à 36%.

Sachant que la densité de cette solution est d= 1,19 et que

la masse molaire de HCl est 36,46 g.mol-1

, quel volume de cette solution

faut-il prélever pour préparer 2 litres de solution d’acide chlorohydrique à 4.10-2

mol.l-1

.

Figure II-11

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

15–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TP III : La dureté totale d’une eau (Dosage complexométrique)

I. Introduction

La dureté totale - ou titre hydrotimétrique - d’une eau est définie par la quantité d’ions

calcium Ca+2

(dureté calcique) et magnésium Mg+2

(dureté magnésienne) présents dans cette

eau. Elle s’exprime en °TH (degré hydrotimétrique). Les eaux courantes sont caractérisées par

des degrés hydrotimétriques français échelonnés entre 0 et 50. (Figure III-11).

Certaines eaux minérales possèdent une forte teneur en ions de calcium et de

magnésium, ce qui est au contraire recherché car ces ions confèrent à l’eau des propriétés

diététiques.

1°TH = 1x10-4

mol.L-1

([Ca2+

] + [Mg2+

]).

Un degré français (f°) équivaut aussi à 4mg de calcium par litre et à 2,4 mg de magnésium par

litre. Une forte dureté de l’eau est responsable de la détérioration de la robinetterie et rend

difficile l’utilisation et le rinçage des détergents.

On utilise la classification suivante (Tableau III-1, Figure III-2).

La dureté d'une eau est une grandeur reliée à la somme des concentrations en cations métalliques, à l'exception de ceux des métaux alcalins (Na

+, K

+).

Remarque : Dans la plupart des cas, la dureté est surtout due aux ions calcium

Ca2+

etmagnésium Mg 2+

(ions alcalino-terreux).

Figure III-1 : eau de robinet

Figure III-2 : la classification des eaux

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

16–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

II. But du TP

Le but de ce TP est de déterminer la dureté calcique et totale d’une eau de distribution.

Découvrir un autre type de dosage,

Prendre conscience de l’existence de critères auxquels doit répondre une eau potable.

III. Principe des dosages

Dosage par la méthode compléxométrique :

La méthode compléxométrique par (E.D.T.A) est appliquée pour le dosage du zinc dans

toutes les blendes crues ou grillées et en général dans toutes les matières contenant du zinc en

fortes quantités. L’agent complexant utilisé est l’acide éthylène diamine tétracétique

(E.D.T.A), de formule brute C10H16N2O8 et de formule développée suivante (Figure III-3) :

Pour déterminer la concentration en ions calcium et en ions magnésium dans une eau on

utilise une réaction de complexation avec l’ion éthylènediaminetétraacétate EDTA un

tétracide que l’on note Y4-

sa formule :

Ca+2

(aq)+Y4-

(aq) = [CaY] 2-

Mg+2

(aq)+Y4-

(aq) = [MgY]2-

Le dosage s’effectue à partir du sel disodique de l’EDTA Na2H2Y en milieu tamponné

à pH 10, le pH auquel on observe de bons résultats expérimentaux. Les complexes de l’EDTA

avec les ions Ca+2

et Mg+2

ne sont pas colorés. Afin de détecter l’équivalence, on complexe

les ions Ca+2

et Mg+2

contenus dans l’eau minérale par le noir d’ériochrome T NET« de

formule brute C20H12N3O7SNa (Figure III-3) », donnant des complexes colorés mais moins

stables qu’avec l’EDTA. Lors de l’ajout de la solution titrant d’EDTA, le NET est

progressivement libéré jusqu’à l’équivalence où il est libre en solution. Le NET joue le rôle

d’indicateur de fin de réaction. Il est violet en présence d’ions Ca et Mg, et bleu dans l’eau

distillée.

III. 1. Réactifs

Acide éthylène diamine tétracétique (EDTA, C10H16N2O8) 0,01 M.

Eau du robinet.

Tampon ammoniacal (NH4OH, NH4Cl), pH= 10.

Indicateur coloré (Noir d’ériochrome T NET) dans un flacon compte-gouttes. III. 2. Matériel

Un erlenmayer ou bécher de 250 ml.

Une burette graduée de 25 ml.

Une éprouvette graduée (10 ; 50) ml.

Un petit entonnoir conique.

Figure III-3 : (E.D.T.A)

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

17–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

IV. Mode opératoire

Il est impératif d’introduire les composés dans l’ordre indiqué:

1. Introduire V0 = 50 mL d’eau du robinet dans un bécher ou un erlenmayer de 250ml.

2. Ajouter environ 10 mL de tampon ammoniacal pH= 10.

3. Ajouter quelques gouttes (10 gouttes) de NET et chauffer le mélange jusqu’à

50-60°C. La solution se colore en rouge foncé ou violet, le PH doit être 10.

4. Puis doser cette prise d’essai à l’aide de la solution d’EDTA placée dans la burette

jusqu’au virage de la solution du rouge au bleu (Figure III-4). Faire l’essai 2 fois.

5. Réaliser un dosage rapide puis un dosage précis, (Figure III-4).

Remarque : Il est prudent de rincer la verrerie avant toute utilisation. La burette est rincée à

l'aide de la solution d'EDTA. Le bécher est rincé à l'eau distillée. Les pipettes sont toujours

rincées avec les solutions que l'on va prélever. Faire un dosage rapide suivi d'un dosage

précis. Relever le volume équivalent Veq (dosage précis).

V. QUESTIONS

1- Calculer le volume moyen d’EDTA versé.

2- Déduire la relation à l’équivalence entre le nombre de moles de Ca+2

et Mg+2

et le nombre

de moles d’EDTA.

3- Calculer le degré hydrotimétrique de l’eau.

4- Calculer les valeurs en mg/l des concentrations massiques des ions Ca+2

et Mg+2

.

5- Qualifier la dureté de cette eau (dire si elle est dure ou douce).

Figure III-4 : Montage expérimental pour dosage (virage de la solution du rouge au bleu)

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

18––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TP IV : Dosage (Titrage) d’oxydo-réduction IV-1. Introduction Ils sont réalisés pour déterminer la concentration dans une solution d’une espèce ayant des

propriétés oxydo- réductrices. La réaction de dosage doit être quantitative (différence de

potentientre les deux couples suffisante), unique (pas d’autres espèces susceptibles de réagir

avec la solution titrante ou les espèces formées) et rapide. A l’équivalence, les réactifs ont été

mélangés en proportions stœchiométrique, c’est à dire que la quantité d’électrons que peut

capter l’oxydant est alors égale à la quantité d’électrons qu’est susceptible de céder le réducteur.

La détection de l’équivalence peut être réalisée de différentes manières :

un des réactifs ou l’un des produits est coloré (MnO4-, I2…) et l’apparition de la couleur

du produit ou la disparition de la couleur du réactif indique l’équivalence ;

suivi de l’évolution du potentiel des couples oxydo-réducteurs, l’équivalence se traduisant par un saut de potentiel ;

à l’aide d’indicateurs colorés d’oxydoréduction. Le dosage consiste à déterminer la normalité d'une solution réductrice connaissant celle

de la solution oxydante. On se propose d'étudier l'oxydation de l'ion Fe2+

par l'ion

permanganate MnO4-en milieu acide.

Ce dosage est appelé manganimétrie. Les propriétés oxydantes de l’ion permanganate

sont à l’origine de la manganimétrie. La forme oxydante MnO4- est violette, la forme

réductrice Mn2+

est incolore, ce qui permet de déterminer le point équivalent sans utiliser

d’indicateurs colorés.

But du Travaux Pratique

Il s’agit de déterminer la normalité d’une solution N2 (FeSO4), à l’aide d’une solution de

Permanganate de Potassium (KMnO4) préparée au laboratoire.

IV-2. Définitions : IV-2-1. Oxydation : Une oxydation est une réaction au cours de laquelle un réactif cède (perd) un ou des électron(s).

Red2 OX2+né (demi équaction)…….1

Dans cette réaction, OX2 est la forme oxydée et Red2 est la forme réduite du couple

d'oxydoréduction (ou couple rédox) (OX2/ Red2).

IV-2-2. Réduction : Une réduction est une réaction au cours de laquelle un réactif capture prend) un ou des électron(s).

OX1+né Red1 (demi équaction)……..2 Dans cette réaction, Red1 est la forme réduite OX1oxydée du couple rédox (OX1/ Red1).

IV-2-3. L'oxydant OX1 : est le réactif capable de provoquer une oxydation c'est à dire qu'il capte un ou plusieurs électrons à un autre réactif.

IV-2-4. Le réducteur Red2 : est le réactif capable de provoquer une réduction c'est à dire

qu'il cède un ou plusieurs électrons à un autre réactif. IV-2-5. Couple d'oxydo-réduction : Couple d'oxydo-réduction ou couple redox est un couple formé par un oxydant et son réducteur conjugué (Figure IV-1).

OX2 + Red1 OX1 + Red2 « 1+2 » (réaction complète)

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

19––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

IV-3. Le permanganate de potassium et l'acide oxalique

Le permanganate de potassium (KMnO4) est un oxydant particulièrement puissant. Il se présente sous la forme de cristaux violets composés d'ions potassium, K

+, et d'ions

permanganate, [MnO4]- Il est inodore et son goût est amer.

En laboratoire, le permanganate de potassium est utilisé pour réaliser des titrages. Àl'équivalence, la solution change en effet de couleur, passant du violet au rose. Le permanganate de potassium sert également au traitement de l’eau puisqu'il permet d'oxyder le fer et le manganèse contenu dans les eaux souterraines. Dans la vie de tous les jours, il peut être utilisé, en solution diluée, pour éliminer les traces noires laissées par les champignons entre les carreaux des salles de bains.

L'acide oxalique a pour formule brute H2C2O4. C’est un diacide carboxylique. Le permanganate de potassium libère en solution des ions potassium K

+ et des ions permanganate

MnO42‐.

IV-4. Partie Expérimentale La première expérience consiste à doser une solution de permanganate de potassium par

l'acide oxalique, la seconde expérience consiste à doser une solution de Fe(II) par les ions

permanganate précédemment étalonnes. IV-5. Matériel & produits

IV-5-1. Matériel

Un erlenmayer ou bécher de 100 ml. Une pipette de 20 ml.

Une burette graduée de 25 ml. Une éprouvette graduée.

Agitateur magnétique ; Barreau aimanté. Un petit entonnoir conique.

IV-5-2. produits chimiques

-Acide oxalique (H2C2O4) (NA?) solution A - permanganate de potassium KMnO4 (0,1N) solution B

- sulfate ferreux (FeSO4) (NA ?) solution A - Acide sulfurique H2SO4 (0,1N), eau distilée.

IV-5-3. Dosage de (H2C2O4) par (KMnO4) 1- Rincer le matériel. Burette, erlenmeyer.

2- Remplir la burette avec la solution de KMnO4 de Normalité (NB= 0.1N).

3- Prendre un erlenmeyer de 250 mL y mettre 50ml d’eau distillée.

4- Ajouter (VA =10 ml) de la solution (H2C2O4).

5- Ajouter environ 20 ml de H2SO4 à (10 %), et chauffer jusqu’à 60-70°C.

6- Réaliser un dosage rapide pour estimer le volume d'équivalence (jusqu’à l’apparition de la

coloration rose).

7- Noter le volume VB de (KMnO4) versé.

8- Effectuer 2 essais de dosage (Figure IV-1).

IV-5-4. Dosage du (FeSO4) par (KMnO4) 1- Rincer le matériel. Burette, erlenmeyer.

2- Remplir la burette avec la solution de KMnO4 de Normalité (NA= 0.1N).

3- Prendre (VA=10 ml) de la solution FeSO4 et verser la dans un erlenmeyer de 250 mL.

4- Ajouter environ 50 ml de H2SO4 à (10 %), et environ 100 ml d’eau distillée.

5- Poser l’erlenmeyer sur une feuille blanche au-dessous de la burette.

6- Réaliser un dosage rapide pour estimer le volume d'équivalence.

7- Noter le volume VA de (KMnO4) versé. Soit V en ml (cm3).

8- Effectuer 2 essais de dosage (Figure IV-2).

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

20––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

IV-6. Résultats et calculs Mettre vos résultats dans le tableau suivant (Tableau IV-1).

Tableau IV-1 : Tableau des mesures

N° Dosage (volume versé) ml 1er

essai 2éme

essai

(H2C2O4) par (KMnO4)

(FeSO4) par (KMnO4)

IV-6-1. Dosage de l’acide oxalique par le permanganate de potassium 1- But du TP.

2- Ecrire les demi-réactions d’oxydo- réduction, préciser les couples redox.

3- Ecrire la réaction globale.

4- Noter le volume (VB) de (KMnO4) versé et calculer la Normalité (NA) de

(H2C2O4. 2H2O).

5- Calculer la Concentration (CA) de la solution (H2C2O4. 2H2O).

6- Pourquoi la solution de KMnO4 t-elle quand ou ajoute une solution de sulfate ferreux ?

6- Quel est rôle de l’acide sulfurique H2SO4 ?

7- Pour quelle raison en chauffe.

8- Déterminez le réactif limitant de cette réaction.

9- Est ce qu’en peut remplacer l'acide sulfurique par HCl ou H3PO4. Expliquer.

IV-6-2. Dosage du fer dans le sulfate ferreux par le permanganate de potassium 1- But du TP.

2- Ecrire les demi-réactions d’oxydo- réduction, préciser les couples redox.

3- Ecrire la réaction globale.

4- Noter le volume (VB)) de (KMnO4) versé et calculer la Normalité (NA) de (FeSO4).

5- Calculer la Concentration (CA) de la solution (FeSO4).

6- Déterminez le réactif limitant de cette réaction.

7-Est ce qu’en peut remplacer l'acide sulfurique par HCl ou H3PO4. Expliquer.

Figure IV-1 : 1

ère expérience Figure IV-2 : 2

ème expérience

Figure IV : dispositif expérimental

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

21––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TPV : Détermination de la masse moléculaire

V-1. Introduction

Gaz, état de la matière dans lequel les molécules, peu liées, sont animées de mouvements

désordonnés (agitation thermique) ; fluide indéfiniment expansible. La plupart des composés

sont à l'état gazeux à haute température ou basse pression, puis lorsqu'on abaisse la

température et / ou augmente la pression, ils passent à l'état liquide, puis solide. Ce

changement d'état est réversible. La température de transition entre deux états est fixe et

caractérise un corps pur donné. Dans les conditions normales de pression et de température

(P = 1 atm, t = 0 °C) la plupart des gaz peuvent, en première approximation être considérés

comme parfaits.

But de travail L’objectif de travail consiste à déterminer la masse molaire des substances volatiles et corps

gazeux en tenant compte tous les facteurs agissants sur l’expérience.

V-2. Partie théorique

V-2-1. Lois des gaz parfaits

Le comportement des gaz parfaits est régi par trois lois interdépendantes : la loi de Boyle

Mariotte, la loi de Gay-Lussac et la loi de Charles.

V-2-2. Loi de Boyle - Mariotte

Boyle, sir Robert (1627-1691) : Scientifique anglais d’origine irlandaise, l’un des premiers

adeptes de la méthode scientifique et l’un des fondateurs de la chimie moderne. Né à Lismore

(Irlande), Boyle fait ses études à Genève. Il s’établit en Angleterre et se consacre à la

recherche scientifique. Boyle croit en la nécessité d’une observation objective et

d’expérimentations vérifiables en laboratoire. Pour cette raison, il est considéré comme l’un

des fondateurs de la méthode scientifique moderne. Il est également l’un des membres

fondateurs de la Royal Society. Il établit la relation liant la pression et le volume d’un gaz,

relation qui sera retrouvée indépendamment par le savant françaisEdme Mariotte. Cette loi

énonce qu’à température constante, le produit du volume d’un gaz par sa pression demeure

constant.

A Température constante, le volume V d’un gaz est inversement proportionnel à sa pression

P. Soit : P.V = Constante ................................... (1)

V-2-3. Loi de Gay-Lussac

Gay-Lussac, Louis Joseph (1778-1850) : Chimiste et physicien français, connu pour ses

études sur les propriétés des gaz. Né à Saint-Léonard-de-Noblat, Louis Joseph Gay-Lussac fit

ses études à l'École polytechnique, où il devint professeur de 1809 à 1839. En 1802, il

découvrit la loi de dilatation des gaz et, quelques années plus tard, les lois volumétriques qui

portent aujourd'hui son nom. Ces dernières stipulent que les gaz se mélangent entre eux selon

des rapports volumétriques simples. En 1804, il entreprit deux ascensions en ballon afin

d'étudier les variations du magnétisme terrestre et la composition de l'air à différentes

altitudes. Il établit les lois régissant la dilatation des gaz. En 1805, après des expériences

réalisées avec Alexandre de Humboldt, il énoncera les lois volumétriques des combinaisons

gazeuses (lois qui portent aujourd’hui son nom).

A Pression constante, le volume V d’un gaz est proportionnel à sa température absolue T.

Soit : V/T = Constante ................................... (2)

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

22––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

V-2-4. Loi de Charles

Charles, Jacques Alexandre César (1746-1823), physicien français. Professeur de physique

à la Sorbonne, Charles contribue à populariser les travaux de Franklin et des frères

Montgolfier sur les aérostats. Pour gonfler ces derniers, il imagine en 1783 de remplacer l’air

chaud par l’hydrogène. Avec les frères Robert, il construit alors plusieurs ballons à

hydrogène. C’est dans l’un de ces aérostats qu’il effectue la première ascension, le 1er

décembre 1783, atteignant l’altitude de 3 000 m. Intéressé par ses découvertes, Louis XVI

accueille Charles en installant son cabinet de physique au Louvre. En 1795, Charles entre à

l’Académie des sciences. Trois ans plus tard, ses recherches sur les gaz lui permettent

d’anticiper la loi de Gay-Lussac, en énonçant la loi dite de Charles : à volume constant, le

rapport de la pression d’un gaz à sa température ne dépend pas de la pression initiale, de la

température ou de la nature du gaz.

A Volume constant, la pression P d’un gaz est proportionnelle à sa température absolue T.

Soit : P/T = Constante ................................... (3)

A partir de ces trois équations on déduit l’équation d’état (lois des gaz parfaits)

suivante : P.V = n.R. T................................... (*)

Sachant que : P : Pression. V : Volume. n : Nombre de moules. R : Constante de gaz parfaits.

T : Température thermodynamique en °K. (T = t + 273,15 °K).

Remarque : La valeur de R dépend des unités de P et V.

Tableau V-1 : les valeurs de la constante des gaz parfaits R en fonction de la pression et le volume.

Unité de pression Unité du volume Constante des gaz parfaits

N/m² m3 8315 J.

°K

-1.mol

-1

N/m² m3 8,315 kJ.

°K

-1.mol

-1

N/m² m3 1,987 cal.

°K

-1.mol

-1

atm l 0,08206 l.atm. °K

-1.mol

-1

atm cm3 (ml) 82,06 cm

3.atm.

°K

-1.mol

-1

mmHg l 62,36 l.mmHg. °K

-1.mol

-1

mmHg cm3 (ml) 6, 236.10

4 cm

3.mmHg.

°K

-1.mol

-1

- cm3 (ml) 8,315.10

7 ergs.

°K

-1.mol

-1

V-3. Lois de la masse molaire

C’est la masse correspondante à une mole de la matière. Mole, unité de base du

Système international d'unités, définie comme la quantité de matière d'un système contenant

autant de particules élémentaires (atomes, molécules, ions, électrons ou autres particules) que

0,012 kg (12 g) de carbone 12. Ce nombre, qui vaut approximativement 6,0225 × 1023, est

appelé nombre d'Avogadro. La mole, de symbole mol, est l'unité de quantité de matière. La

valeur du nombre d’Avogadro n'a été déterminée qu’au début du XXème

siècle, lorsque la

notion de mole a été étendue à tous les produits chimiques, quel que soit leur état (gaz, liquide

ou solide). Le physicien et chimiste italien Amedeo Avogadro Di Quaregna e Ceretto, comte

(1776-1856), émet l’hypothèse (devenue la loi d’Avogadro) selon laquelle des volumes égaux

de gaz différents (pris à la même température et à la même pression) renferment un même

nombre de molécules.La relation entre la masse molaire et la masse d’un corps est comme la

suite :

M = 𝒎

𝒏................................... (**)

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

23––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Sachant que : M : Masse molaire de la substance à analyser ; m : Masse de la substance à

analyser en g ; n : Nombre de moules de la substance à analyser en mol.

De (*) et (**) on déduit la relation de la masse molaire avec les paramètres d’état. M = 𝒎𝑹𝑻

𝑷𝑽

V-4. Partie expérimentale

V-4-1. 1ère

manipulation : méthode de Mayer (Figure V-1)

On pèse une ampoule vide (m1 en g), dans laquelle on introduira le liquide à étudier et

qui sera celée par la cuite de ses extrémités en utilisant une flamme, puis on la pèse telle

qu’elle est remplie (m2 en g). D’où la masse de liquide introduit : m = m2 - m1.

On pose l’ampoule remplit avec le liquide dans un crochet muni d’une manette.

On chauffe le ballon (phénomène de la dilatation) pour le vider de l’air en plongeant Conduite

de raccordement dans un Cristallisoir à eau. L’arrêt de l’évacuation des bulles d’air dan le

Cristallisoir implique qu’il y a un équilibre thermique dans l’appareil. On met la conduite

précédente sous l’éprouvette remplie d’eau et on casse l’ampoule avec la manette. Le

chauffage provoque la vaporisation de liquide et se déplace de même volume d’air dans

l’éprouvette.

On mesure h, d en (cm) et H en (mm) (Figure V-2) ainsi la température

t (°C) pour calculer le volume de vapeur de substance à étudier.

V =𝝅 𝒅𝟐 𝒉

𝟒 , « V= (π.d

2.h)/4 ».

La température thermodynamique T = t + 273,15 et

la pression par le principe de l’hydrostatique Pair= Pa – PH2O - 𝐇

𝟏𝟑,𝟔, où

Pair est la pression dans le système, Pa est la pression atmosphérique

(Pa = 760 mmHg). PH2O est la pression de vapeur saturée de l’eau

(donnée en fonction de la température dans le graphe V-1).

Nous avons effectué les mesure et ont calculé la masse molaire comme suivant :

Volume V :

Figure V-2

Figure V-1: L’appareil de Mayer

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

24––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Graphe V-1 : La pression de saturation d’eau en fonction de la température « p = f(T) »

Pression (mmHg) = f Température (°C)

La température thermodynamique T:

t = 19°C; T = 19 + 273,15 °K ––––––– T = 292,15 °K

La pression Pair : D’après le graphe V-1

La constante R : D’après le tableau V-1 ; R = 6,236.10

4

La masse m :

m1 = 0,23 g et m2 = 0,39 g ––– m = 0,39 – 0,23 ––– m = 0,16 g

D’où la masse molaire de la substance volatile est :

Calcul des erreurs absolues :

eabs = Mexp -Mth. Sachant que : Mth masse molaire théorique de CCl4 = 154 g/mol.

eabs = 183,62 – 154,00 ––––

Calcul des erreurs relatives :

Remarque : L’erreur a été provoquée à cause de l’échappement de liquide par l’ampoule

avant de procéder à casser cette dernière (une mauvaise préparation de l’ampoule).

eabs = 29,62 g/mol

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––TP Chimie-1

25––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

V-4-2. 2ème

manipulation : méthode de Kipp (Figure V-3)

On mesure préalablement le volume (V) du ballon à l’aide de l’eau, on pèse le ballon à

vide (m1) (Figure V-3). À l’aide d’un raccord de liaison, on relie le ballon vidé à l’appareil de

Kipp (Figure V-4), on fait écouler dans ce dernier du HCl (liquide) sur des morceaux de

marbre (CaCO3), cette opération provoque une réaction chimique :

CaCO3 + 2.HCl –––– CaCl2 + CO2 + H2O

Le gaz qui se forme (CO2) passe par un flacon laveur contient

de l’eau distillée et un autre contient du H2SO4.

Le gaz pénètre dans le ballon et sera piégé à l’aide d’un robinet.

On pèse pour la deuxième fois le ballon rempli de gaz

(m2) Figure V-3, d’où la masse du CO2 introduit dans le ballon :

m = m2 - m1.

Le (Tableau V-2) suivant indique les résultats de l’expérience pour 3 essais de mesure.

Tableau V-2 : les résultats de l’expérience pour trois essais de mesure

Paramètres m1 (g) m2 (g) m (g) V (l) T (°K) P (atm) R

(l.atm/°K.mol)

M

(g/mol)

Essai 1 1,40 3,15 1,75 1 298,15 1 0,08206 42,82

Essai 2 1,42 3,22 1,8 1 298,15 1 0,08206 44,04

Essai 3 1,39 3,22 1,83 1 298,15 1 0,08206 44,77

La masse molaire expérimentale :

Remarque : On peut dire que l’erreur peut être due à une mauvaise isolation mais c’est

négligeable par rapport à la première manipulation.

Conclusion : L’appareil de Mayer destinée pour déterminer la masse molaire des liquides

facilement vaporisables (qui se vaporisent dans des températures basses et pressions proches à

celles de l’atmosphère), tendu que l’appareil de Kipp est pour rôle de déterminer la masse

molaire pour les corps gazeux. Ces deux appareils sont utilisés que dans les laboratoires. Mais

concernant le domaine de la chimie industrielle ou la physique nucléaire, où il existe des

appareils plus compliqués mais plus efficaces.

Figure V-4: L’appareil de Kipp.

Figure V-3 : méthode de Kipp

26–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Bibliographie Documents relatifs à la sécurité et au risque chimique

M.-H. Aubert, S. Bernier, A. Brendel, B. Diers (coord.), A.-M. Freyria, M. Karli, S.

Munch, E. Vaganay, Sécurité des produits chimiques au laboratoire - 150 fiches pratiques

3éme

édition, CNRS-Dunod, 2011. 352 pages.

Documents relatifs aux incertitudes

D. Beaufils, Régression linéaire et incertitudes expérimentales, Bulletin de l’Union des

Physiciens, n◦ 796, Juillet/Août/Septembre 1996.

R. Moreau, Mesures, erreurs et incertitudes en physique-chimie dans La

pluridisciplinarité dans les enseignements scientifiques – Tome 2 : La place de

l’expérience, Actes de l’université d’été, du 9 au 13 juillet 2001, Cachan.

J. Treiner, Variabilité, incertitude, erreur, Bulletin de l’Union des Physiciens, n◦ 930,

Janvier 2011.

A.-S. Bernard, S. Clède, M. émond, H. Monin-Soyer. J. Quérard. Techniques

expérimentales en CHIMIE réussir les TP aux concours, © Dunod, Paris, 2012.

169 pages.

Documents relatifs aux dosages volumétriques acido- basique &

oxydoréduction.

D. Cachau-Herreillat, Des expériences de la famille Acide-Base, réussir, exploiter et

commenter. 50 manipulations de chimie, 3éme édition, De Boeck, 2009. 280 pages.

D. Cachau-Herreillat,Des expériences de la famille Réd-Ox, Réussir, exploiter,

commenter. 81manipulations de chimie 2éme

édition, De Boeck, 2011. 520 pages.

J. Sarrazin, M. Verdaguer, L’oxydoréduction , Concepts et expériences , Ellipses, 2009.

320 pages.

Détermination de la masse moléculaire

Préparé par Touil Abdelhafid de groupe SM2 et réalisé avec le groupe ST5Année Universitaire

2006 / 2007.

1ère

LMD––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TABLES DES MATIERES DE POPLYCOPIER

Page de Garde (modèle proposé)

Liste des abréviations & acronymes .................................................................... i

Liste des tableaux ................................................................................................ ii

Liste des figures ................................................................................................... ii

1 : CALORIMÉTRIE .......................................................................................... 1

1-1 : Différence entre température et chaleur ...................................................... 1

2 : Définitions ...................................................................................................... 1

2-1 : Unités .......................................................................................................... 1

3 : Theorie de la calorimétrie .............................................................................. 1

4 : Notions de base .............................................................................................. 2

4-1 : Chaleur massique C ................................................................................ 2

4-2 : Capacité thermique Cp ............................................................................ 2

4-3 : Chaleur latente de fusion Lf .................................................................... 2

4-4 : Chaleur latente d’évaporation Lv ........................................................... 2

4-5-Chaleur de réaction ................................................................................... 3

4-6-Chaleur de combustion ............................................................................. 3

4-7-Calorimètre ............................................................................................... 3

TPI : Mesure calorimétrique pendant une réaction de neutralisation ................. 4

TPII : Chaleur latente de fusion de la glace (Lf) ................................................. 9

TPIII : Chaleur de dissolution enthalpie de dissolution ...................................... 12

IV- CINETIQUE ................................................................................................. 14

TPIV : Inversion du saccharose suivie par polarimétrie (1er ordre) .................... 14

TPV : La saponification d’un ester : l'éthanoate d'éthyle (second ordre) ........... 16

TPVI : Cinétique de la décomposition de l'eau oxygénée H2O2» ....................... 20

TPVII : Mesure du rapport des chaleurs massiques d’un gaz. ............................ 23

TPVIII : Propriétés thermodynamiques de gaz parfait (GP) ............................... 25

TP IX : Premier principe de la thermodynamique, dilatation thermique.. .......... 30

Bibliographie ....................................................................................................... 32

Les TP se déroulent au bâtiment TP Chimie, laboratoire bloc D.

Blouse obligatoire

Apporter du papier millimétré.

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

i–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Liste des abréviations & acronymes

aq aqueux Les unités couramment utilisées Al Aluminium °C degrés Celsius

coefficient de dilatation volumique cm centimètre C chaleur massique cm

3 centimètre cube

Cc capacité calorifique du calorimètre Δ la variation Cp capacité thermique g gramme CV capacité calorifique à volume constant gr.deg gramme degrée

cal la calorie I intensité

Cste constant j joule

C2H5OH éthanol Kj kilojoule

CH3COOC2H5 éthanoate (acétate) d’éthyle Kg kilogramme ch chaud °K kelvin Cu cuivre L longueur

d dissolution M mol/L

ΔH la variation d’enthalpie min minute eq équilibre mg Milligramme

f Formation ml millilitre

fr froid mcal Masse du calorimètre

HCl acide chlorhydrique mbar millibar

H2SO4 acide sulfurique µe valeur en eau du

calorimètre

H2O2 peroxyde d'hydrogène (l'eau oxygénée) μm micromètre

Q quantité de la chaleur Σ la somme Lf chaleur latente de fusion α0 le pouvoir rotatoire

spécifique Lv chaleur latente d’évaporation α le pouvoir rotatoire

NaOH hydroxyle de sodium (la soude) λ longueur d'onde Na2CO3 carbonate de sodium k constante de vitesse

Q quantité de la chaleur d densité

P pression % Pourcentage t temps r rayon T température R constante des gaz

parfaits FeCl3 trichlorure de fer U tension

v volume ∆U énergie interne V vitesse W le travail

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

ii–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Liste des tableaux

Liste des tableaux N° de page

Tableau II-1 : mesures de l’expérience II-1 10

Tableau II-2 : mesures de l’expérience II-2 11

Tableau II-3 : Tableau des mesures et calculs 11

Tableau V-1 : Tableau des mesures et calculs 17

Tableau V-2 : Tableau des mesures et calculs 18

Tableau VI-1 : Tableau des mesures et calculs de 1ère

expérience 21

Tableau VI-2 : Tableau des mesures et calculs de 2ème

expérience 21

Tableau VI-3 : Tableau des mesures et calculs de 3ème

expérience 21

Tableau VIII-1 : tableau de mesures 27

Tableau VIII-2: tableau de mesures 28

Tableau VIII-3 : Tableau des données recueillies 28

Tableau IX-1: tableau de mesures 30

Liste des figures

Liste des figures N° de page

Figure I-1 : vase Dewar 4

Figure I-2 : Calorimètre de Berthelot 5

Figure I-3: Calorimètre adiabatique 5

Figure I-4 : schéma explicatif de l’expérience 7

Figure II-1 : schéma explicatif pour obtenir l’équation calorimétrique 9

Figure II-1 : Les changements d’état sont des transformations réversibles 10

Figure VI-1 : Schéma explicatif du montage de l’expérience 21

Figure VIII-1 : Seringue de la loi des gaz parfaits 26

Figure VIII-2 : Capteur de température 26

Figure VIII-3 : Capteur de pression « absolu » 26

Figure VIII-4 : Interface 26

Figure VIII-5: photo de la seringue avec les deux capteurs connectés 27

Figure VIII-6: Barre d’outils de « Data Studio » 27

Figure IX-1 : Dispositif expérimental 29

Figure IX-2 : Dispositif de mesure de l’anomalie de l’eau 30

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

1–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

CALORIMÉTRIE

1- Généralités

1-1 : Différence entre température et chaleur

La chaleur est une des formes de l'énergie.

La température est une variable d'état d'un système.

C'est la différence de température entre 2 points d'un système, dans l'espace, qui est

responsable du déplacement de la chaleur.

La chaleur se déplace des températures les plus élevées vers les températures les plus

basses.

La chaleur fournie ou cédée conduit soit, à la variation de température du corps (on

parle ici de chaleur "sensible") soit, a un changement d'état (on parle alors de chaleur

"latente").

2 : Définitions

Un système c’est un ensemble des corps "regroupés", caractérisés par une même

valeur de T et pouvant échanger de la chaleur avec un autre système.

L’échange de chaleur sera défini par la quantité de chaleur échangée car le sens des

échanges est déjà connu.

L’équilibre thermique d’un ensemble de 2 systèmes se produit lorsque ces 2 systèmes

sont à la même température, c'est-à-dire n'échangent plus de chaleur.

2-1 : Unités

En générale Q c’est le symbole de la chaleur et W c’est pour le travail.

Les températures en t (ºC) ou T (K).

La chaleur en joule Q, W (J) ou la calorie (cal) (1 cal. = 4,18 J) ; la thermie (106 cal).

3 :Theorie de la calorimétrie

Cette théorie se base sur le principe de conservation de l’énergie. Dans un système isolé il n’y

a aucun échange thermique avec l'extérieur. Il doit y avoir conservation de la chaleur à

l’intérieur du système.

Chaleur perdue ou

reçue par le système 1 +

chaleur perdue ou reçue

par le calorimètre +

Chaleur perdue ou

reçue par le système 2 = 0

La conservation de la chaleur s'énonce ainsi :

Dans ces équations de bilan le signe négatif indique qu’il s’agit bien d’une perte de chaleur

par les masses considérées. Le signe positif indique ; qu’il s’agit d’un gain de chaleur par les

masses considérées.

Les quantités de chaleur échangées seront calculées soit par Q=m.c.(Tf - Ti) ou bien

Q=C.(Tf - Ti), lorsque l’échange est due à une différence de température ΔT.

Soit par Q = m.L lorsque l’échange de chaleur est du a un changement de phase.

Voici quelques notions importantes, ainsi que les équations correspondant à leur utilisation

dans les calculs.

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

2–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

4 : Notions de base

4-1 : Chaleur massique C الحرارة الكتلية لجسم :

Chaleur massique: quantité de chaleur

nécessaire pour élever d’un degré de la

température (1 kelvin) de l’unité de

masse d’un corps.

تساوي الحرارة الكتلية لجسم كمية الحرارة التي يجب توفيرها

رة بوحدة درجة لوحدة كتلة هذا الجسم و ذلك لرفع درجة حرا

.دون تغير حالته الفيزيائية مطلقة

4-2 : Capacité thermique Cp : السعة الحرارية لجسم

Capacité calorifique ou thermique d’un

corps est la quantité de chaleur

nécessaire pour élever sa température

de 1°K (1 kelvin).

لجسم ـ أو مجموعة من األجسام ـ ذي كتلة تساوي السعة الحرارية

معينة كمية الحرارة الالزمة لرفع درجة حرارة كتلة الجسم ب

.درجة واحدة سيلسيوس

4-3 : Chaleur latente de fusion Lf : الحرارة الكامنة النصهار جسم خالص

Chaleur latente: quantité de chaleur

nécessaire pour faire passer l unité de

masse d’un corps à température

constante de l’état solide à l’état

liquide. Où : L est la chaleur latente de

changement d’état et elle s’exprime

J/Kg.

نسمي الحرارة الكامنة النصهار جسم خالص كمية الحرارة التي

عند درجة حرارة االنصهار و يجب توفيرها لوحدة كتلة هذا الجسم

تحت ضغط معين لتحويله كليا إلى الحالة السائلة عند نفس درجة

.الحرارة و تحت نفس الضغط

4-4 :Chaleur latente d’évaporation Lv : الحرارة الكامنة لتبخير جسم خالص

Chaleur latente: quantité de chaleur

nécessaire pour faire passer l’ unité de

masse d’un corps à température

constante de l’état liquide à l’état

gazeux.

نسمي الحرارة الكامنة لتبخير جسم سائل خالص عند درجة حارة

ثابتة كمية لحرارة التي يجب توفيرها لوحدة كتلة هذا الجسم قصد

بتا و مساويا تحويلها كليا إلى بخار مع إبقاء البخار فوق السائل ثا

.لضغط البخار المشبع عند نفس درجة الحرارة

Q=m.C.(f - i)

Q=.(f - i)

Q = m.Lf

Q = m.Lv

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

3–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

4-5 : Chaleur de réaction : حرارة التفاعل الكيميائي

Chaleur de réaction : quantité de

chaleur dégagée ou absorbée au cours

d’une réaction chimique.

المحررة خالل نسمي حرارة التفاعل كمية الحرارة الممتصة أو

.تفاعل كيميائي

4-6 :Chaleur de combustion : حرارة االحتراق

Chaleur de combustion: quantité de

chaleur dégagée par la combustion de

l’unité de masse d’un corps.

حرارة االحتراق هي كمية الحرارة المحررة خالل احتراق وحدة

.كتلة من جسم خالص

4-7 : Calorimètre : المسعر

Calorimètre : Appareil servant à

mesurer la quantité de chaleur dégagée

ou absorbée dans un phénomène

physique ou une réaction chimique.

المسعر جهاز يحد من التسربات الحرارية و يقيس كمية الحرارة

ف مجموعة معينةمن طرالمكتسبة المفقودة أو

Calorimètre

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

4–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TPI : Mesure calorimétrique pendant une réaction de neutralisation

I : Rappels théoriques

I-1 : Mesures calorimétriques

Les mesures calorimétriques permettent de déterminer les chaleurs spécifiques, les

chaleurs latentes et les pouvoirs calorifiques. Les principes qui régissent la calorimétrie sont

en fait déduits du premier principe de la thermodynamique: Principe de l'égalité des échanges

de chaleur: quand un système échange de la chaleur avec un autre, et rien que de la chaleur, la

quantité de chaleur gagnée (Q1> 0) par l'un est égale à la quantité de chaleur perdue par l'autre

(Q2< 0): Q1+Q2=0

Principe des transformations inverses: la quantité de chaleur qu'il faut fournir à un

système pour le faire passer d'un état 1 à un état 2 est égale à celle qu'il restitue lorsqu'il

revient de l'état 2 à l'état 1.

Lors d'une réaction exothermique en solution aqueuse, par exemple, la chaleur produite

est transférée à l'eau (le solvant); l'augmentation de la température qui en résulte est lue sur le

thermomètre plongeant dans cette eau. Connaissant la quantité d'eau présente, sa capacité

calorifique et la variation de la température, l'énergie dégagée au cours de la réaction peut être

calculée; des corrections doivent être apportées pour tenir compte des pertes d'énergie.

pratique, la quantité de chaleur dégagée par une réaction entre un acide fort et une base forte

ou bien entre un acide faible et une base forte est mesurée à l’aide d’un dispositif

calorimétrique composé d’un calorimètre (vase Dewar). et d’un thermomètre. Le vase est

fermé par un bouchon constitue d’une matière isolante afin de limiter les échanges avec le

milieu extérieur. Le vase Dewar est constitué d’une double couche de verre argenté séparé par

du vide, il permet d’isoler la solution du milieu extérieur (Figure I-1).

Objectifs

– Se familiariser avec le matériel calorimétrique.

– Mesurer les grandeurs usuelles en calorimétrie.

Figure I-1 : vase Dewar

Couvercle

Paroi de verres argentés (contre les fuites

par rayonnement)

Vide (contre les fuites par conduction)

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

5–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

But

Déterminer la capacité calorifique du calorimètre et la Chaleur de neutralisation.

Principe

Ce travail se base sur le principe de conservation de l’énergie ΣQi=0 appliqué aux systèmes

isolés thermiquement.

Appareils et matériel

- Calorimètre -Thermomètre (Thermocouple) - Balance

- Eprouvette graduée - Erlenmayer - Bécher- Verre de montre - Spatule.

- Eau distillée -Hcl (1M)- NaOH (1M)

I-2 : Partie pratique

Figure I-3: Calorimètre adiabatique

Liquide calorimétrique

Thermomètre

Vase calorimétrique

Couvercle

Agitateur

Figure I-2: Calorimètre de Berthelot

Paroi isolante

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

6–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

I-2-1 : Etalonnage du calorimètre

La première étape d’une expérience de calorimétrie est l’étalonnage du calorimètre

utilisé car aucun appareil n’est idéal - un calorimètre idéal est une enceinte parfaitement

conductrice de la chaleur (en cuivre ou en aluminium épais par exemple) qui est

thermiquement isolée du milieu extérieur (par un polissage miroir et une couche de vide) - et

il existe toujours une perte de chaleur par échange entre le système chimique étudié et le

calorimètre (Figure I-2 ; Figure I-3). Toutefois, il est possible de corriger l’expression de ΔH

expérimentale pour tenir compte de cet échange. La quantité de chaleur reçue (ou perdue) par

le calorimètre est donné par la relation suivante :

Où Cc est la capacité calorifique du calorimètre.

Il est possible expérimentalement de déterminer cette capacité calorifique en effectuant, par

exemple, un mélange d’eau chaude et d’eau froide dans le calorimètre. Le système étant

considère comme isolé, il y a conservation de l’énergie et l’échange thermique n’intervient

qu’entre l’eau chaude, l’eau froide et le calorimètre. Ceci se traduit par l’équation suivante :

où ΔHmélange

est la variation d’enthalpie du mélange, ΔHfr

et ΔHch

les variations d’enthalpie

respectivement de l’eau froide et de l’eau chaude et ΔHcalorim

la variation d’enthalpie du

calorimètre.

On sait que : d’où :

I-3 : Modes Opératoires

I-3-1 : Détermination de la valeur en eau du calorimètre µe = Cc/Ceau

Peser le calorimètre et ses accessoires (la masse du calorimètre vide mcal).

Peser une masse m1= mfr 200 g d’eau.

Mesurer Ti la température initiale de l’eau froide.

Mettre l’eau dans le calorimètre, (le calorimètre est remis sur la balance pour déterminer

avec exactitude la masse d’eau introduite), puis mesurer sa température avec le

thermomètre (T1). C’est la température initiale de l’ensemble (l’eau et du calorimètre).

Prendre une masse d’eau m2= mch 160 g d’eau, mettre cette quantité dans un

erlenmayer.

Chauffer l’erlen à l’aide d’un bain marie. Ensuite mesurer la température de l’eau chaude

(T2= 65 à 70°C).

Verser l’eau chaude dans le calorimètre. (cette partie doit être rapide pour éviter le

refroidissement de l’eau.)

Agiter doucement et attendre un moment puis mesuré la température d’équilibre (Teq).

Refaire l’expérience deux fois.

Q= CcΔT

ΔH=−mcp ΔT

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

7–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

I-4 : Questions

1. Trouver l’expression de Cc du calorimètre avec l’identification de l’unitée utilisée.

2. Calculer la valeur de Cc en précisant l’unité utilisable Ceau=4,187JKg-1

K-1

.

3. Comparer Cc avec m1 Ceau, puis avec m2 Ceau.

4. Calculer la température (Teq

) à l’équilibre thermique dans les deux cas :

a) En négligent de Cc.

b) Sans négligence de Cc. Que déduisez-vous ?

5. Calculer la valeur en eau du calorimètre µe = Cc/Ceau.

6. Consigner vos mesures dans le tableau suivant (tableau I-1) et la (figure I-4):

Tableau I-1 : Tableau des mesures et calculs

Masse (g) T (°C) Calcul

Calorimètre vide et ses accessoires mcal= --- μe=

L'eau froide m1= T1 = ---

L’eau chaude m2 = T1 = ---

Mélange de l'eau dans le calorimètre (ensemble) --- Teq= ---

Mélange de l'eau et de l’eau chaude ajoutée

dans le calorimètre

--- Teq’= ---

Figure I-4 : schéma explicatif de l’expérience

Etat initial Equilibre thermique

Q1 =………………….………Q2 =…………………. ………Qcal =…………………………

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

8–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

I-4 : Chaleur de neutralisation - Application aux solutions d'acides et de bases fortes

Hess a montré expérimentalement que lorsqu'une solution diluée d'un acide fort est neutralisée

par une solution diluée d'une base forte, la chaleur de neutralisation par molécule d'eau

formée est essentiellement constante et indépendante de la nature de l'acide et de la base.

La constance de cette valeur s'explique par le fait que les bases et les acides forts sont

complètement dissociés en solution :

Par conséquent, le dégagement de chaleur ne provient qu'une seule réaction : la combinaison

d'un ion hydronium (H3O

+

) avec un ion hydroxyle (OH-

) pour former une mole d'eau.

ΔH = -56,84 kJ.mol-1

à 25°C .

A l’issue de cette expérience, nous allons déterminer la chaleur de neutralisation d’une

solution de HCl par une solution de NaOH. La réaction chimique de neutralisation entraîne

une augmentation de température que nous allons mesurer.

La chaleur de neutralisation provenant de l'échange thermique entre les différentes

composantes du système peut s’écrire selon l’équation suivante :

En supposant que la capacité calorifique d’une solution de HCl et celle d’une solution de

NaOH soient égale à celle de l’eau, on peut écrire :

On utilise la valeur de Cc déterminée par l’étalonnage de calorimètre : ΔH= Cc ΔT.

d’où :

I-4 -1 :Modes Opératoires

- Prélever environ 150 ml d'une solution de HCl (1M) avec un bécher et mesurer la

température (THCl

). Verser cette solution dans le calorimètre. Peser le calorimètre pour

déterminer la masse de HCl - mHCl

.

- Prélever environ 150 ml d'une solution de NaOH (1M) avec un bécher et mesurer la

température (TNaOH

). Verser cette solution dans le calorimètre et mesurer la température du

mélange (TNaOH+HCl

). Peser le calorimètre pour déterminer la masse - mNaOH

-de la solution de

NaOH.

I-5: Questions 1. Remplir un tableau comportant l’ensemble des valeurs mesurées et calculées (les

températures THCl,

TNaOH

et TNaOH+HCl

, et les masses mHCl

, mNaOH

).

2. Calculer la chaleur de neutralisation (ΔHneutralisation

)d’un acide fort par une base forte

(Cp de l’eau = 4,18 J⋅K-1⋅g-1).

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

9–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TPII : Chaleur latente de fusion de la glace (Lf)

II :Rappels théoriques

Une masse m1 d'eau de chaleur spécifique connue est introduite dans le dispositif

calorimétrique: l'ensemble eau + dispositif calorimétrique atteint l'équilibre thermique à la

température T1. Si Cc représente la capacité calorifique du calorimètre (donc la valeur en eau)

celle de l’ensemble est (m1C1+Cc).

On introduit dans l'eau du calorimètre un fragment de glace de masse m2 et de chaleur

spécifique C2, porté à la température T2. Le système constitué par l’eau, le récipient et la

glace évolué vers un nouvel état d'équilibre thermique a la température uniforme Tf. Cette

évolution a lieu à pression constante, sans travail autre que celui des forces pression et sans

échange de chaleur avec l’extérieur. La loi du mélange généralisée, dans le cas de plus de

deux corps mis en contact thermique, nous permet d'écrire (Figure II-1) :

Figure II-1 : schéma explicatif pour obtenir l’équation calorimétrique

But Déterminer la chaleur latente de fusion de la glace.

Principe

Ce travail se base sur le principe de conservation de l’énergie ΣQi=0 appliqué aux systèmes

isolés thermiquement.

Remarque : Les changements d’état sont des transformations réversibles. Et donc La chaleur

absorbée par un solide, à température et pression constantes, pour passer de l’état solide

àl’état liquide (fusion) sera entièrement restituée au cours de la transformation inverse

(solidification) Figure II-2.

m2Lf

(m1C1+ Cc) (Tf-T1) + m2Lf + m2C1(Tf-T2) =0

0

(m1C1+ Cc) (Tf-T1) + m2C1(0-T2)+ m2Lf +m2C1(Tf-0) =0

0

Si T2 = 0

Si T2 ≤ 0

l :liquide

s :solide

(H2O)s (H2O)l

(H2O)l (H2O)l

T2≤0 T2=0

m2C2 m2C1 m1C1+Cc

Q1

Q3

Q1

(H2O)s (H2O)l

T2≥0

Q2

T (°C)

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

10–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Figure II-1 : Les changements d’état sont des transformations réversibles

Appareils et matériel

- Calorimètre - Bain marie (Plaque chauffante) – Thermomètre (Thermocouple) - Balance

- Eprouvette graduée - Erlenmayer – Chronomètre.

- Cubes de glace – Eau distillée.

Attention au thermomètre: éviter les chocs physiques et thermiques !

II-1 : Modes Opératoires

II-1-1 : Détermination de la valeur en eau du calorimètre µe

Peser le calorimètre et ses accessoires (la masse du calorimètre vide mcal).

Peser une masse m1= mfr 200 g d’eau.

Mesurer Ti la température initiale de l’eau froide.

Mettre l’eau dans le calorimètre, (le calorimètre est remis sur la balance pour déterminer

avec exactitude la masse d’eau introduite), puis mesurer sa température avec le

thermomètre (T1).C’est la température initiale de l’ensemble (l’eau et du calorimètre).

Prendre une masse d’eau m2= mch 160 g d’eau, mettre cette quantité dans un

erlenmayer.

Chauffer l’erlen à l’aide d’un bain marie. Ensuite mesurer la température de l’eau chaude

(T2~ 100°c).

Verser l’eau chaude (bouillant) dans le calorimètre. (cette partie doit être rapide pour

éviter le refroidissement de l’eau.)

Agiter doucement et attendre un moment puis mesuré la température d’équilibre (Teq).

Agiter et noter la température à I’ aide d'un thermomètre toutes les 10 secondes

jusqu'a l’équilibre thermique (Teq

). Utiliser le thermocouple et le chronomètre.

Remplir le tableau II-1.

Tableau II-1 : mesures de l’expérience II-1

Temps (t) en sec 0 10 20 30 40 50 60

Température (°C)

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

11–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

II-1-2 : Détermination de la chaleur latente de fusion de la glace

1. Mesurer Ta, la température ambiante de la salle (le laboratoire).

2. Déterminer mcal, la masse du calorimètre vide.

3. Remplir le calorimètre à moitié avec de l’eau (environ m1200 g) à température supérieure

à la température ambiante d’environ 15°C.

4. Mesurer (T1) la température initiale de l’eau.

5. Déterminer la masse mcal+eau, la masse du calorimètre rempli d’eau.

6. Prendre un morceau de glace non mouillé (placé sur une éponge ou d’un papier absorbant),

mesurer la masse de l'échantillon (m3). Hâtez-vous, parce que vous risquez de perdre une

partie de cette glace en eau au contact de la balance et de vos mains en la transportant.

7. Mesurer la température du morceau de glace (T3).

8. Déposer rapidement l'échantillon de glace (m3) dans le calorimètre qui contient 200 g

d’eau (contact thermique).

9. Agiter, constamment, et noter la température en fonction du temps toutes les 10

Secondes jusqu'a la fusion totale de la glace, surveiller la température et noter le minimum

atteint. Ceci devrait être la température d'équilibre du système (glace fondue + eau +

calorimètre) notée (Teq

’). Utiliser le thermocouple et le chronomètre (quand la

température de l’eau est inférieure, d’environ 15°C, à la température ambiante, mesurer

Tf , la température finale).

10. Consigner vos mesures dans le tableau suivant (tableau II-2):

Tableau II-2 : mesures de l’expérience II-2

Temps (t) en sec 0 10 20 30 40 50 60

Température (°C)

II-2 : Questions Inscrivez vos mesures dans le tableau de données ci-joint.

1. Calculer la valeur en eau du calorimètre (μe). Cp(H2O)l=1cal/(gr.deg),

Cp(H2O)s=0,5cal/(gr.deg)?

2. Calculer la chaleur latente de fusion de la glace (Lf). Comparez la valeur expérimentale

avec la valeur de référence donnée dans les notes de cours. Calculez le pourcentage d'écart

relatif ?

3. Déduire la chaleur latente de solidification (Ls) ?

4. Présentez dans votre rapport les résultats des mesures et vos calculs dans un tableau II-3 ?

5. Toutes les réponses doivent être justifiées. Discutez de vos résultats. Quelles sont les causes

d'incertitude ?

Tableau II-3 : Tableau des mesures et calculs

Masse (Kg) Mesure T (°C) Calcul

L'échantillon de glace m3 = T3 = ---

Calorimètre mcal= --- μe=

L'eau froide m1= T1 = ---

L’eau chaude m2 = T1 = --- Mélange de l'eau dans le calorimètre --- Teq= --- Mélange de l'eau et de la glace dans le calorimètre --- Teq’= ---

Chaleur latente de fusion de la glace --- --- Lf=

Chaleur latente de solidification de l’eau --- --- Ls=

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

12–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TPIII : Chaleur de dissolution enthalpie de dissolution

III-1 : Définition

L’enthalpie de dissolution c’est l’inverse de l’enthalpie de formation :

ΔHf

0

+ΔHd = 0 => ΔHd = -ΔHf

0

But

Détermination de la chaleur de dissolution (ΔHd) de l’acide sulfurique (H2SO4).

Principe

Ce travail se base sur le principe de conservation de l’énergie ΣQi=0 appliqué aux systèmes

isolés thermiquement.

Appareils et matériel

- Calorimètre - Bain marie – Thermomètre - Balance

- Eprouvette graduée - Erlenmayer – Tube à essai avec bouchon

- Acide sulfurique - Eau

Attention au thermomètre: éviter les chocs physiques et thermiques !!!

III-2 : Modes Opératoires

III-2-1:Détermination de la valeur en eau du calorimètre

Peser le calorimètre et ses accessoires (la masse du calorimètre vide mcal).

Peser une masse m1= mfr 200 g d’eau.

Mesurer Ti la température initiale de l’eau froide.

Mettre l’eau dans le calorimètre, (le calorimètre est remis sur la balance pour

déterminer avec exactitude la masse d’eau introduite), puis mesurer sa température

avec le thermomètre (T1).C’est la température initiale de l’ensemble (l’eau et du

calorimètre).

Prendre une masse d’eau m2= mch 160 g d’eau, mettre cette quantité dans un

erlenmayer.

Chauffer l’erlen à l’aide d’un bain marie. Ensuite mesurer la température de l’eau

chaude (T2= 65 à 70°C).

Verser l’eau chaude dans le calorimètre. (cette partie doit être rapide pour éviter le

refroidissement de l’eau.)

Agiter doucement et attendre un moment puis mesuré la température d’équilibre (Teq).

Refaire l’expérience deux fois.

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

13–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

III-2-2 : Détermination de la chaleur de dissolution de l’acide

1. Prendre un volume d’acide sulfurique concentré (H2SO4), en utilisant l’éprouvette

graduée. Mettre cette quantité dans un tube à essai, fermer ce dernier avec le bouchon.

2. Peser le tube, donner la masse (m1).

3. Introduire dans le calorimètre, une masse d’eau égale à 300 g et y immerger

partiellement le tube pour que l’acide atteigne la température de l’eau, noter cette

température Ti.

4. Effectuer ces opérations rapidement : sécher l’extérieur du tube avec un chiffon.

5. Verser prudemment le contenu du tube dans l’eau, puis fermer le calorimètre. Agiter

bien. Attendre l’équilibre, mesurer la température (Teq

’) d’équilibre (acide et eau). On

donne la température de l’acide avant de le versé dans le calorimètre TH2SO4

=22°C.

6. Peser le tube à essai vide avec son bouchon. Donner la valeur (m2).

III-3 : Exploitations des résultats

Rappelons que la formule de la chaleur dégagée ou absorbée est Q = m.C.ΔT en joules

avec :

m en g correspond à la masse d’eau.

ΔT = Tf - Ti est pris en valeur absolue. Le signe de ΔHd dépend du caractère

exothermique (0) ou endothermique (0) de la réaction.

ΔHd correspond à Q ramené à une mole de composé dissout.

III-4 :Questions

Inscrivez vos mesures dans le tableau.

1. Calculer la valeur en eau du calorimètre (μe).

2. Calculer la masse (m) de l’acide dissoute dans l’eau en grammes.

3. En versant l’acide dans l’eau, que remarquez-vous?

4. La réaction de dissolution est-elle endothermique ou bien exothermique?

5. Calculer la chaleur de dissolution (ΔHd) H2SO4

en (Cal/gr) et (Cal/mol).

6. Donner une définition simple de la chaleur de dissolution (ΔHd).

7. Quelle est la différence entre la chaleur de dissolution et l’énergie de liaison.

8. Déduire l’énergie de liaison en (Cal/gr) et (Cal/ mol).

Remarque

Q = C.ΔT =Q(H2SO4)

= m H2SO4

.(ΔHd).

Cp (H2SO4) = Cp(H2O)l

Cp(H2O)l =1cal/(gr.deg).

MH2SO4 = 98 g/mole.

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

14–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

IV- CINETIQUE

TPIV : Inversion du saccharose suivie par polarimétrie

(Étude d'une cinétique du 1er

ordre)

IV-1 : Définitions

Une substance est dite optiquement active si elle fait tourner le plan de polarisation de la

lumière d'un angle αλ.

D'après la loi de Biot cet angle est donné par l'expression :

α = α0(λ,T).l.c

Où :

α0(λ,T) est le pouvoir rotatoire spécifique (en degrés.dm-1

.g-1

.mL) pour la longueur d'onde λ et

la température T.

l : est la longueur de la colonne de liquide (en dm)

c : est la concentration de la solution (en g/mL)

Dans le cas d'une solution contenant plusieurs substances optiquement actives, les pouvoirs

rotatoires ont des propriétés additives :

IV-2 : Application à l'hydrolyse du saccharose

En milieu acide aqueux, le saccharose se transforme lentement en glucose et en fructose selon

le bilan :

C12H22O11 + H2O –––––––– C6H12O6 + C6H12O6

saccharose D-glucose fructose

M=342 g/mol M=180 g/mol M=180 g/mol.

dextrogyre dextrogyre lévogyre

Rechercher dans le Hand-Book, les pouvoirs rotatoires spécifiques de ces différents

composés. Justifier le nom "d'inversion du saccharose" que l'on donne souvent à cette

réaction. Que signifie le D de « D-glucose » ?

IV-3 : Cinétique de l'hydrolyse du saccharose

On note à la concentration initiale en saccharose et a-x la concentration en saccharose

au temps t.

La réaction s'effectue suivant une cinétique du 1er

ordre par rapport au saccharose. On se

propose de suivre cette cinétique par polarimétrie, en mesurant l'angle de rotation α d'une

solution aqueuse de saccharose au cours du temps.

On note α(0), α(t) et α(∞) la valeur de cet angle mesuré respectivement à l'instant

initial, à un instant t quelconque et au bout d'un temps infini. Établir la relation entre α(0),

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

15–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

α(t), α(∞), t et k, constante de vitesse de la réaction. On montrera en particulier que la relation

est identique selon que la solution de départ est partiellement hydrolysée ou non.

IV-4 : Mode opératoire

On dispose d'une solution de saccharose à 300 g.L-1

: solution A

1) Détermination de α(∞)

- A 25 mL de A, ajouter 10 gouttes de HCl 4M. Compléter à 50 mL avec de l'eau distillée.

L'ensemble est alors porté au bain-marie pendant 20 min, dans un récipient muni d'un

réfrigérant à reflux.

- Après refroidissement jusqu'à la température ambiante mesurer α(∞). Comparer à la valeur

attendue.

- Faire le calcul d'incertitude. Expliquer le principe de cette façon de procéder.

2) Mesure de α(0)

- Prélever à la pipette 25 mL de A et les diluer deux fois avec de l'eau.

- Dévisser le capuchon du tube en évitant de laisser tomber la lame de verre.

- Rincer le tube à l'eau distillée puis avec la solution préparée.

- Remplir ensuite le tube jusqu'à avoir un ménisque bombé.

- Poser la lame de verre sur ce ménisque, puis revisser le capuchon : il ne doit pas y avoir de

bulle d'air à l'intérieur du tube. Ceci fait, rincer ce dernier à grande eau sous le robinet de

manière à éliminer toute trace de sucre à la surface.

- Pour terminer, sécher soigneusement les faces optiques et le tube.

- Mesurer α(0). Comparer à la valeur attendue.

- Faire le calcul d'incertitude.

3) Mesure de α(t)

A 25 mL de la solution A ajouté 25 mL d'acide chlorhydrique 4 M.

Déclencher le chronomètre au moment du mélange (environ milieu de l'ajout).

Opérer comme précédemment. Noter les valeurs de α(t) toutes les 2 mn.

IV-5 :Exploitation

1) Calculer k

- Tracer le graphe convenable dont l'exploitation conduit à la valeur de la constante k. Ne pas

oublier de donner l’unité (on utilisera la minute comme unité de temps).

2) Les saccharides

- Donner les formules développées du saccharose, du glucose et du fructose.

- On s’initiera, pour dessiner les formules, à l’utilisation d’un logiciel de dessins moléculaires.

- Que signifie le D du D-glucose ?

- Donner le mécanisme de la réaction pour 5/2 uniquement).

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

16–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TPV : La saponification d’un ester : l'éthanoate d'éthyle

(Étude d'une cinétique du second ordre)

Cinétique ou comment déterminer expérimentalement l’ordre globale d’une réaction ?

V : Introduction

La réaction de saponification est connue depuis l’Antiquité. Elle est utilisée pour

fabriquer les savons. La recette originale vient de la ville d’Alep en Syrie. On y

fabriquait le savon à partir d’huile d’olive ou de laurier et de cendres.

Les cendres contiennent une base (en pratique le carbonate de sodium Na2CO3) qu’on a

longtemps appelé «soude». Ce terme est aujourd’hui utilisé pour désigner les solutions

d’hydroxyde de sodium NaOH. La recette s’est répandue dans l’Antiquité sur tout le

bassin méditerranéen. Et c’est à Marseille que s’est développée.

Au XVIIème

siècle une véritable industrie de fabrication des savons.

On comprend alors la renommée du savon de Marseille aujourd’hui.

La réaction de saponification, lente à température ambiante et quasi-totale, met en jeu

un ester et une base forte.

La cinétique chimique est l’étude de la vitesse avec laquelle la réaction chimique a

lieu ; et cette vitesse dépend d’un grand nombre de facteurs tels que la température, la

pression, la composition chimique du système et la présence d’un catalyseur.

Buts :

1. Vérification graphique de l’ordre globale de la réaction.

2. Détermination graphique de la valeur de la constante de vitesse k.

Réaction étudiée. C’est la saponification de l’éthanoate d’éthyle : Plusieurs hypothèses sont possibles quant à l’ordre de

cette réaction.

V-1 : Ordre 1 par rapport à la soude

La vitesse de disparition des ions OH- se définit comme suit :

Si l’on opère en présence d’un excès d’ester, la concentration de ce dernier peut être considérée

comme constante et on peut définir une constante de vitesse apparente k’= k[ester]:

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

17–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

V-2 : Ordre 2 par rapport à la soude

La vitesse de disparition des ions OH- se définit comme suit :

Si l’on opère en présence d’un excès d’ester, la concentration de ce dernier peut être considérée

comme constante et on peut définir une constante de vitesse apparente k’= k[ester]:

Montrons que la mesure de la conductance de la solution nous permet d’accéder à [OH-].

Produits et matériels nécessaires :

- Solution de l’acétate d’éthyle (d=0,9, M=88,1 g/mol) par litre.

- Solution de HCl 0,02 M, Eau distillée.

- Solution de NaOH 0,06 M.

- phénolphtaléine.

- Eprouvette graduée - Erlenmayer – Becher – pipette jaugée - Fiole jaugée- Burette graduée.

V-3 : Mode opératoire

1. On verse dans un erlenmayer de 250 ml, 50 ml de la solution de NaOH .

2. Ensuite, en prend une pipette jaugée et on prélève 50 ml de la solution de l’acétate

d’éthyle. Et on déclenche simultanément le chronomètre : c’est le temps initial t0 = 0.

3. Ajouter 5 gouttes de phénolphtaléine au mélange réactionnel qui devient rouge

violacé après l’homogénéisation.

4. Prélever 10 ml du mélange réactionnel à l’aide d’une pipette et verser dans un bécher.

5. Remplir la burette graduée avec la Solution de HCl.

6. Effectuer le dosage de la soude (NaOH) restante continue dans le mélange à divers

moments (chaque 2 min).

7. Noter le temps à la fin du titrage est révélé par une (décoloration de solution). Tableau V-1 : Tableau des mesures et calculs

T (min) 0

Vacide (ml) 0

OH- (mol/l)

V-4 : Exploitation

1. Calculer les concentrations des solutions mères.

2. Calculer les concentrations des solutions initiales à (t0=o).

3. Calculer les concentrations de OH- en fonction du temps en utilisant la loi de

neutralisation.

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

18–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

4. Tableau des mesures et calculs : remplir le tableau (Tableau V-2) ci-dessous

Tableau V-2 : Tableau des mesures et calculs

T (min) 0

Vacide (ml) 0

(mol/l)

ln OH-

5. Vérifier et justifier graphiquement l’ordre global de cette réaction (saponification).

5.1. La courbe OH-= f(t)

5.2. Commentaire !

La courbe OH-= f(t) ……………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………

L’ordre de la réaction……………………...........................................................................

……………………………………………………………………………………………….

La constante de vitesse k………………………………………............................................

5.2. La courbe ln OH-= f(t)

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

19–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

5.3. Commentaire !

La courbe ln OH-= f(t) ……………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………

L’ordre de la réaction……………………...........................................................................

……………………………………………………………………………………………….

La constante de vitesse k………………………………………............................................

5.3. La courbe 1/OH-= f(t)

5.4. Commentaire !

La constante de vitesse k………………………………………............................................

………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………

La courbe 1/OH-= (t)…………………

…………………………………………

…………………………………………..

L’ordre de la réaction…………………..

…………………………………………

…………………………………………..

Conclusion :……………………………

…………………………………………

…………………………………………

…………………………………………

…………………………………………..

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

20–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TPVI : Cinétique de la décomposition de l'eau oxygénée

«peroxyde d'hydrogène, H2O2»

VI: Rappels théoriques L'eau oxygénée ou est un produit de première importance car ses propriétés oxydantes fortes la

font utiliser comme antiseptique, stérilisant ou encore dans la dépollution des eaux. On se propose

d'étudier certaines caractéristiques thermodynamiques et cinétiques de ce composé.

Le peroxyde d’hydrogène (ou eau oxygénée) se décompose lentement à la température ambiante et ne

peut se garder longtemps. Cette décomposition peut être accélérée grâce à un catalyseur contenant des

ions Fe3+

. L'eau oxygénée est un composé instable. Elle se décompose en produisant du dioxygène et

de l'eau.

La cinétique chimique est la science qui s’occupe de la façon dont les réactions chimiques

procèdent (mécanisme) et de leur vitesse. La vitesse de disparition des réactifs ou la vitesse de

l’apparition des produits. Soit une réaction dont le bilan global est : a A + b B–––c C + d D

a, b , c, d : coefficients stoechiométriques . Les réactifs A et B disparaissent au moment où les produit

C et D se forment. La vitesse de la réaction se définit par : V = k[A].[B]

β

k est la constante de vitesse, fonction unique de la température.

α et β sont des entiers ou demi-entiers, α est l’ordre partiel de la réaction par rapport

à A, β est l’ordre partiel de la réaction par rapport à B. (α + β) est l’ordre global de la réaction.

Si a = α et b = β, on dit que la réaction est simple (elle se passe en seule étape).

Si a ≠ α et b ≠ β, on dit que la réaction est complexe (elle se passe en plusieurs étapes).

Si α = 1, on dit que la réaction est du 1er ordre par rapport à A

Si β = 2, on dit que la réaction est du 2ème

ordre par rapport à B.

L’expression générale qui caractérise la loi cinétique d’une réaction A ––– produits est :

ln [A] = ln [A]0 –kt Ordre = 1

Objectifs

- Utiliser une méthode chimique pour étudier la cinétique d'une réaction. - Étudier l'évolution dans le temps de la réaction de décomposition de H2O2 catalysée par les ions Fe

3+.

But de la manipulation

- Tracer la courbe d'avancement de réaction et déterminer la vitesse à différentes dates.

- Vérifier que la réaction est d'ordre1, calculer la constante de vitesse à la température de

l'expérience.

Principe

Le principe de cette étude est repose sur la mesure du volume du dioxygène à divers

moments.

Produits et matériels nécessaires :

- peroxyde d'hydrogène (eau oxygénée) H2O2 à 30% massique.

- Solution de trichlorure de fer FeCl3 avec une concentration de 10g/250 ml.

- Eau distillée.

- Eprouvette graduée (100ml) – Erlenmayer 25 ml – Cristallisoir– Thermomètre –

Chronomètre.

K, n 2 H2O2 2 H2O + O2

Ordre n ≠ 1

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

21–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Figure VI-1 : Schéma explicatif du montage de l’expérience

VI-1 : Technique opératoire (Protocole)

1. Verser 25ml de solution d'eau oxygénée dans un erlenmayer préalablement rincé à

l'eau puis à l'eau oxygénée.

2. Diluer la solution avec de l’eau distillée, puis ajouter la solution contenant le

catalyseur. L’erlenmayer est relié immédiatement à une éprouvette graduée pleine

d’eau (on peut utiliser l’eau de robinet) et placé dans un cristallisoir (Figure VI-1).

3. Déclencher le chronomètre et lire le volume de dioxygène dégagé à divers moments.

4. Prendre la température et le volume du milieu.

1ère

expérience :

3 ml de H2O2 à 30% massique. 5 ml d’une solution de FeCl3.6 H2O. 12 ml d’eau distillée.

Compléter le tableau suivant (Tableau VI-1): Tableau VI-1 : Tableau des mesures et calculs de 1

ère expérience

V(O2) (ml) 0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50

T (min) 0

H2O2 (mol/l) H2O20=

2ème

expérience :

3 ml de H2O2 à 30% massique. 6 ml d’une solution de FeCl3.6 H2O. 11 ml d’eau distillée.

Compléter le tableau suivant (Tableau VI-2): Tableau VI-2 : Tableau des mesures et calculs de 2

ème expérience

V(O2) (ml) 0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50

T (min) 0

H2O2 (mol/l) H2O20=

3ème

expérience :

4 ml de H2O2 à 30% massique. 6 ml d’une solution de FeCl3.6 H2O. 10 ml d’eau distillée.

Compléter le tableau suivant (Tableau VI-3): Tableau VI-3 : Tableau des mesures et calculs de 3

ème expérience

V(O2) (ml) 0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50

T (min) 0

H2O2 (mol/l) H2O20=

VI-2 : Exploitation

1. Déterminer dans chaque cas l’ordre de la réaction et la constante de la vitesse.

2. Cette réaction est-elle simple ou complexe, justifier.

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

22–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Les courbes : H2O2 = f(t) (pour les 3 expériences : 1ère

, 2ème

et 3ème

)

Les courbes : lnH2O2 = f(t) (pour les 3 expériences : 1ère

, 2ème

et 3ème

)

Les courbes : = f(t) (pour les 3 expériences : 1ère

, 2ème

et 3ème

)

La courbe :……………………………….

……………………………………………

…………………………………………….

L’ordre de la réaction…………………….

……………………………………………

……………………………………………

La constante de vitesse k

……………………………………………

……………………………………………

……………………………………………

……………………………………………

…………………………………………….

H2O2

t

Ln H2O2

t

La courbe :……………………………….

……………………………………………

…………………………………………….

L’ordre de la réaction…………………….

……………………………………………

……………………………………………

La constante de vitesse k

……………………………………………

……………………………………………

……………………………………………

……………………………………………

…………………………………………….

La courbe :……………………………….

……………………………………………

…………………………………………….

L’ordre de la réaction…………………….

……………………………………………

……………………………………………

La constante de vitesse k

……………………………………………

……………………………………………

……………………………………………

……………………………………………

…………………………………………….

t

2………………………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………………

……………….

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

23–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TPVII : Mesure du rapport des chaleurs massiques d’un gaz.

Objectif

On provoque un apport d’énergie thermique dans un gaz enfermé dans un récipient de verre

en envoyant une impulsion de courant dans un fil chauffant.

L’élévation de température provoque l’élévation du niveau du liquide dans le manomètre

branché sur le récipient. On détermine, à partir de la variation de pression, la capacité

calorifique CV.

VII-1 : Mode opératoire

Le chauffage est réalisé à l’aide de deux fils Chrome-Nickel de longueur 15 cm

environ et de 0,1mm de diamètre, branchés en parallèle. Ces fils sont fixés en forme d’une

double boucle en huit, au-dessus du fond du récipient, sans le toucher.

La sortie 5 volts (continu) du compteur digital à 4 décades est utilisée comme source courant.

Une impulsion sur le bouton poussoir déclenche simultanément le chronomètre et le

chauffage.

La lecture de la variation de pression ΔP se fait une fois l’impulsion arrêtée, à ce moment le

compteur digital affiche la durée de l’impulsion ou du passage de courant.

Les données nécessaires au calcul de l’apport d’énergie, c'est-à-dire la tension U et l’intensité

I du courant sont mesurées séparément.

Pour la détermination de CV, on branche le manomètre sur l’enceinte du gaz. Il faut veiller,

lors du branchement, à ce que le manomètre soit soigneusement mis à niveau à l’aide du

niveau à bulles.

VII-3 : Théorie et exploitation

La capacité calorifique molaire d’un corps est le quotient de la chaleur reçue et de la variation

de la température, par mole : (où n est le nombre de moles)

On désigne par CV, la capacité calorifique à volume constant et

CP à pression constante.

Selon le premier principe de la thermodynamique :

dU=dQ- PdV où U est l’énergie interne, d’où : dQ=dU+ PdV

A volume constant dV=0, on a

A pression constante dP=0, on a

VII-3 -1 : Mesure de CV

Le gaz reçoit par suite de l’impulsion de courant l’énergie Q=U I ΔT où :

U est la tension

I est l’intensité de courant

ΔT est la durée de l’impulsion.

L’augmentation de température ΔT provoque, pour un volume constant V, une augmentation

de pression ΔP. Le dispositif expérimental de mesure de CV est une source très faible de

modification du volume qui doit être prise en considération dans les calculs.

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

24–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

De l’équation d’état des gaz parfaits (l’air étant supposé parfait), on écrit :

Et

où : R=8.314 JK-1

mol-1

Le tube ascendant du manomètre a un rayon r =2 mm. A une modification de longueur

Δl =1cm dans le tube correspond une variation de pression ΔP=0,147 mbar. A partir de là, on

obtient : ∆V= a ∆P Où a = (π r2)/0,174 (mbar/cm)=0,855 cm

3/mbar, d’où finalement :

VII-4 : Modes opératoires

a. Notez la pression atmosphérique de la salle.

b. Entre deux mesures:

- Le liquide manométrique doit être revenu à sa graduation initiale (on accélère la

descente en ouvrant le robinet en haut du récipient)

- Robinet fermé

- On appuie puis on relâche l’interrupteur en notant la position maximale de montée du

liquide manométrique. On relève dans un tableau de mesures le temps Δt de chauffe

indiqué au compteur et la variation de pression ΔP correspondante.

c. Effectuez au moins une dizaine de mesures pour Δt allant de 0,1 à 2,8 s.

d. Tracer la droite ΔP = f (Δt)

e. Déterminez la pente de cette droite en mbar/s puis en Pa/s

f. Calculez la valeur expérimentale de CV (en J/kg.K)

g. Calculez ΔCV la tolérance de CV.

h. Calculez la valeur théorique de CV par la théorie cinétique des gaz. Comparer les deux

valeurs et commentez. Quelles sont, à votre avis, les sources d’erreur dans la détermination

expérimentale du CV ? Argumentez vos suggestions.

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

25–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TPVIII : Propriétés thermodynamiques de gaz parfait (GP)

Objectif

La température, le volume et la pression d’un gaz sont mesurés simultanément pour vérifier la

loi des gaz parfaits.

VIII-1 : Théorie

En 1662, Robert BOYLE a montré que le produit de la pression (P) et le volume (V)

d’un gaz à température constante est constant : P V = Cste

En 1787, Jacques CHARLES a vérifié expérimentalement que le volume et la

température (T) d’un gaz à pression constante sont proportionnels. V=T k1 (où k1 est

une constante)

En 1802, Joseph GAY-LUSSAC a montré que la relation entre la pression et la

température d’un gaz à volume constant est : P= T k2 (où k2 est une constante).

La loi des gaz parfaits combine les trois relations. La pression absolue (P) et le volume

(V) d’un gaz à la température absolue (T) en degré KELVIN est : PV = nRT Où n est

le nombre de moles du gaz et R est la constante des gaz parfaits.

VIII-2 : Matériel

La seringue de la loi des gaz parfaits (Figure VIII-1), permet de mesurer

simultanément la température et la pression d’un gaz comprimé. Une thermistance intégrée à

l’extrémité de la seringue permet de mesurer le changement de température. Le piston est

équipé d’un arrêt mécanique qui protège la thermistance.

Le capteur d’un mini jack stéréo est relié à un capteur de température (Figure VIII-2)

et le connecteur de pression lu aussi est connecté à un capteur de pression (Figure VIII-3).

Ces deux capteurs sont relies à une interface (Figure VIII-4) qui traduit le signal capté et le

transmet à l’ordinateur.

Le logiciel « Data Studio » permet l’interprétation des données.

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

26–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

VIII-3 : Manipulations

VIII-3-1 : Manipulation 1

VIII-3-1-1) Procédure

Démarrez le logiciel « Data Studio»

Choisissez une fréquence de mesure de 20 HZ

Faites apparaitre les deux graphes (température en fonction du temps et la pression en

fonction du temps) sur l’écran de l’ordinateur.

Déconnectez le capteur de pression et enfoncez le piston de la seringue complètement

jusqu'à atteindre le volume minimal (environ 22 cm3)

Repositionnez le piston de la seringue au volume 40 cm3 et reconnectez le capteur de

pression (Figure VIII-5).

Cliquez sur démarrer dans la barre d’outil du logiciel (Figure VIII-6), puis enfoncez le

piston rapidement jusqu’au volume initial.

Maintenez cette position jusqu’à ce que la température et la pression soient stables.

Relâchez le piston et notez la valeur du volume atteint par le piston (valeur différente

de la valeur du volume initial).

Cliquez sur arrêter, sans oublier d’enregistrer les graphes obtenus.

Figure VIII-3 : Capteur de pression « absolu » Figure VIII-2 : Capteur de température

Figure VIII-4 : Interface

Figure VIII-1 : Seringue de la loi des gaz

parfaits

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

27–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

VIII-3-1-2): Exploitation des résultats

1. Sur le graphe de pression, surlignez (positionnez le curseur et marquez la zone) la zone

juste après le début des mesures (juste après la compression de l’air). Les valeurs de la

pression seront également surlignées. Reportez la valeur de la pression initiale (P1)

dans le tableau VIII-1.

2. Répétez la même procédure juste avant de relâcher le piston. Reportez la valeur finale

de la pression (P2) dans le tableau VIII-1.

3. Reportez également la valeur du volume (V2) de la seringue quand le piston

est complètement comprimé. Elle devrait être proche de 20 cm3.

Tableau VIII-1 : tableau de mesures

Volume (cm3) Pression (kPa) Volume (cm

3) Pression (kPa)

1 40,00

2

A température constante, la loi des gaz parfaits se réduit à :

a- Vérifiez la relation (1) pour les valeurs du tableau VIII-1.

b- L’égalité est-elle vérifiée ? Pourquoi ?

4. En tenant compte de la correction du volume de la seringue, c'est-à-dire en rajoutant

le volume du tube V0, la relation (1) s’écrira :

Figure VIII-5: photo de la seringue avec les deux

capteurs connectés

Figure VIII-6: Figure 6 : Barre d’outils de

« Data Studio »

(1)

(2)

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

28–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

En utilisant vos mesures de V1, V2, P1 et P2 résoudre l’équation (2) pour calculer V0.

5.Sur le graphe de température, surlignez la zone juste au début de la compression. La valeur

de la pression peut être différente que celle trouvée précédemment. Reportez les valeurs de la

pression initiale (P1) et de la température initiales (T1) sur le tableaVIII-2.

6. Reportez la valeur du volume initial (V1) en tenant compte de la valeur de V0 calculée

précédemment. Notez que V1≠ 40 cm3.

7. Surlignez la zone où la température est maximale. Relevez la valeur de la

pression (P2) correspondante à la température maximale (T2). Reportez-les

valeurs de P2 et T2 dans le tableau 2.

8. Reportez dans le tableaVIII-2 la valeur (V2) du volume à la fin de la compression.

(N’oubliez pas de tenir compte de la correction du volume de la seringue).

9. La loi des gaz parfaits peut s’écrire de la manière suivante :

a- Utilisez les valeurs du tableau VIII- 2 pour calculer les rapports :

10. Comparez les deux rapports. Sont-ils égaux ? Calculez la différence, en pourcent,

entre les deux valeurs en utilisant la relation suivante :

Tableau VIII-2: tableau de mesures

Volume (cm3) Pression (kPa) Volume (cm

3) Pression (kPa)

1

2

VIII-5 : Manipulation 2

VIII-5-1) Procédure

Fixer le volume du gaz dans la seringue à 60 cm3.

Comprimer le gaz jusqu’au volume 55 cm3.

Lorsque l’équilibre est atteint, comprimer encore une fois le gaz jusqu’au volume 50

cm3.

Continuer de la même manière, en réduisant le volume à chaque fois de 5 cm3, jusqu’à

atteindre le volume minimal.

VIII-5-2) Exploitation des résultats

A partir des données recueillies, remplir le tableau suivant (Tableau VIII-3):

Tableau VIII-3 : Tableau des données recueillies

Volume (cm3) ɵ(°C) T(K) P(Pa) T/P

60

55

…..

Jusqu’à Vminimal

Tracer le graphe V en fonction de T/P, puis conclure

Déterminer le nombre de moles contenues dans la seringue.En déduire le volume V0.

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

29–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

TP IX : Premier principe de la thermodynamique, dilatation thermique.

Objectif

Il s’agit de déterminer le coefficient de dilatation linéaire d’un solide et de démontrer

l’anomalie thermique de l’eau.

IX.1 : Théorie

Une augmentation de la température T d’un corps a pour effet de provoquer une augmentation

de l’amplitude d’oscillation des atomes du corps. La distance moyenne (ou libre parcours

moyen) entre les atomes devient plus grande et par là également, le volume total V (à pression

constante P).

On définit le coefficient de dilatation volumique comme :

avec : v0 le volume initial, α mesuré en (°C)-1

ou (K)-1

.

Remarque

Pour les corps solides, on considèrera une seule dimension (qui sera la longueur du

tube solide) et nous aurons :

(L: longueur totale du tube solide).

Comme les modifications de longueur ∆L = L – L0 sont petites par rapport à la longueur

initiales L0, on peut écrire : et par conséquent :

(T0 : température initiale).

La dilatation thermique de l’eau est un phénomène intéressant parce qu’il présente une

anomalie entre 0°C et 4°C. Entre ces deux températures, l’eau se contracte sous l’effet de

l’échauffement (le volume diminue au fur et à mesure que la température augmente) et elle ne

se dilate qu’à des températures plus élevées. Etant donné que la densité correspond à l’inverse

du volume d’une quantité de matière, l’eau atteint donc un maximum de densité à environ

4°C.

IX.2 : Manipulations

IX.2-1 : Partie 1 : Détermination des coefficients linéaire de dilatation thermique du

cuivre et de l’aluminium.

But

Il s’agit d’étudier la dilatation linéaire du cuivre et de l’aluminium en fonction

de la température.

2) Matériel

Le matériel utilisé dans cette manipulation :

- Appareil de dilatation thermique

- Thermostat

- Un thermomètre

- Deux tiges (cuivre et aluminium)

-Eau

Figure IX-1 : Dispositif expérimental

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

30–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

IX.3 : Modes opératoires

a. Mesurer la longueur initiale L0 de la tige.

b. Placer la tige sur le support de l’appareil de dilatation thermique.

c. S’assurer que les tuyaux sont bien branchés.

d. S’assurer que le récipient est rempli d’eau.

e. Allumer la pompe pendant 10 secondes afin de permettre à l’eau de circuler dans la tige,

puis l’éteindre.

f. Mettre le dilatomètre en contact avec l’une des extrémités de la tige ; puis s’assurer du bon

réglage du zéro avant de visser la vis qui sert à sa fixation.

g. Noter la température initiale de l’eau T0. h. Remettre la pompe en marche, puis, en s’aidant

du dilatomètre et du thermomètre, noter dans un tableau (Tableau IX-1), les variations de la

longueur de la tige ∆L correspondant à des variations de température (Ti – Ti-1) comprises

entre 5 et 10 °C. i = 1…..,6. ∆T étant défini, quant à lui, par ∆T=Ti-T0.

Tableau IX-1: tableau de mesures

∆L (μm)

∆T (°C)

i. Remplacer l’eau du récipient par une eau à température ambiante, puis refaite l’expérience

en utilisant la deuxième tige.

IX.4 : Exploitation des résultats

1. Représenter sur papier millimétré, le nuage de points (∆Li , ∆Ti) pour les deux tiges Al et

Cu.

2. Lisser au sens des moindres carrés, le nuage de points obtenu. Donner l’équation de la

courbe d’ajustement ∆L = f (∆T).

3. Déduire les coefficients linéaires de dilatation thermique α Cu et α Al , ainsi que les erreurs

absolues correspondantes ∆αCu et ∆αAl , respectivement.

4. Comparer les valeurs trouvées avec celles de la littérature.

5. Commenter les résultats.

6. Quelles sont les principales sources d’erreurs dans cette expérience.

IX.5 : Partie 2 Démonstration de l’anomalie thermique de l’eau.

But

Il s’agit de mesurer la dilatation thermique de l’eau dans une plage de température entre 0°C

et 15°C et de prouver l’anomalie de l’eau.

Matériel & produits

Le matériel utilisé dans cette manipulation :

- Dispositif de mesure de l’anomalie de l’eau.

- Cuve en plastique.

- Agitateur magnétique.

- Thermomètre numérique.

- Sonde à immersion NiCr-Ni.

- Eau.

- Sel de cuisine.

- Glace concassée.

Figure IX-2 : Dispositif de mesure de

l’anomalie de l’eau

_______________________________________________________________________________________________________________TP Chimie- 2

31–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

IX.6 : Modes opératoires

IX.6 -1 : Introduction

Au cours de l’expérience, la dilatation de l’eau est mesurée dans un

récipient avec colonne montante. On mesure la hauteur de montée h

en fonction de la température de l’eau. Si l’on tient compte de la

dilatation du récipient, le volume total de l’eau dans le récipient et la

colonne résulte de l’équation suivante :

avec :

V0 : Volume de la fiole (V0 = 325 ml)

d : Diamètre interne de la colonne montante (d = 1,5 mm)

α = 3,3 10-6

K-1

: coefficient de dilatation linéaire du verre Pour la densité de l’eau, il en

résulte que :

IX.6 -2 : Réalisation

Assembler l'appareillage expérimental.

Préparer un mélange de glace concassée et de sel de cuisine et mettre-le tout dans la

cuvette en plastique.

Placer la cuvette sur l'agitateur magnétique.

Placer l'appareillage expérimental dans la cuvette.

Relever la hauteur de montée de l'eau sur la colonne ainsi que la température

correspondante.

Mettre l'agitateur magnétique en marche et régler-le à une vitesse moyenne.

Relever le niveau d’eau dans la colonne montante h, puis porter le résultat dans un

système de coordonnées, en fonction de la température Ө (effectuer une mesure tous

les 0,5°C).

Dès que la température tombe en dessous de 0,5 °C, retirer l'appareillage expérimental

de la cuvette afin d'éviter que l'eau ne gèle.

IX.7 : Exploitation des résultats

1. Tracer le graphe représentant la hauteur de montée h qu’atteint l’eau dans la colonne

montante en fonction de la température Ө.

2. Tracer l’évolution de la densité de l’eau en fonction de la température Ө.

3. Commenter l’allure de la courbe de densité en fonction de la température obtenue.

4. A quelle température la densité de l’eau est maximale.

5. Comment expliquez-vous le phénomène observé.

32–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––H.ZATER

Bibliographie Documents relatifs à la différence entre température et chaleur

Matthieu Barreau Température et chaleur. Cours de Thermodynamique n°1, Metz.

France.2007.

Documents relatifs à la Calorimétrie& Thermodynamique

B. Fosset, J-B. Baudin, F. Lahitète, V. Prévost, Chimie TOUT-EN-UN • PSI-PSI*, ©

Dunod, Paris, 2008, 537 pages.

P. Amiot, L. Marlot, Thermodynamique, Scientific WorkPlaceet, université Laval,

Québec, Canada, 2003. 113 pages.

Pierre Eugène Marcelin Berthelot, Traité pratique de calorimétrie chimique, Editeur :

Relié M. Leaute, 1905.

Marcellin Berthelot, Traité pratique de calorimétrie chimique, par M. Berthelot, 1893

Editeur : Gauthier-Villars et fils, 198 pages.

F.P. Miller, A. F. Vandome, J. McBrewster, Calorimétrie: Thermodynamique, Transfert

thermique, Calorimètre, Bombe calorimétrique, Énergie interne, Fonction d'état, Capacité

thermique, Changement d'état, Alphascript Publishing, 2011. 80 pages.

Documents relatifs à la Cinétique chimique

C. Vanhaverbeke, Chapitre 1 : Cinétique chimique Université Joseph Fourier de

Grenoble - Année universitaire 2011/2012.

Documents relatifs aux TP (VI, VII, VIII, IX)

M. Amoura-Louni, M. Zizi, T. Benhaddad, Travaux Pratique Thermodynamique,

Université des sciences et de la technologie Houari-Boumédiène, Année 2017-2018.