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 1 ère année 2016-2017 Département de CHIMIE Options : Chimie des Matériaux Chimie Analytique et de Synthèse
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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 :