CHIMIE

SITUATION D’APPRENTISSAGELe camping de Sainte Micheline Les Meuh-meuh

CHI5062-2Cinétique et équilibre chimique

CAHIER DE L’ENSEIGNANT

PAR BENOIST VALLA NOVEMBRE 2019

Remerciements :Mme Diane Ménard pour ses commentaires inspirants et ses précieux conseils.

Mme Julie Bourcier pour la confiance qu’elle m’a accordée et son constant support.

Intention pédagogique

Structurer une activité définie et inviter a la vivre en vue de l’acquisition d’un savoir, de la compréhension d’une situation donnée. Faire dégager les connaissances acquises par l’expérimentation ; les faire décrire dans le but d’imaginer des façons de convaincre d’autres, d’éveiller leur intérêt et de leur faire désirer activement des changements.

Compétence visée : CD1 - Chercher des réponses ou des solutions a des problèmes relevant de la chimie

Concepts techniques :- Ressources à mobiliser et à construire (concepts prescrits)

o Facteurs qui influencent la vitesse de réactiono Loi des vitesses de réactiono Facteurs qui influencent l’état d’équilibreo Principe de Le Chateliero Constante d’équilibre (constante d’ionisation de l’eau, constante d’acidité)o Relation entre le pH et la concentration molaire des ions hydronium

- Techniques liées aux manipulations

o Utilisation sécuritaire du matériel de laboratoireo Préparation de solutions

- Techniques liées aux mesures

o Étalonnage d’un instrument de mesureo Utilisation d’instruments de mesureo Interprétation de la mesure (chiffres significatifs, incertitudes liées aux

mesures, erreurs)

- Techniques liées à l’informatique

o Élaboration de tableaux sur le tableur Excelo Calculs a l’aide du tableur Excel

Durée approximative : Environ 14 h (ou 11 périodes de 75 minutes)

Mise en situationAfin de prendre la meilleure décision possible quant a votre future carrière, vous décidez

de partir en province vous ressourcer et acceptez le poste de directeur(rice) de camping

de la belle bourgade de Sainte Micheline les Meuh-meuh.

L’ancien propriétaire, un excentrique de l’esthétique, avait un goût prononcé pour tout ce

qui brille. De ce fait, les quelques bâtiments du petit établissement sont composés de tout

un tas de métaux différents. Notamment, on peut remarquer de belles rangées de gouttière

en zinc, qui étincellent a la lumière du soleil.

Enthousiaste a la vue de cette splendeur, la mise en place d’un premier projet vous

apparaît indispensable : récolter l’eau des pluies pour diverses utilisations, notamment le

remplissage de la piscine du camping. Mais-est-ce réalisable ?

Tâches à accomplir

Tâche 1 : Malgré leur beauté, les gouttières en zinc sont-elles vraiment adaptées ?

Tâche 2 : Analyser les données recueillies et déterminer les quantités de produit commercial a ajouter pour que l’eau de la piscine soit utilisable selon les normes québécoises.

Tâche 3 : À l’aide des deux premières tâches, expliquer si le projet est réalisable ou non.

Pour réaliser cette SA, on conseille d’utiliser des manuels de secondaire 4 et 5 (Observatoire ST et STE et Option science aux Éditions ERPI, ou Kaléidoscope et Delta Chimie aux Éditions Chenelière éducation par exemple) ou sous forme de recherche sur internet (Alloprof, Futura sciences,…)

Réactivation des connaissancesEnviron 60 min

A) Définir une oxydation, notamment celle qui concerne les métaux.

Dans le langage courant, on appelle « oxydation » le phénomène de corrosion dû à l'oxygène présent dans l'air ou dans l'eau. Exemple : oxydation du fer : 4 Fe(s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s)

B) Qu’est-ce que la concentration d’une solution ? Quelles sont les unités les plus couramment utilisées ?

La concentration d’une solution est le rapport entre la quantité de soluté et la quantité totale d’une solution. On trouve ce rapport en faisant la division entre la masse du soluté et le volume ou la masse de la solution.Les unités les plus utilisés : g/L, %(m/m), ppm, %(m/V) et mol/L.

C) Après avoir défini un électrolyte, expliquez la différence entre un électrolyte faible et un électrolyte fort.

Les électrolytes sont des substances qui, dissoutes dans l’eau, permettent le passage du courant électrique.La force des électrolytes correspond à son taux de dissociation électrolytique. Plus ce taux est élevé, plus l’électrolyte est fort et plus grande est sa conductibilité électrique. Au contraire, plus ce taux est faible, plus l’électrolyte est faible et plus faible est sa conductibilité électrique.

D) Écrire les équations chimiques des dissociations électrolytiques de l’hydroxyde de sodium (NaOH), un électrolyte fort, et de l’acide acétique (CH3COOH), un électrolyte faible.

NaOH (s) H 2O→ Na+

(aq) + OH-(aq)

CH3COOH (l) H 2O→ H+

(aq) + CH3COO-(aq)

E) À quoi correspond le pH d’une solution aqueuse ?

Le pH est une propriété qui permet de distinguer les solutions acides, les solutions basiques et les solutions neutres. pH signifie « puissance de l’ion hydrogène (ou potentiel hydrogène)» et correspond à l’exposant en base 10 de la concentration en ion H+ d’une solution aqueuse, exprimée en mole par litre (mol/L).

L’échelle de pH va de 0 à 14 et permet de déterminer le degré d’acidité ou de basicité d’une solution. Certains produits dépassent ces limites dans d’autres milieux que le milieu aqueux, comme une solution saturée en soude de pH 15 par exemple. On considère que si pH < 7, la solution est dite

acide, si pH ~ 7, la solution est dite neutre et si pH > 7, la solution est dite basique (on dit parfois alcalin).

F) Le nitrite d’ammonium solide se décompose pour former du diazote gazeux et de l’eau liquide. À l’aide de la stœchiométrie et la loi des gaz parfaits, trouver le volume de diazote gazeux produit par la décomposition de 10,500 kg de nitrite d’ammonium (NH4NO2 (s)) a 182 °C et a 265 kPa. Il sera important de prendre en compte les chiffres significatifs.

1) Conversions : mNH4NO2 = 10,500 kg = 10 500 g et T = 182 °C = 455,15 = 455 K (3 chiffres

significatifs)

2) Équation balancée : NH4NO2 (s) → N2 (g) + 2 H2O(g)

3) Nombre de moles de solide : n = m / M = 10 500 / 64,04 = 163,96 mol

4) Stœchiométrie : d’après les coefficients stœchiométriques de l’équation balancée, on

a : nNH4NO2 = nN2 = 163,96 mol

5) Volume de gaz produit : PV = nRT donc V = nRT / P = 163,96 x 8,314 x 455 / 265 =

2 340,53 L

V = 2,34 x 103 L (3 chiffres significatifs)

Éventuellement revoir les calculs avec les chiffres significatifs, si ces derniers ne sont

pas encore acquis après le premier module de chimie.

Éventuellement donner des exercices du cours STE de 4ème secondaire si des

problèmes persistent.

Tâche 1Vous venez donc de commencer en tant que directeur(ice) du camping de la champêtre bourgade de Sainte Micheline Les Meuh-meuh. L’écologie vous tient a cœur et vous désirez réellement rendre ce camping un peu plus « vert », sans pour autant investir d’argent. L’idée de récupérer l’eau pour les diverses tâches, ainsi que pour remplir la piscine du camping semble être le premier geste simple et peu coûteux a effectuer. Novice et peu connaissant(e) en chimie, vous vous demandez si, a cause de l’acidification des pluies, votre gouttière métallique ne risque pas de se désagréger et si elle ne devrait pas être remplacée par un autre matériau. En utilisant le système de gouttière déja en place, encore en très bon état, vous décidez d’évaluer pendant combien de temps vous pourrez

théoriquement récolter la pluie, compte tenu du matériau constituant la gouttière et le pH des pluies québécoises.

Sous-tâche 1 : Cours et exercices d’application Environ 75 minPour cette sous-tâche, il serait intéressant de leur préparer quelques exercices d’application à l’aide de cahier d’activités ou d’apprentissages. Expl : DELTA Chimie p 239 à 243 ; p 247 à 249 ; p 253 à 255 ; p 264 à 268 ; p 271 à 277 et p 282 à 287

1) Définir la vitesse de réaction. Exprimez la en fonction d’un réactif, puis en fonction d’un produit.

La vitesse de réaction correspond à la variation de la quantité de réactifs consommés ou de produits formés par unité de temps.

vréactif = - Quantité de réactif / t

vproduit = Quantité de produit / t

2) Expliquez comment l’on peut déterminer la vitesse de réaction en fonction de l’état de la substance. Il sera important de mentionner les principaux états physiques rencontrés et de faire le lien avec l’unité de mesure de la vitesse de la réaction.

Il existe différentes façons de déterminer la vitesse de réaction en fonction des états physiques des substances mises en jeu.

Si l’on veut suivre la formation ou la disparition d’un solide, on aura tendance à utiliser une balance et la vitesse sera exprimée, par exemple, en g/min.

Si l’on veut suivre la formation ou la disparition d’un liquide, on aura tendance à utiliser un cylindre gradué et la vitesse sera exprimée, par exemple, en mL/s.

Si l’on veut suivre la formation ou la disparition d’un gaz, on aura tendance à utiliser une burette à gaz ou un manomètre. La vitesse sera exprimée en mL/s dans le cas d’une burette à gaz et en kPa/s dans le cas d’un manomètre.

Si l’on veut suivre la formation ou la disparition d’une solution acide ou basique, on aura avantage à utiliser un pH-mètre. Un rapide calcul permettra d’exprimée la vitesse en mol/L.s ([H+

(aq)] = 10-pH).Si l’on veut suivre la formation ou la disparition d’une substance colorée, on aura

avantage à utiliser un spectrophotomètre. Un rapide calcul permettra d’exprimée la vitesse en mol/L.s (loi de Beer-Lambert : c = A / (l).

3) Établir le lien entre la vitesse de réaction et la vitesse générale de réaction.

Pour une réaction du type r1 R1 + r2 R2 → p1 P1 + p2 P2

R1 et R2 représentent les deux réactifs, r1 et r2 étant leur coefficient stœchiométrique respectif ;

P1 et P2 représentent les deux produits, p1 et p2 étant leur coefficient stœchiométrique respectif ;

On exprime la vitesse générale de la réaction de la manière suivante :

vgénérale = vR1 / r1 = vR2 / r2 = vP1 / p1 = vP1 / p1 = vP2 / p2

La vitesse générale s’exprime toujours en mol/s ou en mol/L.s

4) Expliquez la différence entre la vitesse moyenne et la vitesse instantanée d’une réaction chimique. Il sera également important de le montrer sur un graphique.

La vitesse moyenne d’une réaction est la variation de la quantité d’un réactif consommé ou d’un produit formé en fonction d’un intervalle de temps. La vitesse instantanée correspond à la vitesse de la réaction à un moment précis.Graphiquement, comme le montre le schéma ci-dessous, la vitesse moyenne correspond au taux de variation de la sécante, alors que la vitesse instantanée correspond au taux de variation de la tangente à un temps donné.

http://www.alloprof.qc.ca/BV/pages/c1029.aspx

5) Citez les cinq facteurs qui influent sur la vitesse de réaction.

- La nature et la phase des réactifs- La concentration des réactifs- La surface de contact des réactifs- La température du milieu- La présence d’un catalyseur

6) Énoncez la loi des vitesses.

La loi des vitesses de réaction exprime la relation entre la vitesse d’une réaction et la concentration des réactifs.

Pour une réaction du type r1 R1 + r2 R2 → p1 P1 + p2 P2

R1 et R2 représentent les deux réactifs, r1 et r2 étant leur coefficient stœchiométrique respectif ;

P1 et P2 représentent les deux produits, p1 et p2 étant leur coefficient stœchiométrique respectif ;

On exprime la loi des vitesses de réaction de la manière suivante :

vgénérale = k [R1]m[R2]n

[R1], [R2] : concentrations des réactifs en mol/L

m : ordre de la réaction en fonction du réactif R1

n : ordre de la réaction en fonction du réactif R2

Si la réaction est élémentaire, m = r1 et n = r2

7) Le zinc est consommé par l’action de l’acide (notamment l’acide chlorhydrique) » Cette transformation chimique produit du dihydrogène gazeux et du dichlorure de zinc. Écrivez l’équation chimique balancée de cette transformation.

Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)

8) À l’aide de la question précédente, comment pourrait-on mesurer la vitesse de disparition du zinc solide ?

Comme énoncé dans la question 2) et comme le zinc est un réactif à l’état solide, nous pourrions utiliser une balance pour suivre la consommation du zinc.

Sous-tâche 2 : Labo 1 : Étude de la disparition du zinc par l’action de l’acide chlorhydrique. Environ 120 min

But : Déterminer expérimentalement la vitesse de disparition du zinc lorsqu’il est mis en contact avec une solution d’acide chlorhydrique et identifier le gaz formé lors de cette réaction.

Matériel et produits :

- Un thermomètre (un seul pour le groupe)- Un baromètre (un seul pour le groupe)- Un bac de récupération des gaz- Un bouchon muni d’un tube de verre

coudé et d’un tube de latex- Un cylindre gradué de 100,0 mL- Un cylindre gradué de 10,0 mL- Un erlenmeyer de 125 mL- Une balance électronique

- Une nacelle de pesée- Un chronomètre- Un bac de récupération des liquides- Une éclisse de bois (bâton de popsicle)- Une boîte d’allumettes- 0,30 g de zinc en poudre- 20,0 mL d’une solution d’acide

chlorhydrique a 1,0 mol/L- Flacon laveur d’eau distillée.

Questions préalables :

a) D’après les quantités de réactifs utilisées, ces derniers sont-ils dans des proportions stœchiométriques ? Pourquoi a votre avis ?

Zn : n = m/M = 0,30/65,38 = 4,59 x 10-3 molHCl : n = cV = 1,0 x 15 x 10-3 = 2,0 x 10-2 mol

Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)

D’après les coefficients stœchiométriques de l’équation balancée, on a : nZn = nHCl / 2

nHCl = 2 x nZn = 2 x 4,59 x 10-3 = 9,18 x 10-3 mol

Comme on peut le constater avec les calculs précédents, la solution d’acide chlorhydrique a été introduite en excès. La manipulation sera réalisée ainsi pour être certain que tout le zinc sera consommé.

b) À l’aide de la question précédente et en utilisant le nombre de mole(s) initial le plus petit, quel volume de gaz devrait-on obtenir si la pression atmosphérique est de 101,3 kPa et la température de 25 °C (TAPN) ?

Patm = 101,3 kPaT = 25,0 °C = 298,2 K (conversion et chiffres significatifs : résultat arrondi au dixième)Loi des gaz parfaits : PV = nRTdonc V =nRT / P = 4,59 x 10-3 x 8,314 x 298,2 / 101,3 = 0,112 LOn devrait obtenir 112 mL de gaz en fin de réaction.

Protocole expérimental :

1) S’assurer de porter un sarrau et des lunettes de sécurité.2) Mesurez la température a l’aide du thermomètre et la pression atmosphérique a l’aide du

baromètre et installer le système de récupération des gaz, en suivant les étapes suivantes (voir la photographie a la page suivante).

a) Vérifier que les tubes de latex ne sont pas bouchés en soufflant dedans, sans y mettre sa bouche. 

b) Remplir le bac gris avec de l’eau du robinet sans dépasser le trou d’échappement.c) Remplir a ras bord le cylindre gradué avec l’eau du robinet.d) Placer la plaque de plastique sur l’ouverture du cylindre gradué.e) Placer le cylindre dans le bac a récupération de gaz a l’envers en prenant soin d’appuyer

sa main sur la plaque de plastique pour éviter que l’eau sorte. f) Enlever la plaque de plastique une fois l’ouverture du cylindre gradué sous l’eau et placer

cette dernière vis-a-vis le trou dans le bac a récupération de gaz (par lequel le gaz arrivera).

g) Vérifier qu’il n’y a pas la présence de bulles d’air dans le cylindre. Sinon, recommencer les étapes c) a f).

3) Après avoir mesuré 15,0 mL de solution d’acide chlorhydrique a 1,0 mol/L a l’aide du cylindre gradué de 10 mL, mesurez 0,30 g de zinc en poudre a l’aide de la spatule et de la nacelle de pesée déposée sur la balance électronique, en prenant soin de mettre un carton au-dessus de la balance.

4) Versez le zinc dans l’erlenmeyer.5) Versez la solution d’acide dans l’erlenmeyer et fermez le bouchon en prenant soin de

vérifier l’étanchéité du système.6) Déclenchez le chronomètre a partir du moment où l’on peut apercevoir des bulles dans le

cylindre gradué. Il sera important de mélanger régulièrement le mélange réactionnel.7) Arrêtez le chronomètre lorsqu’il n’y a plus de bulle qui remonte dans le cylindre (le

solide aura totalement disparu) et notez le volume de gaz obtenu dans vos résultats.8) Versez le contenu de l’erlenmeyer dans le bac de récupération a liquides.9) À l’aide d’une allumette, allumez une éclisse de bois.10) Tout en le laissant a l’envers, prendre le cylindre gradué de 100,0 mL.11) Rapidement, retournez ce cylindre et approchez l’éclisse de bois au niveau de

l’embouchure. Notez vos observations.12) Videz le bac de récupération des gaz et nettoyez votre place de laboratoire.

c) Lire le protocole expérimental, puis répondre aux questions suivantes.

Pourquoi met-on un carton au-dessus de la balance électronique (étape 3) ?

La plupart des laboratoires possède un système de ventilation qui pourrait faire varier la masse mesurée à l’aide de la balance électronique.

Pourquoi doit-on verser le zinc avant l’acide (étapes 4 et 5) ?Le solide est de ce fait submergé, ce qui permet une réaction plus efficace, mais l’ordre d’insertion n’est pas si important. Il faut par contre manipuler rapidement, en prenant soin de bien boucher l’erlenmeyer lorsque le second réactif est ajouté, afin de ne pas perdre de dihydrogène formé.

Pourquoi n’a-t-on pas besoin de considérer le volume d’air préalablement contenu dans l’erlenmeyer 125 mL ? Expliquer alors pourquoi il faut attendre les premières bulles dans le cylindre gradué avant de déclencher le chronomètre.

Comme vu dans le module concernant précédent (loi d’Avogadro), lorsque la pression et la température sont contrôlées, le volume molaire des gaz reste le même, quelle que soit la nature du gaz. Comme la quantité d’air ne varie pas pendant la réaction, la variation de volume, mesurée dans le cylindre gradué, ne dépend que de la quantité de dihydrogène formé. Seule la variation de volume est importante, il faut donc attendre les premières bulles dans le cylindre pour commencer le déclenchement du chronomètre (t = 0 s). Par contre, on négligera la petite quantité de vapeur d’eau dans le mélange gazeux, qui dépend de la température.

RÉSULTATS ET ANALYSE DES RÉSULTATS

1) Inscrivez toutes vos mesures et vos résultats, en prenant soin d’y inclure l’incertitude absolue.

mZn = 0,31 ± 0,01 g VHCl = 15,0 ± 0,5 mL

Patm = 103,5 ± 0,5 kPa T = 20,0 ± 0,5 °C

t = 930 ± 0,5 s (temps de réflexe moyen)

Vgaz = 83 ± 0,5 mL

2) Quelle est la nature du gaz obtenu ? Justifiez votre réponse.

Le gaz obtenu est du dihydrogène car nous avons entendu une légère détonation lorsque nous avons approché l’éclisse de bois enflammée près de l’embouchure de l’erlenmeyer.

3) Calculez la vitesse moyenne de la disparition du zinc pour toute la durée de la réaction, en g/s, puis en mol/s, en prenant soin d’y inclure l’incertitude sur la mesure.

vZn = - mZn / t = - (0-0,31) / 930 = 3,33 x 10-4 g/sIncertitude : mZn = 0,01 g et t = 0,5 svZn / vZn = mZn / mZn + t / t = 0,01 / 0,31 + 0,5 / 930 = 3,28 x 10-2

vZn = vZn x 3,28 x 10-2 = 3,33 x 10-4 x 3,28 x 10-2 = 1,093 x 10-5 g/s = 1x 10-5 g/s (un chiffre significatif)

vZn = (3,3 ± 0,1) x 10-4 g/s

M(Zn) = 65,38 g/molvZn = vZn / M = 3,33 x 10-4 / 65,38 = 5,097 x 10-6 mol/svZn / vZn =vZn / vZn + M / M = vZn / vZn = 3,28 x 10-2

vZn = vZn x 3,28 x 10-2 x 5,097 x 10-6 = 1,67 x 10-7 = 2 x 10-7 mol/svZn = (5,1 ± 0,2) x 10-6 mol/s

4) D’après le volume de gaz obtenu, la réaction semble-t-elle complète ? Justifiez votre réponse.

mZn = 0,31 g donc nZn = m/M = 4,74 x 10-3 molZn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)

Stœchiométrie : nZn = nH2 = 4,74 x 10-3 molPatm = 103,5 kPa et T = 20,0 °C = 293,15 KLoi des gaz parfaits :PV = nRT donc V =nRT / P = 4,74 x 10-3 x 8,314 x 293,15 / 103,5 = 0,112 L

Si le rendement de la réaction est de 100 % et qu’aucune erreur n’existe, nous aurions dû récolter 112 mL de gaz. Comme nous avons récolé 83 mL, la réaction ne semble pas complète. Cela peut se justifier par les causes d’erreur. Éventuellement effectuer un calcul de pourcentage d’erreur (112-83) / 112 = 26 % (2 chiffres significatifs).

5) Quelles sont les causes d’erreur du laboratoire ? Quelles améliorations apporteriez-vous ?

- Système de récupération de gaz peut bloquer un peu (étanchéité, …). Il faudrait utiliser un système où le gaz ne risque pas de s’échapper ou de bloquer

- Reste de poudre de zinc dans la nacelle de pesée.- Poudre de zinc pas assez finement broyée. Il faudrait possiblement utiliser un

mortier et un pilon pour obtenir une poudre plus fine.

Parler éventuellement de la fidélité, de la justesse et de la sensibilité des instruments de mesure.

Lien sous-tâche 1 et 2 :

En considérant les réactifs mis en jeu, quelles différences existent-t-il entre l’expérience que vous venez de réaliser et la situation problème ? Cela est-il préjudiciable ?

Le zinc présent dans la gouttière est sous forme beaucoup plus compacte que la poudre de zinc utilisée dans le laboratoire. Comme nous avons vu précédemment, un des facteurs qui influence la vitesse d’une réaction est la surface de contact. La poudre aillant une surface de contact plus grande que la gouttière, on peut facilement déduire que la vitesse de réaction sera plus grande dans le cas de la poudre, que dans le cas de la gouttière.De plus, la concentration de l’acide utilisé est de 1,0 mol/L, ce qui correspond à une solution à pH = 0. Les plus sont acides, mais largement moins que la solution utilisée pour effectuer le laboratoire. La concentration en acide des pluies québécoises doivent sûrement être bien moins concentrée que la solution utilisée.

De quelles données auriez-vous besoin pour répondre a cette situation ?

Pour bien faire, il faudrait l’épaisseur de la gouttière, ainsi que le pH moyen des eaux de pluie au Québec.

Sous-tâche 3 : Démonstration (ou Activité documentaire) : influence de la concentration de la solution acide sur la vitesse de réaction. Il faudra utiliser le même montage que précédemment, mais en remplaçant la poudre de zinc par de la poudre de magnésium et solution d’acide chlorhydrique a différentes concentrations (0,05 mol/L ; 0,1 mol/L ; 0,2 mol/L). Le magnésium est utilisé a la place du zinc car les résultats sont obtenus plus rapidement. Environ 75 min

a) Mesurer les trois temps nécessaires pour récupérer environ 22 mL de gaz avec des solutions d’acide chlorhydrique de concentration égales a 0,05 mol/L, 0,1 mol/L et 0,2 mol/L.

RÉSULTATSmMg = 0,15 ± 0,01 g ; VHCl = 100,0 ± 0,05 mL

Pour obtenir environ 22 mL de gaz :- 0,05 mol/L : t = 280 s- 0,1 mol/L : t = 80 s- 0,2 mol/L : t = 40 s

b) Avec quelle concentration la vitesse a-t-elle été la plus élevée ? Justifiez votre réponse a l’aide de la théorie des collisions.

La vitesse de réaction est plus élevée avec une solution d’acide chlorhydrique qui a une plus grande concentration, soit 0,2 mol/L, cat l’intervalle de temps pour obtenir 22 mL de gaz est le plus petit. En effet, comme il y a une plus grande quantité de molécules d’acide chlorhydrique dans un même volume de solution, le nombre de collisions avec les molécules de magnésium (Mg) est plus élevée, ce qui augmente la vitesse de réaction.

c) Après avoir rappelé la définition d’un acide, indiquez le lien entre les différentes solutions utilisées et leur pH.

Un acide est un électrolyte qui, dissout en solution, libère des ions hydronium (H3O+). Or plus la concentration de l’acide est grande, plus la quantité d’ions hydronium est grande et plus le pH sera petit (tendra vers 0).

d) Énumérez, par ordre d’importance, les différentes causes d’erreur de cette expérimentation, en prenant soin d’expliquer en quoi elles altèrent vos résultats.

Exemples de réponse :- Erreurs lors des opérations de dilution pour créer les solutions aux différentes

concentrations. Comme le temps de disparition du métal dépend de la

concentration, si cette dernière n’est pas juste, le temps mesuré ne sera pas juste également.

- Les tuyaux du système de récupération de gaz pourraient se boucher. Les volumes mesuré en fonction du temps risquent de ne pas être justes.

- Incertitude trop grande sur certains instruments de mesure. Si la précision de l’instrument de mesure est mauvaise, les résultats seront peut-être trop imprécis…

e) À l’aide des résultats présentés, que pouvez-vous conclure concernant la vitesse de la réaction en fonction du pH de la solution acide utilisée ? Expliquez alors l’importance de mesurer le pH de l’eau de pluie récoltée dans le cas de noter situation problème.

Plus la concentration de la solution acide est grande, plus la vitesse de consommation du métal (ici le magnésium) est grande. De ce fait, plus le pH de la solution acide sera bas, plus la vitesse de consommation du métal sera grande. On comprend que la connaissance du pH des pluies québécoises nous permet donc de prédire la vitesse à laquelle la gouttière se dégradera.

Sous-tâche 4 : À l’aide des données ci-dessous, évaluez le volume d’eau de pluie nécessaire a la dégradation de la gouttière selon son épaisseur. Émettre une conclusion quant a la pertinence d’utiliser du zinc comme matériau de base a une gouttière.Environ 60 min

Données :

GOUTTIÈRE- Épaisseur de la gouttière en zinc : 0,1 cm ;- surface de gouttière considérée : 1 cm2

- masse volumique de zinc : Zn = 7 150 kg/m3

PLUIES AU QUÉBEC- pH des pluies acides au Québec : environ 5,6 ;- quantité de pluie : environ 1 000 mm par an.

[H3O+(aq)] = 10-5,6 = 2,511 x 10-6 mol/L

Surface de contact avec la gouttière : 1 cm2 = 100 mm2 Hauteur de pluie annuelle : 1 000 mmV = 100 x 1 000 = 100 000 mm3 = 100 cm3 = 100 mL = 0,100 LnH3O+ = 2,511 x 10-6 x 0,1 = 2,511 x 10-7 molD’après l’équation balancée de la réaction : nZn = nHCl / 2 donc nHCl = 1,255 x 10-7 molMZn = 65,38 g/mol donc mZn = n x M = 8,21 x 10-6 g/an

Surface de contact avec la gouttière : 1 cm2 et épaisseur de la gouttière : 0,2 cmVZn = S x e = 1 x 0,1 = 0,1 cm3

Zn = 7 150 kg/m3 = 7 150 g/dm3 = 7,150 g/cm3 Zn = m / V donc mZn = Zn x V = 7,150 x 0,1 = 0,72 g

t = 0,72 / 8,21 x 10-6 = 87 089 ans Étant donné le temps de désagrégation, le zinc semble tout de même adapté et durable !Par contre, cela doit coûter bien plus cher que le plastique normalement utilisé pour la conception des gouttières.

Conclusion de la tâche 1Un ami vous rappelle que la corrosion des métaux est une réaction qui a lieu en milieu humide et qui utilise l’oxygène de l’air pour créer une couche de métal oxydé qui protège donc la surface de métal non oxydé. Le problème, qui paraissait simple au départ, est beaucoup plus complexe car plusieurs réactions ont lieu, sûrement avec des vitesses différentes, mais la gouttière semble utilisable pour récolter l’eau de pluie.

À votre avis, peut-on utiliser directement l’eau récoltée ? Pourquoi ? Répondre en parlant des différentes utilisations qu’on pourrait en faire.

Effectivement, tout dépend de l’utilisation que l’on veut en faire.Pour effectuer le lavage des blocs sanitaires ou celui dans les machines à laver le linge, pour arroser les plantes qui décorent le camping, ou encore pour se laver les mains, l’eau pourrait être utilisée directement.Néanmoins, si l’on veut la boire, cette eau devrait sûrement être traitée pour respecter les normes de potabilité du Québec. Également, pour remplir le bassin de la piscine du camping, l’eau doit respecter des normes assez strictes, notamment concernant son pH, ainsi que la quantité de chlore contenue.Tâche 2Comme vous allez récupérer l’eau de pluie afin de remplir le bassin de la piscine du camping, il va être important que cette dernière respecte les normes québécoises. Bien évidemment, il faut une certaine quantité de « chlore », un antibactérien, mais il sera également important de réguler le pH de l’eau. Vos cours de chimie ne vous ayant pas laissé un souvenir impérissable, vous décidez de vous renseigner sur le comportement des acides dans l’eau. Après avoir analyser les données recueillies, vous pourrez alors déterminer les quantités de « pH+ » ou de « pH– », produits commerciaux aidant a augmenter ou diminuer le pH, a ajouter pour que l’eau de la piscine soit utilisable selon les normes québécoises.

Sous-tâche 1 : Cours et exercices d’application : Environ 90 minPour cette sous-tâche, il serait intéressant de leur préparer quelques exercices d’application à l’aide de cahier d’activités ou d’apprentissages. Expl : DELTA Chimie p 307 à 310 ; p 314 à 321 ; p 338 à 346 ; p 357 à 368

1) Qu’est-ce qu’une réaction réversible ? Une réaction réversible est une réaction qui peut se produire dans les deux sens au même moment, des réactifs vers les produits ou des produits vers les réactifs. Elle est représentée de la manière suivante : r1 R1 + r2 R2 ⇌ p1 P1 + p2 P2

2) Quelles sont les conditions qui définissent un équilibre chimique ?Elles sont au nombre de trois. Le système doit contenir une réaction réversible, il doit être fermé, qui ne permet donc aucun échange de matière avec le milieu environnant, et présenter des propriétés macroscopiques (pression, température, couleur,…) constantes.

3) Expliquez, a l’aide du principe de Le Chatelier, comment les facteurs suivants peuvent influer sur l’état d’équilibre chimique.

a. la concentration ;Si on augmente la concentration d’un réactif, le système va évoluer pour s’opposer à cette augmentation. La réaction va donc consommer le réactif et former des produits. La réaction directe sera favorisée. Si on augmente la concentration d’un produit, le système va évoluer pour s’opposer à cette augmentation. La réaction va donc consommer le produit et former des réactifs. La réaction inverse sera favorisée.Si on diminue la concentration d’un réactif, le système va évoluer pour s’opposer à cette augmentation. La réaction va donc reformer le réactif en consommant les produits. La réaction inverse sera favorisée. Si on diminue la concentration d’un produit, le système va évoluer pour s’opposer à cette augmentation. La réaction va donc consommer le réactif et former des produits. La réaction directe sera favorisée.

b. la température ;Si on augmente la température du milieu réactionnel, le système va évoluer pour s’opposer à cette augmentation. La réaction va donc tendre à consommer cet « apport d’énergie ». La réaction endothermique, qu’elle soit directe ou inverse, sera favorisée.Si on diminue la température du milieu réactionnel, le système va évoluer pour s’opposer à cette diminution. La réaction va donc tendre à favoriser un « apport d’énergie ». La réaction exothermique, qu’elle soit directe ou inverse, sera favorisée.

c. la pression ;Si on augmente la pression du milieu réactionnel (en diminuant le volume du système par exemple), le système va évoluer pour s’opposer à cette augmentation. La réaction va donc tendre à consommer le plus de particules de gaz possible. La réaction qui génère le moins de substances gazeuses, qu’elle soit directe ou inverse, sera favorisée.Si on diminue la pression du milieu réactionnel (en augmentant le volume du système par exemple), le système va évoluer pour s’opposer à cette diminution. La réaction va donc tendre à consommer le moins de particules de gaz possible. La réaction qui génère le plus de substances gazeuses, qu’elle soit directe ou inverse, sera favorisée.

d. l’ajout d’un catalyseur.L’ajout d’un catalyseur à un système en équilibre augmente la vitesse des deux réactions, directe et inverse. De ce fait, il ne modifie en aucun cas l’équilibre chimique établi.

4) Après avoir donné l’expression générale d’une constante d’équilibre, expliquez comment l’on peut interpréter la valeur d’une constante d’équilibre.Pour une réaction du type : r1 R1 + r2 R2 ⇌ p1 P1 + p2 P2

K = [R1]éq r1 x [R2]éq r2 / [P1]éq p1 x [P2]éq p2

Avec [R1]éq et [R2]éq : concentration des réactifs en mol/L

[P1]éq et [P2]éq : concentration des produits en mol/LPar convention, la constante d’équilibre ne possède pas d’unité.

Si la constante d’équilibre a une valeur élevée, c’est-à-dire supérieur à 102, cela veut dire que le numérateur est beaucoup plus élevé que le dénominateur. La formation des produits, et de ce fait la réaction directe a été favorisée.Si la constante d’équilibre a une faible valeur, c’est-à-dire supérieur à 10 -2, cela veut dire que le dénominateur est beaucoup plus élevé que le numérateur. La formation des produits ne s’est pas beaucoup déroulée, et, de ce fait la réaction inverse a été favorisée.Si la constante d’équilibre est comprise entre 10-2 et 102, on dira qu’aucune réaction n’a été favorisée.

5) Établir l’évolution de la valeur de la constante d’équilibre en fonction de l’évolution des facteurs rencontrés dans la question 3).Peu importe les facteurs, aussitôt que la modification favorise la réaction directe, la quantité de réactifs va diminuer et la quantité de produits va augmenter. De ce fait, le numérateur va augmenter alors que le dénominateur va diminuer. La constante d’équilibre augmentera alors.Réciproquement, si la modification favorise la réaction inverse, la constante d’équilibre diminuera.

6) Expliquer, en utilisant un exemple général, l’utilité d’un tableau de type « IVÉ » (concentration Initiale ; Variation de concentration ; concentration a l’Équilibre) pour les calculs liés a la constante d’équilibre.Le tableau « IVÉ » (concentration Initiale ; Variation de concentration ; concentration à l’Équilibre) permet, à l’aide de calculs stœchiométriques de déterminer les concentrations du système à n’importe quel moment, jusqu’à l’obtention de l’équilibre. On peut également déterminer la constante d’équilibre si on connait toutes les concentrations du système à l’équilibre, et réciproquement.Il est représenté de la façon suivante :

r1 R1 + r2 R2 ⇌ p1 P1 + p2 P2

Concentration initiale : ci (mol/L) c1 c2 0 0Variation de concentration : v (mol/L) - r1 x - r2 x + p1 x + p2 xConcentration à l’équilibre : céq (mol/L) c1 - r1 xéq. c2 - r2 xéq. + p1 xéq + p2 xéq

La variation de concentration est représentée par une variable « x ». Le « - » indiquera que la substance est consommée alors que le « + » indiquera que la substance est formée.

7) Écrivez l’équation chimique générale d’un équilibre acidobasique.Acide 1 + Base 2 ⇌ Acide conjugué 2 + Base conjugué 2

8) Dans le cadre d’un équilibre acidobasique, quelle est la différence entre la théorie d’Arrhenius et celle de Brønsted-Lowry ?Selon la théorie d’Arrhenius, l’acide est une substance qui, en solution aqueuse, libère des ions hydroniums (H+

(aq)), aussi appelés protons, et une base est une substance qui, en solution aqueuse, libère des ions hydroxyde (OH-

(aq)).Selon la théorie de Brønsted-Lowry, un acide est une substance capable de transférer un ou plusieurs protons (H+

(aq)) à une autre substance et une base est une substance capable de capter un ou plusieurs protons (H+

(aq)) à une autre substance.

9) Rappelez les différences entre une acide fort et un acide faible. Quelles sont les conséquences sur les valeurs de constante d’équilibre de ces deux types d’acide ?Un acide fort est un électrolyte qui se dissocie totalement en ions lorsque dissous en solution aqueuse alors qu’un acide faible se dissocie faiblement en ions.Acide fort : HA + H2O → A-

(aq) + H3O+(aq) (ou : HA → A-

(aq) + H+(aq))

Acide faible : HA + H2O ⇌ A-(aq) + H3O+

(aq) (ou : HA ⇌ A-(aq) + H+

(aq))La constante d’équilibre d’un acide fort est généralement supérieure à 109.La constante d’équilibre d’un acide faible est généralement comprise entre 10 -10 et 1 (en dessous d’une valeur de 10-10, on dira que la réaction ne se réalise pas).

Sous-tâche 2 : Étude des acides présents dans de l’eau de pluie : voir Annexe 1Environ 240 min

1) Quels sont les trois acides majoritairement présents dans les pluies acides ?Le dioxyde de carbone (CO2), l’acide sulfurique (H2SO4) et l’acide nitrique (HNO3) sont les trois principaux acides présents dans les pluies acides.

2) Établir l’expression de la constante d’équilibre acidobasique des acides faibles présents.Le seul acide faible est le dioxyde de carbone : Ka = 10 -6,37 =

CO2(g) + H2O(l) ⇌ H+(aq) + HCO3

−(aq) donc K =[ H+

(aq)] + HCO3−

(aq)

Néanmoins, la base conjuguée de l’acide sulfurique, HSO4- , est un acide faible : Ka = 10 -

1,9 = 3) Établir la relation entre le pH et la concentration molaire des ions hydronium.

pH = - log [H+(aq)] ou pH = - log [H3O+

(aq)]

Comme on ne connait pas les quantités exactes d’acides dans l’eau de pluie, examinons le comportement d’un acide faible et d’un acide fort.Dans le prochain laboratoire, nous allons comparer les pH de deux acides différents : un acide fort et un acide faible.

4) Réalisation du laboratoire   2 : Mesurer le pH de solutions d’acide sulfurique (H2SO4) de concentrations différentes, ainsi que celui de solutions d’acide acétique (CH3COOH). Les

concentrations utilisées sont : 1,0 ; 0,75 ; 0,5 ; 0,25 ; 0,1 ; 0,05 ; 0,025 ; 0,01 ; 0,005 et 0,001 (en mol/L)) 

Éventuellement parler de la fidelité, de la justesse et de la sensibilité des instruments de mesure

a) Effectuez les calculs nécessaires pour obtenir des solutions aux différentes concentrations a l’aide d’une solution d’acide concentrée initialement a 1,0 mol/L, sachant que l’on veut utiliser 20,0 mL de chaque solution pour effectuer les mesures.

Il faut effectuer des calculs de dilution avec la formule c1V1 = c2V2

On peut faire l’exemple d’un calcul et présenter par la suite les résultats dans un tableau.Pour la solution de concentration 0,75 mol/L : c1V1 = c2V2 donc 1,0 x V1 = 0,75 x 20Donc V1 = 0,75 x 20 = 15 mL. Le volume de solution mère à prélever est de 15 mL. Il faut ensuite, à l’aide d’un cylindre gradué, ajouter 5,0 mL d’eau distillée.Quand la concentration devient trop petite, on peut certainement utiliser les solutions précédemment réalisées. En effet, en effectuant les calculs précédents, il faudrait 0,02 mL de solutions mères pour préparer la solution de concentration 0,001 mol/L… Difficile à réaliser avec le matériel mis à notre disposition.

b) Dressez une liste du matériel et rédigez le protocole expérimental. Quelles mesures devrez-vous prendre pour réaliser cette expérience de façon sécuritaire ?

MATÉRIEL ET PRODUITS- Un bras articulé- Un bécher de rinçage de 250 mL- Un pH-mètre- Un cylindre gradué de 25 mL- Cinq béchers de 50 mL- 20 mL de solution tampon de pH 4- 20 mL de solution tampon de pH 7- 20 mL de solution tampon de pH 10

- 50 mL d’une solution d’acide sulfurique (H2SO4), concentrée à 1,0 mol/L

- 50 mL d’une solution d’acide acétique (CH3COOH), concentrée à 1,0 mol/L

- Eau distillée- Un flacon-laveur d’eau distillée- Une pipette compte-gouttes

PROTOCOLE EXPÉRIMENTAL- La calibration du pH-mètre

1. Rincer l’électrode du pH-mètre à l’eau distillée, puis l’essuyer. 2. Ajuster l’électrode du pH-mètre sur le support universel, à l’aide de la pince universelle.3. Plonger l’électrode du pH-mètre (agiter légèrement le bécher pour éviter qu’il y ait une bulle d’air collée

sur l’électrode) dans les 20 mL de solution tampon de pH 7 contenus dans le gobelet « 7 ».4. Ajuster le pH-mètre à la valeur de pH de la solution tampon.5. Rincer l’électrode du pH-mètre à l’eau distillée, puis l’essuyer.6. Refaire les étapes 2 à 4 pour la solution tampon de pH 4 puis 10.

- La réalisation des solutions à différentes concentrations

1. À l’aide de précalculs et d’un cylindre gradué de 25 mL, réaliser 20 mL de solution d’acide acétique concentrée à 1,0 x 10-3 mol/L, 5,0 x 10-3 mol/L, 1,0 x 10-2 mol/L, 2,5 x 10-2 mol/L, 5,0 x 10-2 mol/L, 1,0 x 10-1 mol/L, 2,5 x 10-2 mol/L, 5,0 x 10-1 mol/L et 7,5 x 10-1 mol/L à partir de la solution d’acide acétique (CH3COOH) concentrée à 1,0 mol/L.

2. Vous obtenez alors dix béchers avec des solutions de concentrations différentes.3. Ne pas oublier de rincer le cylindre à la fin.

- La mesure du pH des différentes solutions aqueuses

1. Plonger l’électrode du pH-mètre dans le bécher contenant la solution d’acide acétique concentrée à 1,0 x 10-3 mol/L. Agiter légèrement le bécher pour éviter qu’il y ait une bulle d’air collée sur l’électrode. Noter la valeur de pH obtenue dans le tableau des résultats.

2. Recommencer la manipulation précédente respectivement avec les solutions d’acide acétique concentrée à 5,0 x 10-3 mol/L, 1,0 x 10-2 mol/L, 2,5 x 10-2 mol/L, 5,0 x 10-2 mol/L, 1,0 x 10-1 mol/L, 2,5 x 10-2 mol/L, 5,0 x 10-1 mol/L, 7,5 x 10-1 mol/L et 1,0 mol/L.

3. Vider le contenu des béchers dans l’évier. Bien rincer les béchers et l’électrode du pH-mètre, abondamment avec l’eau distillée et les essuyer.

4. Ranger le matériel.

c) À l’aide de tableaux, notez vos résultats

RÉSULTATS Tableau 1 : pH d’une solution d’acide sulfurique en fonction de sa concentration (T = 20 °C)

Concentration (mol/L) pH (± 0,01)0,001 2,200,005 1,610,01 1,04

0,025 0,900,05 0,730,10 0,530,25 0,340,50 0,180,75 0,101,0 0,04

Tableau 2 : pH d’une solution d’acide acétique en fonction de sa concentration (T = 20 °C)Concentration (mol/L) pH (± 0,01)

0,001 3,780,005 3,390,01 3,25

0,025 3,020,05 2,85

0,1 2,690,25 2,470,5 2,31

0,75 2,211 2,16

5) À l’aide du tableur Excel, calculez les pH prévus, puis les pourcentages d’erreur par rapport a vos mesures, pour la solution d’acide sulfurique, puis pour la solution d’acide acétique.

a) Pour la solution d’acide sulfurique, en considérant la libération de deux ions hydronium (soit que HSO4

- est aussi un acide fort) H2SO4 (aq) + H2O(l) → SO4

2- (aq) + 2 H3O+

(aq)

Concentration initiale : ci (mol/L) cA 0 0Concentration finale : cf (mol/L) cA 2 cA

pH = - log [H3O+(aq)] = log(2xcA)

EXCEL : Faire le tableau suivant avec la formule (pour pH calculé) : =-LOG(A…) et les concentrations dans la colonne A

Colonne A Colonne B Colonne C Concentration (mol/L) pH mesuré pH calculé

0,001 2,2 3,000,005 1,61 2,300,01 1,04 2,00

0,025 0,9 1,600,05 0,73 1,300,1 0,53 1,00

0,25 0,34 0,600,5 0,18 0,30

0,75 0,1 0,121 0,04 0,00

Possibilité de faire en deux tableaux qui respecte les deux acidités (donc un tableau IVÉ pour l’ion HSO4

-).

Calcul du pourcentage d’erreur : |pH calculé (théorique )−pH mesuré (expérimental)|

pH calculé (théorique) x

100

EXCEL : Faire le tableau suivant avec la formule (pour % d’erreur) =ABS((C3-B3)/C3*100)

Colonne A Colonne B Colonne C Colonne DConcentration (mol/L) pH mesuré pH calculé % d'erreur

0,001 2,2 3,00 270,005 1,61 2,30 300,01 1,04 2,00 48

0,025 0,9 1,60 440,05 0,73 1,30 440,1 0,53 1,00 47

0,25 0,34 0,60 440,5 0,18 0,30 40

0,75 0,1 0,12 201 0,04 0,00 x

Deux chiffres significatifs pour les pourcentages d’erreur.

b) solution d’acide acétique

CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇌ CH3COO-(aq) + H3O+

(aq)

Concentration initiale : ci (mol/L) cA 0 0Variation de concentration : v (mol/L) - x + x + xConcentration à l’équilibre : céq (mol/L). cA - xéq + xéq + xéq

KA = [CH3COO-(aq)]éq x [H3O+

(aq)]éq / [CH3COOH(aq)]éq = xéq2 / cA - xéq

KA (cA - xéq) = xéq2 donc : xéq

2 + KA xéq - KA cA = 0 donc Calculatrice Mode 6-2 ou voir feuille de calcul Excel

avec KA (CH3COOH) = 1,75 x 10-5 et cA = 1,0 mol/L, on a donc :xéq

2 + 1,75 x 10-5 xéq - 1,75 x 10-5 = 0

Exemple de calcul des racines

xéq=−b±√b2−4 ac

2 a

xéq=−K A +√ K A

2−4 ×(−C A)2

et xéq=−K A−√ K A

2−4 ×(−C A)2

xéq=−1,75 ×10−5+√(1,75 ×10−5)2−4×(−1,0)

2 = 4,17 x 10-3

EXCEL :

1) Faire une case Ka = 0,0000175 (case K17 ici) et les concentrations dans la colonne F

2) Faire le tableau suivant avec la formule :Racine + : =(-$K$17 + RACINE(($K$17)^2-4*$K$17*-$F…))/2Racine - : =(-$K$17 - RACINE(($K$17)^2-4*$K$17*-$F…))/2

Colonne F Colonne G Colonne H Concentration (mol/L) Racine + Racine -

0,001 0,00012 -0,000140,005 0,00029 -0,000300,01 0,00041 -0,00043

0,025 0,00065 -0,000670,05 0,00093 -0,000940,1 0,00131 -0,00133

0,25 0,00208 -0,002100,5 0,00295 -0,00297

0,75 0,00361 -0,003631 0,00417 -0,00419

3) Faire le tableau suivant avec la formule (pour pH calculé) : =-LOG(G…)Avec les racines sélectionnées (Racines +) dans la colonne G

Colonne A Colonne B Colonne C Concentration (mol/L) pH mesuré pH calculé

0,001 3,78 3,910,005 3,39 3,540,01 3,25 3,39

0,025 3,02 3,190,05 2,85 3,030,1 2,69 2,88

0,25 2,47 2,680,5 2,31 2,53

0,75 2,21 2,441 2,16 2,38

Calcul du pourcentage d’erreur : |pH calculé (théorique )−pH mesuré (expérimental)|

pH calculé (théorique) x

100

EXCEL : Faire le tableau suivant avec la formule (pour % d’erreur)Colonne A Colonne B Colonne C Colonne D

Concentration (mol/L) pH mesuré pH calculé % d'erreur0,001 3,78 3,91 3,30,005 3,39 3,54 4,30,01 3,25 3,39 4,1

0,025 3,02 3,19 5,20,05 2,85 3,03 6,00,1 2,69 2,88 6,6

0,25 2,47 2,68 7,90,5 2,31 2,53 8,7

0,75 2,21 2,44 9,51 2,16 2,38 9,2

Deux chiffres significatifs pour les pourcentages d’erreur.

6) Pourquoi peut-on négliger l’influence des acides faibles dans le cas des pluies acides ?Comme les acides faibles se dissocient faiblement en ions, il y aura beaucoup moins d’ions hydronium (ions H+

(aq) ) que dans le cas d’un acide fort, qui se dissocie totalement en ions. Or, plus la quantité d’ions hydronium est grande, plus le pH diminuera et la solution sera acide.

Sous-tâche 3 : Pour ajuster le pH de l’eau de pluie recueillie, on utilise des produits commerciaux tel le pH- (acide muriatique, c’est-a-dire l’acide chlorhydrique) et/ou le pH+ (carbonate de sodium) – Voir Annexe 2

1) Quel(s) est(sont) le(s) couple(s) acidobasiques de l’acide chlorhydrique ?Un seul couple : HCl / Cl- (acide fort)

2) Quel(s) est(sont) le(s) couple(s) acidobasiques du carbonate de sodium ?Deux couples :

- HCO3- / CO3

2- (KA = 4,8 x 10-11)- H2CO3 / HCO3

- (KA = 4,2 x 10-7)

3) D’après les données récoltées précédemment, le pH de l’eau recueillie est d’environ 5,6. Les normes pour l’eau des piscines au Québec sont données dans le tableau suivant. Avec quel produit commercial devrez-vous commencer a traiter l’eau de pluie recueillie ? Expliquez votre réponse.

Le produit pH+ car c’est une base. Pour augmenter le pH est le faire tendre vers 7,4, on réalise une neutralisation acidobasique. Cette réaction formera un sel et de l’eau, produits qui sont neutres.

4) Étude d’une neutralisation acidobasique : titrage acide fort / base forte (facultatif)

http://passeport.univ-lille1.fr/site/chimie/scc1034/C10dosab/C10dosab_web.publi/web/co/02_1_reaction.html

Sous-tâche 4 : Environ 90 min

1) La piscine du camping a une longueur de trente mètres et une largeur de 20 mètres, tandis que sa profondeur moyenne est de 1,5 mètres. Calculez le volume d’eau que contient la piscine.

Volume d’eau maximum contenue dans la piscine :V = L x l x h = 30 x 20 x 1,5 = 900 m3 (9,0 x 105 L)

2) En ajoutant du pH+, on réalise la transformation étudiée dans la sous-tâche précédente. En considérant l’acide de l’eau en étant simplement un ion hydronium « H3O+

(aq) », déterminer l’équation chimique balancée de la réaction.CO3

2-(aq) + H3O+

(aq) → HCO3-(aq) + H2O(l)

HCO3-(aq) + H3O+

(aq) → H2CO3 (aq) + H2O(l) ou CO32-

(aq) + 2 H3O+(aq) → H2CO3 (aq) + 2 H2O(l)

Les ions sodium (Na+) et chlorure (Cl-) sont ici des ions spectateurs (qui ne participent pas concrètement à la réaction chimique).

3) Définissez la constante d’ionisation de l’eau en établissant également son expression mathématique. Quelle est sa valeur a 25 °C ?

La constante d’ionisation de l’eau Ke est la constante associée à la capacité de l'eau de

s'auto-ioniser en ions hydronium (H3O+(aq)) et en ions hydroxyde (OH−

(aq)).On représente habituellement l'ionisation de la molécule d’eau par l'équation suivante :

2 H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH−

(aq) ou H2O(l) ⇌ H+(aq) + OH−

(aq)

Ke = [H3O+(aq)] x [OH-

(aq)] ou Ke = [H+(aq)] x [OH-

(aq)]

Sa valeur à 25 °C est : Ke = 1,0 x 10-14

4) À l’aide des moyennes de températures au Québec, de l’évolution de la constante d’ionisation de l’eau en fonction de la température, déterminez la valeur de la constante d’ionisation qu’on devra utiliser pour continuer les calculs.

Évolution de la constante d’ionisation de l’eau Ke en fonction de la température :T = 0 °C : Ke = 1,1 x 10-15

T = 10 °C : Ke = 3,0 x 10-15

T = 18 °C : Ke = 5,8 x 10-15

T = 20 °C : Ke = 6,8 x 10-15

T = 25 °C : Ke = 1,0 x 10-14

T = 30 °C : Ke = 1,4 x 10-14

Moyenne juin : 17 °C ; moyenne juillet : 20 °C ; moyenne août : 19 °C : Moyenne été : 18,7 °COn sélectionne donc Ke = 5,8 x 10-15

5) À l’aide du tableau de la question 3) de la sous-tâche 3), déterminez la masse de produit pH+ qu’il faut utiliser pour que la piscine du camping respecte les normes de pH québécoises.

pH pluie = 5,6 donc [H3O+ (aq)] = 10-5,6 = 2,511 x 10-6 mol/L

V = 900 m3 = 900 000 L donc nH3O+ = cV = 2,511 x 10-6 x 900 000 = 2,26 mol

Normes québécoises : pH = 7,4 : [H+(aq)] = 10-7,4 = 3,98 x 10-8 mol/L

Ke = 5,8 x 10-15 = [H+(aq)] x [OH-

(aq)] donc [OH-(aq)] = 5,8 x 10-15 / 3,98 x 10-8 = 1,45 x 10-7 mol/L

D’après les coefficients stœchiométriques, on a : nCO32- = nH3O+ / 2 nH3O+ = 2,261 mol donc : nCO32- = 2,26 / 2 = 1,13 mol

Carbonate de sodium : M(Na2CO3) = 125,99 g/molnNa2CO3 = nCO32- = m/M donc mNa2CO3 = nM = 1,13 x 125,99 = 172,88 = 173 g (3 chiffres significatifs)

6) Le problème est théoriquement complexe. À l’aide des liens suivants et de la tâche 2, expliquez les avantages et les inconvénients qui existent si l’on utilise un test type « bandelette » plutôt qu’un pH-mètre.https://www.clubpiscine.ca/fr-ca/services-et-conseils/conseils/analyse-d-eau/analyse-eauhttps://www.youtube.com/watch?v=0EQt_qd8U4w

Avantages : les bandelettes sont facilement utilisables, sans aucune préparation. Les résultats apparaissent instantanément. De plus, elles ne testent pas seulement le pH de l’eau, mais aussi le chlore, l’alcalinité, ainsi que les taux de stabilisant.

Inconvénients : Les résultats se présentent sous la forme d’une couleur, ce qui est loin d’être aussi précis qu’une valeur lue sur un pH-mètre. De plus, les bandelettes ne sont pas réutilisables.

Tâche 3À l’aide des deux premières tâches, expliquer si le projet est réalisable ou non. Justifiez votre réponse.Environ 30 min

- Beaucoup d’approximations utilisées : acides faibles (CO2 et HSO4-), la quantité de

pluie tombée,…- Les normes québécoises parlent également de la quantité de chlore, et ce dernier

modifie le pH.

- Expérimentalement complexe d’avoir des données fiables (vitesse de réaction, en fonction de la météo et de la saison)

- Néanmoins, beaucoup de solutions pratiques, comme des tests d’eau qui indiquent à la fois l’alcalinité, la quantité de chlore et le pH de l’eau pour ajuster ces paramètres par la suite)

Même si théoriquement le problème est très complexe, beaucoup de moyens pratiques ont été développés pour rendre ce projet réalisable, notamment l’utilisation de produits commerciaux pour le contrôle et l’entretien de l’eau de la piscine.