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Travaux pratiques de
chimie générale :
techniques de bases 1
I. Notions de base .................................................................................................................................................. 3
A. Généralités ..................................................................................................................................................... 3 B. Nomenclature des ions ................................................................................................................................... 4 C. La quantité de matière ................................................................................................................................... 5 D. La réaction chimique ..................................................................................................................................... 8
II. Introduction aux TP ...................................................................................................................................... 11
A. Présentation du laboratoire .......................................................................................................................... 11 B. La sécurité dans le laboratoire ..................................................................................................................... 15 C. La présentation des résultats ........................................................................................................................ 16 D. L’évaluation ................................................................................................................................................ 17
III. Les techniques de base ................................................................................................................................. 18
A. Etalonnage d’une solution de soude et détermination de la masse molaire d’un acide cristallisé ............... 18 B. Transvasement quantitatif ............................................................................................................................ 19 C. Dosage du fer II par le permanganate de potassium .................................................................................... 20 D. Dureté de l’eau : dosage du calcium et du magnésium ................................................................................ 21 E. Préparation d’une solution d’acide phosphorique ........................................................................................ 23
IV. Annexes .......................................................................................................................................................... 25
A. Indicateurs colorés acido-basiques .............................................................................................................. 25 B. Potentiels standards à 25°C ......................................................................................................................... 25 C. Calculs d’incertitudes .................................................................................................................................. 26 D. Exemples de calculs d’incertitudes .............................................................................................................. 27
Valérie BELLOT-BURLET
Rémi BLANCHARD
Nathalie FROLET
Christine GOUX
Mickaël HENRY
Evelyne PHAM-NGUYEN
Christian LOPEZ
1ère année 2016-2017
Département de CHIMIE Options : Chimie des Matériaux Chimie Analytique et de Synthèse
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I. Notions de base
A. Généralités Les Grecs anciens se sont demandés jusqu’à quel point on pouvait diviser la matière. Ils ont
ainsi développé le concept d’élément. ARISTOTE (384-322 av. J.C.) en avait identifié quatre
(la terre, l’air, le feu et l’eau) qui, combinés entre eux, pouvaient produire toutes les autres
substances. En 1661, Robert BOYLE (1627-1691) remet en cause ces 4 éléments et suggère
l’existence de particules minuscules de matière fondamentale. Il fait ainsi apparaître la notion
moderne d’élément chimique. Et c’est en 1804 qu’un maître d’école et chimiste anglais, John
DALTON (1766-1844), suppose l’existence d’atomes caractérisés par leurs masses.
Chaque élément a un nom et un symbole unique constitué d’une première lettre en majuscule
et souvent d’une seconde (rarement d’une troisième) en minuscule. L’élément est identifié par
son numéro atomique Z qui représente le nombre de protons contenus dans le noyau et, par
conséquent et compte tenu de la charge nulle de l’atome, correspond au nombre d’électrons
constituant son nuage électronique.
Chaque élément possède des propriétés physiques et chimiques qui lui sont propres. La
chimie est l’art de combiner ces éléments afin de créer de nouvelles substances. Mais avec
plus de 100 éléments connus on peut être découragé à l’idée de connaître toutes les propriétés
et les millions de combinaisons possibles. Heureusement les chimistes ont eu l’idée de ranger
les éléments selon leur numéro atomique. Le tableau périodique ainsi formé laisse apparaître
des groupes (colonnes) d’éléments dont les propriétés sont proches. En 1860 les chimistes du
monde entier se réunirent en congrès à Karlsruhe (Allemagne) pour tenter de mettre de l’ordre
dans la liste des 63 éléments découverts jusqu’alors. En 1869, un savant présent au congrès de
Karlsruhe 9 ans plus tôt, le russe Dmitri MENDELEÏEV (1834-1907), découvrit qu’on
pouvait observer une répétition régulière d’un ensemble de propriétés lorsqu’on rangeait les
éléments par ordre de masse atomique croissante. Il eut l’idée de l’arrangement actuel en
tableau de propriétés périodiques se rendant compte que cette disposition était la clé de
l’organisation fondamentale de la matière. Il avait, en effet réservé des emplacements libres
pour loger les éléments encore inconnus alors. Les travaux d’Henry MOSELEY (1887-1915),
avant la première guerre mondiale, permettant d’identifier chaque élément par son numéro
atomique levèrent les dernières ambiguïtés quant au classement périodique des éléments,
s’affranchissant ainsi de l’incertitude liée à l’existence des isotopes.
Lors d’une réaction chimique, les éléments vont se combiner mais ne perdront pas leur
identité. Ils se combineront en formant (et/ou en cassant) entre eux des liaisons chimiques
fortes (covalentes, ioniques, de coordination) pour former des corps simples (constitués d’un
seul type d’élément : H2 , O2) ou des corps composés (constitués d’éléments différents :
H2O).
Une substance constituée d’un seul type de corps simple ou de corps composé est appelée
corps pur. C’est le cas d’un morceau de fer Fe, de l’eau déminéralisée ou d’un gaz tel que le
dihydrogène H2 ou le dioxygène O2. Mais autour de nous les corps purs ne sont pas légion et
nous avons davantage affaire à des substances que nous appellerons mélanges : les alliages
métalliques, l’eau de mer, les parfums, le vin, l’air… Un mélange particulier sera l’objet de
nos attentions : il s’agit de la solution. Ce mélange est constitué d’une substance majoritaire
(solvant) et d’une ou plusieurs substances minoritaires parfaitement dissoutes (solutés). Dans
ce module nous fixerons nos études sur les ions en solution aqueuse (le solvant est l’eau).
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B. Nomenclature des ions
1. Quelques règles
a) Les cations
Quand les cations sont issus d’atomes métalliques ils sont bien souvent monoatomiques. On
les nomme ion « nom du métal ».
Exemples : Na+ ion sodium
Zn2+
ion zinc
Si le métal peut former plusieurs cations on rencontre deux nomenclatures. L’une d’elles
consiste à accoler au nom du métal le suffixe « eux » pour le cation le moins chargé et le
suffixe « ique » au plus chargé. L’autre nomenclature consiste à rappeler la charge de l’ion en
chiffre romain.
Exemples : Fe2+
ion ferreux ou ion fer II
Fe3+
ion ferrique ou ion fer III
Il existe quelques cations poly-atomiques : NH4+ et H3O
+.
b) Les anions
On accole le suffixe « ure » à l’élément ou le groupe d’éléments constituant l’anion.
Exemples : Cl- ion chlorure
S2-
ion sulfure
Exceptions : O2-
ion oxyde
HO- ion hydroxyde
Si plusieurs ions poly-atomiques oxygénés peuvent être formés autour du même élément alors
on accole le suffixe « ite » à celui contenant le moins d’atomes d’oxygène et « ate » à celui en
contenant le plus. Si cela ne suffit pas on accole le préfixe « hypo » à celui contenant le moins
d’atomes d’oxygène et « per » à celui en contenant le plus.
Exemples : ClO- ion hypochlorite
ClO2- ion chlorite
ClO3- ion chlorate
ClO4- ion perchlorate
c) Les acides minéraux
Par ajout d’un ou plusieurs protons H+, les anions précédents peuvent donner les acides
correspondants.
Les anions possédant le suffixe « ure » donnent les acides avec le suffixe « hydrique ».
Les anions possédant le suffixe « ite » donnent les acides avec le suffixe « eux ».
Les anions possédant le suffixe « ate » donnent les acides avec le suffixe « ique ».
Exemples : HCl acide chlorhydrique
HClO acide hypochloreux
HClO4 acide perchlorique
d) Les sels ioniques
Les sels ioniques (composés donnant des ions après dissociation) sont nommés à partir des
ions sous la forme « anion de cation ».
Exemples : NaCl chlorure de sodium
Zn(OH)2 hydroxyde de zinc
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2. Exercice d’application
Compléter les tableaux suivants :
Nom de l’ion Formule Nom de l’ion Formule
bromure
Cl-
iodure
F-
sulfure
CN-
hydroxyde
SO42-
carbonate
HSO4-
hydrogénocarbonate
CrO42-
phosphate
Cr2O72-
hydrogénophosphate
IO3-
dihydrogénophosphate
SCN-
oxalate
MnO4-
nitrate
Sn2+
thiosulfate
Sn4+
Cu+
H3O
+
Cu2+
NH4+
C. La quantité de matière Comme il est d’usage de mesurer des distances en mètres ou des temps en secondes, les
chimistes ont eu le besoin d’exprimer des quantités de matière.
1. La mole
Une quantité de matière peut être mesurée en masse (g ou kg) ou en volume (cm3 ou L). Les
chimistes ont aussi besoin d’une quantité correspondant à un nombre d’atomes, d’ions ou de
molécules. Cependant, les quantités de matière utilisées usuellement contiennent un nombre
dépassant aisément le milliard de milliards d’unités. Les chimistes ont donc inventé une
grandeur leur permettant de manipuler des nombres raisonnables : la mole.
Une mole est le nombre d’atomes contenu dans 12 g de carbone 12
C. Sachant que la masse
d’un atome de 12
C a été déterminée expérimentalement et vaut 1,9926.10-23
g, il y a dans une
mole :
6
23
2310.022,6
g109926,1
g12
atomes.
Ce nombre peut être généralisé à n’importe quel objet puisque une mole d’objet contient
exactement 6,022.1023
unités de cet objet. Ce nombre est appelé nombre d’AVOGADRO
(NA) en l’honneur du scientifique italien (1776-1856) qui contribua à établir l’existence des
atomes.
NA = 6,022.1023
mol-1
En laboratoire, on peut facilement déterminer la masse d’un échantillon. Pour transformer
cette masse en nombre de mole d’une espèce dans cet échantillon nous avons besoin de la
masse d’une mole de cette espèce dans l’échantillon. Ainsi, la masse molaire d’un corps pur
est la masse d’une mole de ce corps pur. Elle sera symbolisée par un M majuscule indicé de la
formule chimique du corps pur en question. Son unité est le g.mol-1
. La masse molaire peut
être calculée à partir des données du tableau périodique des éléments en respectant la formule
chimique du corps pur. La masse molaire d’un composé est la somme des masses molaires
des éléments qui le constituent.
nespèce =mespèce dans l′échantillon
Mespèce
avec mespèce dans l’échantillon = masse de l’échantillon s’il est un corps pur (en g)
nespèce = nombre de mole de l’espèce dans l’échantillon (en mol)
2. Les espèces en solution
Lorsqu’on étudie une espèce en solution (soluté) on définit la concentration de cette espèce. Il
s’agit de la quantité de matière sur le volume de la solution (et non pas le volume du solvant).
La molarité ou concentration molaire volumique Cespèce=nespèce
Vsolution (en mol.L
-1)
La concentration massique volumique Cespèce=mespèce
Vsolution (en g.L-1)
La fraction molaire xespèce=nespèce
ntotal sans dimension
avec Vsolution = volume de la solution (en L)
ntotal = nombre total des solutés de la solution + nsolvant
La molarité est la concentration la plus couramment utilisée par les chimistes. On dira d’une
solution qu’elle est molaire si la concentration est de 1mol.L-1
.
Remarques :
- La concentration des produits chimiques commerciaux est souvent exprimée en
pourcentage de la masse de la substance pure sur la masse de la solution. Exemple :
100g de solution de soude à 10% contiennent 10g de NaOH.
- Le ppm est utilisé pour mesurer des concentrations très faibles d’une espèce chimique.
Ces initiales signifient partie par million soit 1cm3 de gaz dans un m
3 d’air ou 1mg de X
dans 1kg de Y (si Y est l’eau, le ppm équivaut à 1mg de X par L ou 1 µg de X par mL).
3. Les dilutions
Un acte basique du laboratoire de chimie est la dilution. Elle consiste à diminuer la
concentration d’une espèce en solution. Pour ce faire on prélève un volume V1 de la solution
de concentration C1 que l’on désire diluer à l’aide d’une pipette jaugée. On l’introduit dans
une fiole jaugée de volume V2. On complète enfin le volume de liquide de la fiole avec le
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solvant (de l’eau pour les solutions aqueuses). Sachant que le nombre de mole d’espèce
prélevée grâce à la pipette est égal au nombre de mole d’espèce se retrouvant dans la fiole,
n1 = C1 × V1 = n2 = C2 × V2 alors C2 =C1×V1
V2
On qualifie fréquemment la solution 1 de mère et la solution 2 de fille.
La notion de facteur de dilution est souvent utilisée pour qualifier cette opération. Ainsi,
d’une solution dont la concentration a été divisée par 2, on dira qu’elle a été diluée d’un
facteur 2. Il se définit comme suit :
F =Cmère
Cfille=
Vfille
Vmère
4. Les bilans dans les solutions
Nous serons souvent amenés à faire des bilans dans les solutions. Ce seront soit des bilans de
charges électriques (électroneutralité) soit des bilans de masse (conservation de la matière).
a) L’électroneutralité
Le principe est que la solution doit toujours être électriquement neutre malgré tous les ions
qu’elle peut contenir. L’équation d’électroneutralité de la solution s’écrit :
nombre de charges positives = nombre de charges négatives
Ces nombres de charges peuvent être exprimés en fonction du nombre de moles des espèces
portant ces charges. Dans le cas d’espèces dans une solution ces nombres seront plus
couramment exprimés en fonction des concentrations molaires. Bien entendu, ne sont
comptés que les solutés chargés électriquement : les ions.
Prenons l’exemple d’une solution aqueuse de chlorure de calcium CaCl2. Les espèces
ioniques en solution sont Ca2+
, Cl-, OH
- et H3O
+. L’électroneutralité s’écrira :
nOH− + nCl− = nH3O+ + 𝟐 nCa2+
et en divisant par le volume de la solution
[OH−] + [Cl−] = [H3O+] + 𝟐 [Ca2+]
On ne peut écrire l’électroneutralité que si on recense toutes les espèces de la solution.
b) La conservation de la matière
Il est d’usage de penser qu’Antoine Laurent de LAVOISIER (1743-1794) est le père de la
chimie moderne. Il introduisit une expérimentation rigoureuse par l’usage systématique de la
balance. En 1774 il réalise la calcination de l’étain en vase clos et constate que la masse
globale reste constante au cours de la réaction.
Ainsi, au cours d’une réaction chimique les éléments se combinent ou se recombinent mais ne
sont ni créés ni détruits. La conséquence est que la masse d’un récipient scellé dans lequel se
déroule une réaction chimique reste constante. C’est la conservation de la masse ou
conservation de la matière. La conservation de la matière est particulièrement utile pour
l’étude des réactions non totales (équilibres) que nous étudierons un peu plus tard dans
l’année.
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Au cours d’une réaction chimique des corps simples ou composés peuvent apparaître ou
disparaître. Ce sont le nombre et la masse totale des éléments chimiques qui restent
inchangés.
Prenons un exemple. On dispose d’une masse m de chlorure de calcium CaCl2 solide
correspondant à un nombre de mole n. On dispose alors de n mol d’atomes de calcium et de
2n mol d’atome de chlore. On dissout maintenant entièrement CaCl2 dans l’eau selon la
réaction suivante :
CaCl2 → Ca2+ + 2Cl-
On dispose alors en solution de n mol d’ions Ca2+
et 2n mol d’ions Cl-.
Et si la réaction devait s’arrêter en cours de route et qu’il subsistait de l’espèce solide CaCl2
au fond récipient, alors
ncalcium = nCa2+ + nCaCl2 solide
nchlore = nCl− + 𝟐 nCaCl2 solide
5. Exercices d’applications
a) Dilution et calcul de concentration
Une solution A contient du chlorure de calcium dont la concentration est 1 mol L-1
.On prélève
10 mL de cette solution A que l'on verse dans une fiole jaugée de 200 cm3 et on complète au
trait de jauge avec de l'eau déminéralisée. On obtient une solution B de densité 1,02.
Calculer la concentration molaire volumique des ions, la concentration massique de
chlorure de calcium, ainsi que le pourcentage massique en chlorure de calcium de la
solution B.
b) Bilans dans les solutions
Dans une fiole jaugée de 1 litre, on mélange :
• 100 mL de solution de chlorure de sodium à 5.10-3
mol/L
• 150 mL de solution de nitrate de calcium à 10-3
mol/L
• 150 mL de solution de chlorure de calcium à 2.10-3
mol/L
• 200 mL de solution de nitrate de sodium à 3.10-3
mol/L
On complète au trait de jauge avec de l'eau déminéralisée.
- Calculer les concentrations molaires et massiques volumiques des espèces en solution?
- Vérifier l’électroneutralité en calculant les concentrations de charges positives et négatives.
D. La réaction chimique
1. L’équation bilan
La réaction chimique est le processus au cours duquel des atomes vont se combiner ou se
recombiner. L’équation bilan est un schéma de la réaction chimique. Ce schéma respecte deux
règles fondamentales :
• la conservation de la matière,
• la conservation de la charge.
Exemple : combustion du propane
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
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2. L’avancement de la réaction
Les espèces réagissent entre elles dans des proportions bien précises, ce sont les proportions
stœchiométriques. Ces proportions nous sont données par les coefficients stœchiométriques
de l’équation bilan. Par exemple, pour la combustion du propane, les coefficients
stœchiométriques sont 1 pour le propane et 4 pour l’eau.
A l’instar d’un véhicule dont l’avancement se mesure en mètres, la réaction avance en moles.
Ainsi, à un instant quelconque de la progression de la réaction, son avancement s’écrit :
=ni−ni0
νi
avec ξ avancement de la réaction en mol,
ni nombre de moles de l’espèce i,
ni0 nombre de mole initial de l’espèce i,
νi coefficient stœchiométrique de l’espèce i dans l’équation bilan, sans
dimension, positif pour les produits et négatif pour les réactifs. Dans
l’exemple de la combustion du propane il est de –1 pour le propane et
+4 pour l’eau.
3. Les proportions stœchiométriques
Une réaction est dite totale si sa progression est arrêtée par la disparition d’au moins un des
réactifs. Le réactif ayant disparu est appelé réactif limitant ou en défaut. Les autres réactifs
sont dits en excès. A tout moment de la progression de la réaction il est possible de calculer la
quantité des réactifs et produits impliqués dans cette réaction.
ni = ni0 + i .
Pour déterminer le réactif limitant il faut calculer le rapport ni
νi pour tous les réactifs. La valeur
la plus petite désignera le réactif limitant. Il est alors possible de calculer l’avancement de la
réaction et le nombre de mole des autres réactifs.
Exemple : combustion du propane
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Etat initial (mol) : 4 9 0 0
Etat final (mol) : 4 - 9 - 5 3 4
Le dioxygène est le réactif limitant car nO2
5=
9
5<
nC3𝐻8
1=
4
1 mol
La réaction s’arrêtera pour un avancement de =0−9
−5= 1,8 mol
Finalement on aura dans le réacteur les quantités suivantes :
Etat final (mol) : 4 - 1,8 = 2,2 9 - 5×1,8 = 0 3×1,8 = 5,4 4×1,8 = 7,2
Remarques : • Si les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques la
réaction s’arrêtera à cause de la disparition de tous les réactifs. Dans
l’exemple de la combustion du propane, ce sera le cas si nous mettons en
présence 4 moles de propane et 20 moles de dioxygène.
• Lorsqu’une réaction se fait en solution à volume constant, il est plus
commode de faire des bilans de matière en concentrations. On utilise
alors, l’avancement molaire volumique : x =
V en mol/L
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4. Le dosage
Le principe d’un dosage est de faire réagir une espèce titrante (espèce dont on connait la
quantité) avec une espèce titrée (espèce dont on désire mesurer la quantité).
a) La réaction de dosage
Pour qu'une réaction chimique puisse être utilisée comme réaction de dosage, il faut qu'elle
soit :
• unique : non perturbée par des réactions parasites faisant intervenir les mêmes
réactifs,
• totale : elle fait disparaître au moins un des deux réactifs,
• rapide : elle doit atteindre son terme très rapidement.
b) L'équivalence
Sur une quantité connue (mesurée) de l’un des deux réactifs on ajoute progressivement l’autre
jusqu’à atteindre les proportions stœchiométriques. Il s’agit de l’équivalence. On écrit alors la
relation d’équivalence :
nréactif titrant
𝑟é𝑎𝑐𝑡𝑖𝑓 𝑡𝑖𝑡𝑟𝑎𝑛𝑡=
nréactif titré
𝑟é𝑎𝑐𝑡𝑖𝑓 𝑡𝑖𝑡𝑟é
Il faut noter que cette relation mathématique n’a de sens que si la réaction chimique de dosage
a été identifiée et équilibrée au préalable.
La détermination expérimentale du point équivalent se fera, dans ce cycle de travaux
pratiques, par un changement de couleur de la solution. Ce changement de couleur sera
provoqué soit par la disparition ou l’excès d’un réactif coloré, soit au moyen d’un indicateur
coloré ajouté initialement au milieu réactionnel.
5. Exercice d’application
On désire déterminer la concentration exacte d’une solution A d’ions ferreux Fe2+
dont la
valeur est approximativement 0,1 mol.L-1
par une solution B de permanganate de potassium
de concentration 1,58 g.L-1
.
L'équation bilan du dosage est :
MnO4- + 5 Fe
2+ + 8 H
+ Mn
2+ + 4 H2O + 5 Fe
3+
Quel volume de solution B doit-on prévoir pour doser 10 mL de solution A ?
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II. Introduction aux TP
A. Présentation du laboratoire
1. Les locaux (salle 056)
2. Les réactifs
Vous disposez des réactifs les plus fréquemment utilisés dans de gros bidons au fond de la
salle sur la table « réactifs ». Ces réactifs sont parfois très concentrés. La mention ½ ou ¼
signifie que le réactif commercial a été dilué d’un facteur 2 ou 4 respectivement. Ces dilutions
sont souvent approximatives.
Sur cette table vous trouverez également les divers réactifs dont vous aurez besoin pour la
séance du jour.
Il vous faut connaître les principales caractéristiques des solutions commerciales concentrées
dont vous disposez. La page suivante rassemble les copies des étiquettes de 4 solutions
commerciales.
rangements verrerie
balances
vestiaire
toilettes
réserve (interdite aux
étudiants)
bureau
laboratoire de
préparations (interdit aux
étudiants)
réactifs
rince-œil
douche
eau
déminéralisée
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Q1 : Calculez la concentration en mol.L-1
de chaque solution commerciale en vous aidant
des étiquettes ci-dessous. Calculez également la concentration des solutions au ½ et au
¼ préparées à partir de ces solutions commerciales.
Q2 : Si vous avez à préparer une solution à partir d’acides commerciaux, est-il préférable
de mettre l’acide dans l’eau ou l’eau dans l’acide ? Pourquoi ?
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3. Les dangers des réactifs chimiques
Vous devez connaître la signification des pictogrammes apposés sur les récipients contenant
les réactifs que vous utilisez. Vous devez adapter la manipulation de ces réactifs en fonction
des dangers qu’ils sont susceptibles de vous faire courir. Vous trouverez ci-dessous l’ancienne
collection des pictogrammes de danger.
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Depuis le 1er juin 2015, tous les réactifs chimiques (substances et mélanges) doivent
présenter une étiquette de danger conforme au règlement CLP (« Classification, Labelling and
Packaging »).
Explose Flambe : carburant Fait flamber : comburant
Sous pression Ronge
Altère la santé ou la couche
d’ozone : irritations, allergies,
somnolence, vertiges,
empoisonne à forte dose,
détruit la couche d’ozone
Nuit gravement à la santé :
provoque des maladies graves,
mortel par inhalation ou
ingestion
Tue : empoisonnement rapide
même à faible dose
Pollue : altération de
l’environnement
Source : INRS - ED 4406
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4. Le matériel
A la fin de chaque séance, le matériel devra être nettoyé et rangé dans chaque paillasse. Vous
vous assurerez que la totalité des éléments de la liste ci-dessous se trouve bien dans ou sur
votre poste de travail.
Matériel pour 2 étudiants
Dans le meuble de rangement sous le poste de travail
8 erlenmeyers de 250 mL
8 béchers de 250 mL
2 fioles jaugées de 250 mL
2 pissettes d’eau déminéralisée
2 entonnoirs
2 éprouvettes
Sur l’étagère au-dessus du poste de travail
2 pipettes de 10 mL
2 pipettes de 25 mL
2 supports en bois
Accrochées aux potences sur le poste de travail 2 burettes de 50 mL
En cas de casse de matériel :
Une maladresse peut arriver à tout le monde, mais elle doit être signalée pour que les
personnes travaillant après vous dans le laboratoire ne soient pas pénalisées par un manque de
matériel. Sur une fiche que vous demanderez aux enseignants, vous ferez figurer les
informations suivantes :
NOM Prénom
Groupe
Nature du matériel cassé
fournisseur
Référence
Prix unitaire Hors Taxe
Prix TTC (TVA 20%)
B. La sécurité dans le laboratoire
1. Les obligations
Le port des EPI (Equipement de Protection Individuel) est obligatoire dans les salles de
travaux pratiques : lunettes et blouse de protection. Vous ne serez autorisés à enlever vos
lunettes de protection qu’à la seule appréciation de l’enseignant.
Par ailleurs, il est interdit de boire, manger, chahuter, courir dans ces laboratoires.
Tout manquement à ces obligations sera sanctionné.
2. Les consignes à respecter
• Déposez dans le vestiaire tout ce dont vous n’avez pas besoin pour la séance de travaux
pratiques : vêtements d’extérieur, sacs, téléphones.
• Manipulez toujours debout (sauf dans la salle des balances).
• Limitez vos déplacements dans le laboratoire. Vous n’avez à vous déplacer que pour aller
chercher des produits, du matériel ou pour aller peser.
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• Tenez votre paillasse et le reste des installations propres.
• Ne jetez pas n’importe quoi à l’évier, demandez conseils aux enseignants.
3. Que faire en cas de …
• brûlure ou de projections peu étendues rincer abondamment les parties du corps touchées
sous l’eau pendant au moins 10 min.
• projections importantes utiliser la douche située dans le laboratoire de préparations.
• blouse qui prend feu utiliser la couverture à côté des vestiaires.
Dans tous les cas, alertez un enseignant sans paniquer.
C. La présentation des résultats
1. Le cahier de laboratoire
Dès la première séance vous devez être équipé d’un cahier au format A4 d’une centaine de
pages agrafées (pas de spirales). Vous devrez le rédiger en cours de séances. Il sera la
mémoire de vos actions, observations, exploitations et conclusions. Il ne contiendra aucune
feuille volante. Vous changerez de page à chaque nouvelle séance de travaux pratiques. Un
résultat faux sur le moment peut se révéler juste plus tard. Aussi vous barrerez proprement les
résultats qui vous sembleront faux et vous ne les ferez pas disparaître (pas de correcteur ni
d’effaceur).
Le cahier sera paginé et comportera une table des matières.
On trouvera la résolution des 4 exercices de la partie « Notions de bases » de ce fascicule.
Avant chaque séance : • le titre et la date de la séance,
• une introduction rédigée avant la séance,
• la réponse aux questions Q.
Début de chaque séance : • les notes prises pendant l’exposé.
En cours de séance : • numéro de l’échantillon analysé,
• protocoles expérimentaux,
• observations,
• masses et volumes mesurés,
• équations chimiques et mathématiques,
• valeurs calculées avec les écarts relatifs (voir plus loin).
Ce n’est pas un cahier de brouillon. Il sera étudié et évalué par les enseignants. Aussi,
rédigez-le avec soin.
2. Les feuilles de résultats
Vos performances seront, entre autres, évaluées sur la base des résultats de vos analyses. Ces
résultats seront présentés sur une feuille au format A4 que vous rendrez à l’issue de chaque
séance. Sur ces feuilles devront figurer :
• NOM, Prénom, numéro de poste de travail,
• groupe, date, titre de la séance,
• numéro de l’échantillon analysé,
• les équations chimiques,
• les 2 meilleurs résultats présentés avec 4 chiffres significatifs.
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Parmi tous les essais que vous aurez réalisés, les deux meilleurs seront ceux dont l’écart
relatif est jugé acceptable. Sauf indication contraire de l’enseignant, le seuil d’acceptabilité
dans ce cycle de travaux pratiques est fixé à 0,5%.
écart relatif (%) =différence entre 2 valeurs
moyenne de ces valeurs× 100
Q3 : L’expression « 4 chiffres significatifs » est-elle synonyme de « 4 décimales » ?
D. L’évaluation Votre note à l’issue de ce module de travaux pratiques sera la moyenne de trois évaluations
différentes affectées des coefficients suivants :
Evaluations Coefficients
Moyenne des manipulations (feuilles de résultats) 1
Cahier de laboratoire 1
Oral de fin de cycle (dernières séances) 1
Remarque : les enseignants se réservent le droit de pénaliser des étudiants qui n’auraient pas
respecté les règles élémentaires de sécurité ou de bonne conduite en collectivité.
Votre présence est obligatoire. Toute absence non justifiée à une séance sera sanctionnée
par la note 0 à cette séance.
18
III. Les techniques de base
A. Etalonnage d’une solution de soude et détermination de
la masse molaire d’un acide cristallisé La concentration d’une solution de soude sera déterminée par pesée et mise en solution d’un
acide cristallisé et dosage de cette solution acide en présence de phénolphtaléine. Le même
protocole expérimental sera suivi pour déterminer la masse molaire d’un acide cristallisé.
1. Etalonnage de la solution de soude
• Dans un bécher de 250 mL, prélever une quantité suffisante de soude ~0,1 mol/L pour la
totalité de la séance.
Q1 : Pourquoi est-il important de ne pas avoir à prélever plusieurs fois de la soude au cours
de la séance ?
• Préparer une burette graduée de 50 mL avec la soude.
• Peser environ exactement une masse d’hydrogénophtalate de potassium
équivalente à une chute de burette de 25 mL de soude ~0,1 mol/L.
Q2 : Que signifie l’expression « environ exactement » ?
Q3 : Evaluer la masse d’acide à peser sachant que l’hydrogénophtalate de
potassium possède une masse molaire de 204,23 g/mol.
Q4 : Pourquoi doit-on étalonner la solution de soude pourtant préparée avec soin quelques
semaines auparavant ?
• Dans un erlenmeyer de 250 mL, mettre l’acide en solution dans ~100 mL d’eau
déminéralisée,
• ajouter 3 à 5 gouttes de phénolphtaléine,
• doser par la soude jusqu’à persistance de la coloration rose de la solution.
2. Détermination de la masse molaire d’un acide cristallisé
• Peser environ exactement une masse d’acide de masse molaire inconnue équivalente à une
chute de burette de 25 mL de la soude précédemment étalonnée,
• dans un erlenmeyer de 250 mL, mettre cet acide en solution dans ~100 mL d’eau
déminéralisée,
• ajouter 3 à 5 gouttes de phénolphtaléine,
• doser par la soude.
Q5 : Evaluer la masse d’acide à peser avec l’aide des indications du tableau suivant. La
phénolphtaléine permet de doser toutes les acidités des acides proposés.
Désignation de l’acide nombre d’acidités Estimation de la masse molaire (g/mol)
A 2 115-145
B 2 140-170
O
OH
O
O-
K+
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B. Transvasement quantitatif On se propose de déterminer la quantité de chlorure d’hydrogène contenue dans un flacon. La
totalité du contenu du flacon sera transvasée dans une fiole jaugée 250 mL. La concentration
de cette nouvelle solution sera déterminée au travers de dosages par une solution de soude.
1. Etalonnage de la solution de soude
Comme précédemment, la solution de soude (~0,1 mol/L) doit être étalonnée par pesée d'une
substance étalon cristallisée. On choisit l'acide oxalique dihydraté :
H2C2O4 , 2H2O M = 126,07 g/mol diacide
Q1 : Calculer la masse d’acide oxalique à peser pour obtenir une chute de burette d’environ
25 mL.
2. Transvasement quantitatif
• Verser le contenu du flacon dans une fiole jaugée de 250 mL. Pour cela, on utilisera le
montage ci-contre constitué d’une potence, d’un
entonnoir et de la fiole jaugée.
Q2 : Avant son utilisation, avec quel liquide doit-on
rincer la fiole jaugée ?
• Rincer soigneusement le flacon et son bouchon à l’eau
déminéralisée au-dessus de l’entonnoir de façon à ce
que la totalité de l’acide se retrouve dans la fiole
jaugée. L’entonnoir et le haut de la fiole seront à leur
tour rincés.
• Le transvasement et les rinçages réalisés, on remplira la
fiole avec de l’eau déminéralisée jusqu’au trait de
jauge.
• Boucher la fiole avec le bouchon adéquat et
homogénéiser la solution qu’elle contient par
retournement du récipient. Cette opération
d’homogénéisation de la solution par retournement ne peut se faire qu’après avoir ajusté le
niveau de liquide au trait de jauge avec le solvant. Après homogénéisation, plus aucun
ajustement du niveau de liquide ne sera fait.
3. Dosage et détermination de la masse d’acide chlorhydrique
• Dans un erlenmeyer 250 mL introduire une prise d’essai de 25 mL de la solution acide,
• compléter à ~100 mL avec de l’eau déminéralisée,
• ajouter 3 à 5 gouttes de phénolphtaléine,
• doser jusqu’à persistance de la coloration rose de la solution.
Masse molaire de l’acide chlorhydrique : MHCl = 36,46 g/mol
20
C. Dosage du fer II par le permanganate de potassium La concentration d’une solution ferreuse sera déterminée par dosage par une solution de
permanganate de potassium (espèce intensément violette). Cette dernière sera étalonnée par
pesée d’oxalate de sodium. L’usage d’un indicateur coloré ne sera pas nécessaire pour
détecter l’équivalence.
1. Etalonnage de la solution de permanganate de potassium
Le permanganate MnO4- étant un oxydant nous avons choisi d’étalonner cette solution par le
réducteur d’un couple dont le potentiel rédox est inférieur à celui du couple MnO4-/Mn
2+. Il
s’agit de l’ion oxalate C2O42-
(e°(CO2/H2C2O4) = - 0,49 V).
Q1 : Ecrire la réaction d’étalonnage en milieu acide. Calculer la masse d’oxalate de sodium
à peser pour une chute de burette de 25 mL de permanganate environ 0,02 mol/L.
Q2 : Pourquoi doit-on étalonner une solution aqueuse de permanganate de potassium
pourtant préparée par pesée de cristaux ?
• Dans un erlenmeyer de 250 mL dissoudre dans ~100 mL d’eau déminéralisée une masse
d’oxalate de sodium (Na2C2O4) équivalente à une chute de de burette de 25 mL de
permanganate de potassium ~0,02 mol/L,
• avec la burette, ajouter 5 à 6 mL de la solution de permanganate de potassium. La solution
se teinte en violet,
• ajouter en une fois 5 mL d’acide sulfurique concentré (solution commerciale située sous
hotte et à verser au moyen du distributeur adapté). Tout en permettant d’acidifier le milieu
réactionnel, cet ajout d’acide sulfurique concentré est exothermique. Il en résulte une
augmentation de la température de la solution qui accélère la réaction du permanganate sur
l’oxalate. Elle est ensuite auto-catalysée par les ions Mn2+
,
• la solution se décolore,
• poursuivre le dosage jusqu’à persistance de la coloration rose de la solution.
2. Dosage de la solution ferreuse (Fe2+
)
• Dans un erlenmeyer 250 mL introduire une prise d’essai de 25 mL de la solution ferreuse,
• compléter à ~100 mL avec de l’eau déminéralisée,
• ajouter ~20 mL d’acide phosphorique molaire. Ce dernier permet d’éviter l’apparition des
sels ferriques Fe(H2O)63+
(coloration brune de la solution) par formation d’une espèce
incolore : H2PO4Fe2+
,
• doser jusqu’à la persistance de la coloration rose de la solution.
Q3 : Ecrire la réaction de dosage ?
Q4 : Pourquoi l’ajout d’un indicateur coloré n’est pas nécessaire ?
Q5 : Pourquoi le dosage par le permanganate nécessite un milieu acide ?
Q6 : On n’utilisera pas l’acide chlorhydrique ni l’acide nitrique. Pourquoi ?
21
D. Dureté de l’eau : dosage du calcium et du magnésium Le dosage par une solution d’EDTA (acide Ethylène Diamine Tétra-Acétique) en présence de
NET (Noir Eriochrome T) permettra de déterminer la dureté d’une eau à analyser.
L’intervalle de confiance de cette valeur sera calculé compte tenu de la tolérance du matériel
utilisé dans ce laboratoire. La dureté de l’eau du robinet sera ensuite déterminée.
1. Dureté d’eau à analyser
a) Principe
On sait que quel que soit le pH le complexe EDTA-Ca2+
est plus stable que le complexe
EDTA-Mg2+
. Le complexe avec le calcium se formera donc en premier. S’il existe un
indicateur coloré qui détecte la fin de la complexation des ions magnésium, on déterminera la
concentration somme des deux cations.
Le NET est rouge en présence de magnésium, bleu en l’absence de magnésium. Cet indicateur
marche de façon optimale à pH = 9.
Q1 : Ecrire les réactions de complexation successives.
b) Dosage de la concentration somme Ca2+ + Mg2+
La concentration de la solution d’EDTA est connue avec précision :
CEDTA = 0,01000 ± 0,00001 mol/L.
• Dans un erlenmeyer 250 mL introduire ~100 mL d’eau déminéralisée,
• dissoudre une demi-spatule de chlorure d’ammonium,
• ajouter un jet de pissette d’ammoniaque concentrée,
• vérifier que le pH est proche de 9 (1 cm papier pH + baguette en verre),
• ajouter une micro spatule de NET. La solution se colore en bleu,
• introduire une prise d’essai de 25 mL d’eau à analyser. La solution se colore en rouge,
• doser par l’EDTA jusqu’à coloration bleu de la solution. Prudence au voisinage de
l’équivalence parce que le changement de couleur de la solution peut prendre quelques
secondes.
Q2 : A quoi servent le chlorure d’ammonium et l’ammoniaque ?
Q3 : Pourquoi la solution se colore en bleu à l’ajout du NET ?
Q4 : Pourquoi la solution se colore en rouge à l’ajout de l’eau à analyser ?
c) Dureté de l’eau en degré français
La dureté de l’eau (ou titre hydrotimétrique TH) s’exprime en degré français (°f). Un degré
français correspond à 10-4
mol.L-1
d’ions calcium ou 10-4
mol.L-1
d’ions magnésium.
Calculer la dureté de l’eau à analyser.
A titre d’information, voici quelques valeurs de dureté.
TH (°f) 0 à 7 7 à 15 15 à 25 25 à 42 supérieur à 42
Eau très douce douce moyennement dure dure très dure
22
2. Calculs d’incertitudes
Calculer l’incertitude sur la concentration somme Ca2+
+ Mg2+
et sur le titre hydrotimétrique
de l’eau à analyser. Présenter correctement ces résultats (valeur ± incertitude). Détailler les
étapes de ces calculs.
3. Dureté de l’eau du robinet
Suivre le protocole expérimental précédent en procédant aux modifications suivantes :
• ~50 mL d’eau déminéralisée,
• prise d’essai de 100 mL d’eau du robinet.
Afin d’effectuer cette prise d’essai vous utiliserez deux fois une pipette de 50 mL.
Attention : il existe dans ce laboratoire des pipettes 50 mL 1 trait et 2 traits.
Calculer la dureté de l’eau du robinet. L’écart relatif acceptable est fixé à 1% pour cette
dernière analyse.
23
E. Préparation d’une solution d’acide phosphorique On souhaite obtenir une solution 0,05 mol/L d’acide phosphorique à partir de la solution
commerciale dont les caractéristiques figurent sur l’étiquette page 12. Les caractéristiques
physique de cette solution commerciale (densité, viscosité) ne permettant une utilisation
optimale du matériel de ce laboratoire, une solution de concentration intermédiaire
(~0,08 mol/L) sera réalisée, dosée et diluée pour obtenir la solution finale la plus précise
possible.
1. Etalonnage de la solution de soude ~0,1 mol/L
Etalonner la solution de soude par pesée d’un acide cristallisé.
2. Solution d’acide phosphorique ~0,08 mol/L
Q1 : Calculer le volume de solution commerciale à prélever pour obtenir 450 mL d’une
solution d’acide phosphorique ~0,08 mol/L.
• A l’aide du distributeur situé sous hotte, introduire le volume d’acide calculé en Q1 dans un
bécher de 500 mL contenant déjà ~200 mL d’eau déminéralisée sous agitation,
• compléter à 450 mL avec de l’eau déminéralisée à la précision des graduations du bécher,
• homogénéiser la solution avec une baguette en verre.
Q2 : Pourquoi ne met-on pas l’acide directement dans un bécher vide ?
• Doser des prises d’essais de 25 mL de cette solution acide par de la soude ~0,1 mol/L.
L’indicateur coloré sera le vert de bromocrésol.
Q3 : L’acide phosphorique est un triacide dont les pKa sont : pK1 = 2,1
pK2 = 7,2
pK3 = 12
En vous aidant de la courbe page suivante et des zones de virages des indicateurs
colorés (annexes) déterminer le nombre d’acidités dosées au virage du vert de
bromocrésol.
Q4 : Ecrire l’équation du dosage de l’acide phosphorique par la soude au virage du vert de
bromocrésol.
24
3. Solution d’acide phosphorique 0,05 mo/L
On souhaite obtenir 250 mL de solution 0,05 mol/L à partir de la solution ~0,08 mol/L
préparée précédemment et dont vous connaissez la concentration exacte. Cette dilution
nécessitera un volume d’acide plus important que celui de l’eau.
Q5 : Calculer les volumes d’eau et d’acide pour cette dilution.
• A l’aide d’une burette graduée 50 mL, introduire dans la fiole jaugée 250 mL la quantité
d’eau déminéralisée nécessaire à cette dilution,
• compléter au trait de jauge avec la solution d’acide ~0,08 mol/L,
• homogénéiser cette solution.
Q6 : Expliquer pourquoi on choisit d’introduire d’abord l’eau puis de compléter à l’acide.
Q7 : La fiole jaugée doit être rincée à l’eau déminéralisée ou à l’acide ?
Q8 : Expliquer pourquoi on choisit une burette pour mesurer le volume d’eau introduit.
• Doser des prises d’essais de 50 mL de solution d’acide phosphorique 0,05 mol/L par la
soude ~0,1 mol/L en présence de vert de bromocrésol.
Remarque : Préciser sur la feuille de résultats les volumes d’eau déminéralisée et d’acide
~0,08 mol/L nécessaires à la réalisation de la solution 0,05 mol/L d’acide phosphorique.
0
2
4
6
8
10
12
14
0 2 4 6 8 10 12 14 16 18 20
pH
Volume de soude (mL)
Dosage pH-métrique de 10 mL d'une solution d'acide
phosphorique par une solution de soude 0,1 mol/L
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IV. Annexes
A. Indicateurs colorés acido-basiques
Nom usuel Zone de virage (pH) Changement de couleur
Hélianthine 3,1 - 4,4 rouge à orange
Vert de bromocrésol 3,8 - 5,4 jaune à bleu
Bleu de bromothymol 6,2 - 7,6 jaune à bleu
Phénophtaléine 8,3 - 10 incolore à rouge
B. Potentiels standards à 25°C (classement par ordre alphabétique)
Couples (ox / réd) potentiel standard à 25°C (en V)
Ag+/Ag 0,80
Cl2 / Cl- 1,36
CO2 / H2C2O4 -0,49
Cr2O72-
/ Cr3+
1,33
Cu2+
/Cu 0,34
Fe2+
/ Fe -0,44
Fe3+
/ Fe2+
0,77
H+ / H2 0
HgCl42-
/ Hg2Cl2 0,70
I2 / I- 0,62
I3-/I
- 0,60
MnO4- / Mn
2+ 1,51
NO3- / NO 0,96
O2 / H2O2 0,69
O2 / H2O 1,23
H2O2 / H2O 1,77
Sn4+
/ Sn2+
0,14V
Sn2+
/ Sn -0,14
S4O62-
/ S2O32-
0,09
S2O32-
/ S 0,5
SO42-
/H2SO3 0,14
26
C. Calculs d’incertitudes
Matériel Incertitude
Balance
analytique
Absolue (g) Δm = 3. 10−4
Relative Δm
𝑚𝑝𝑒𝑠é𝑒=
3. 10−4
𝑚𝑝𝑒𝑠é𝑒
Burette
50 mL
Absolue (mL) ΔVlecture + ΔVconstructeur = 0,05 + 3. 10−3 × Véquivalent
Relative (ΔV
V)
lecture+ (
ΔV
V)
constructeur=
0,05
Véquivalent+ 3. 10−3
Microburette
5 mL
Absolue (mL) ΔVlecture + ΔVconstructeur = 0,025 + 3. 10−3 × Véquivalent
Relative (ΔV
V)
lecture+ (
ΔV
V)
constructeur=
0,025
Véquivalent+ 3. 10−3
Eprouvette
100 mL
Absolue (mL) ΔV = 3. 10−2 × 𝑉𝑚𝑒𝑠𝑢𝑟é
Relative ΔV
ΔV= 3. 10−2
Tolérance des pipettes jaugées (V en mL)
volume (en mL) 1 2 5 10 20 25 50
Pipette de précision
classe A 0,004 0,006 0,009 0,012 0,018 0,020 0,030
Pipette standard
classe A 0,008 0,01 0,015 0,02 0,03 0,03 0,05
Pipette standard
classe B 0,015 0,02 0,03 0,04 0,06 0,06 0,1
Tolérance des fioles jaugées (V en mL)
volume (en mL) 10 20/25 50 100 200
250 500 1000
Fiole de précision
classe A 0,015 0,025 0,035 0,06 0,1 0,16 0,25
Fiole standard 0,025 0,04 0,06 0,1 0,15 0,25 0,40
27
D. Exemples de calculs d’incertitudes
1. Exemple n°1
Pour préparer 100 mL d'une solution de chlorure de sodium à 100 g/L, on réalise une pesée de
10 g de chlorure de sodium que l'on introduit dans une fiole jaugée de classe A de 100 mL.
• Calculer l’incertitude sur la concentration en chlorure de sodium.
• Présenter correctement ces résultats (valeur ± incertitude).
2. Exemple n°2
Une pesée m = 163,1 mg d'acide oxalique est dissoute dans un erlenmeyer 250 mL avec
~100 mL d’eau déminéralisée. Cette solution acide est neutralisée par 24,1 mL de soude en
présence de phénolphtaléine.
• Déterminer la molarité de la soude CNaOH.
• Calculer l’incertitude sur cette concentration.
• Présenter correctement ces résultats (valeur ± incertitude).
L’acide oxalique est un diacide de formule H2C2O4, 2H2O dont la masse molaire est de
126,07 g.mol-1
.
