UNIVERSITE HASSIBA BEN BOUALI -CHLEFFaculté de Technologie
Département Génie des Procédés
TRAVAUX
PRATIQUES DE
CHIMIE DES
SOLUTIONS
Dr. C. FARES & Dr. A. ABDI
2015/2016
Avant Propos
L’objectif de ce module de chimie est d’appliquer les connaissances et les outils acquis,
au cours « chimie des solutions », nécessaires à la compréhension des réactions en solution
aqueuse, en mettant l’accent en particulier sur les réactions acido-basiques et les réactions
d’oxydo-réduction. Par conséquent, il est indispensable que l’étudiant(e) porte un regard
particulier d’intéressement et de motivation à ce volet de formation.
Par ailleurs, il est impératif de bien préparer le TP avant de venir au laboratoire,
sans quoi l’étudiant ne sera en mesure de faire ni manipulation ni compte-rendu
satisfaisants. Pour pouvoir mener à bien le travail demandé et en tirer le maximum de
profit, il est conseillé de suivre les démarches suivantes :
La préparation préalable du TP est nécessaire.
Les TP sont exécutés en trinômes ou binômes, Une copie des résultats des
expériences doit être communiquée aux assistants de TP après chaque séance.
Les comptes rendus devront être transmis à la prochaine séance à l’enseignant.
Des interrogations, de 10 minutes, pourront être organisées avant chaque séance de
TP pour tester les connaissances de l’étudiant(e) sur la préparation de la
manipulation. Les notes correspondantes seront comptabilisées avec celles des
comptes rendus et du contrôle final.
L'attitude de l'étudiant lors des séances de TP sera prise en compte lors de la
notation (ponctualité, préparation préalable des TP…).
Les étudiants devront vérifier avant chaque manipulation qu'ils disposent du
matériel nécessaire aux expériences demandées. Les réactifs coûtent chers ! Prendre
juste les quantités nécessaires.
Les paillasses et le matériel doivent être nettoyés et rangés correctement à la fin de la
séance. Par exemple, la verrerie doit être lavée puis rincée à l'eau déionisée. Si ce
point n'est pas scrupuleusement respecté l'étudiant sera sanctionné.
Signaler à l'enseignant tout matériel défectueux, verreries cassées, matériel
manquant, etc.…
Un compte-rendu n'est pas une simple fiche de résultats. Il doit être rédigé et
structuré. Un compte-rendu doit contenir une introduction, une partie
expérimentale, une partie résultat et une partie exploitation et conclusion (ce qui ne
veut pas dire qu'un tel découpage est forcément adapté à chaque TP).
Il est inutile de recopier le fascicule pour décrire l'appareillage ou le mode opératoire.
En revanche expliquer le rôle de chaque réactif mis en jeu.
Les résultats des mesures seront donnés sous forme de tableaux et ou de courbes.
Les graphiques seront découpés et collés sur la feuille de compte-rendu.
Les documents individuels (polycopiés de travaux pratiques) distribués en début
d'année décrivent la manipulation à effectuer et donnent des indications sur la
marche à suivre pour la rédaction des résultats. Les conditions de déroulement d'une
manipulation peuvent être modifiées au cours de l'année. Il faut prendre soin de ces
polycopiés . A la fin d’année, les étudiants doivent restituer ces polycopiés.
Sommaire
TP N°1 : DOSAGE ACIDE FORT - BASE FORTE PAR PH-METRIE ET
CONDUCTIMETRIE ........................................................................................................................... 1
TP N°2 : DOSAGE ACIDE FAIBLE - BASE FORTE PAR PH-METRIE ET
CONDUCTIMETRIE ........................................................................................................................... 4
TP N°3 : DOSAGE DES POLYACIDES ............................................................................................ 7
TP N°4: SOLUTIONS TAMPONS ...................................................................................................... 9
TP N°5: SOLUBILITÉ ....................................................................................................................... 11
TP N°6 : EFFET DE LA COMPLEXATION ET DE LA SOLUBILITE...................................... 14
SUR LE POTENTIEL STANDARD ................................................................................................. 14
TP N°7: OXYDO-REDUCTION ....................................................................................................... 18
TP Chimie des solutions
L2S4
Melle FARES & Mr ABDI
TP N°1 : DOSAGE ACIDE FORT - BASE FORTE PAR PH-METRIE ET
CONDUCTIMETRIE
I.1- Dosage acide fort - base forte par pH-mètrie
1.
Généralités :
Un acide est une espèce capable de céder un proton H+ : acide = base + H+
Une base est une espèce capable de capter un proton H+ : base + H+ = acide
Les espèces conjuguées acide et base forment un couple acide/base.
Notion d’acide fort : C’est une molécule ou un ion capable de libérer des ions H+. Un
composé de formule moléculaire HA qui s’ionise totalement en ions H3O+ et A-,
quand on le dissout dans l’eau, est appelé un acide fort.
+
↔
+
Notion de base forte : C’est un accepteur d’ions H+. Un hydroxyde métallique de
formule moléculaire MOH donne une solution aqueuse contenant autant de mole
d’ions
et
que de moles d’hydroxyde dissous, est appelé une base forte.
Le pH et sa mesure : Le caractère acide d'une solution aqueuse est dû à la présence
des ions oxonium H3O+.
Définition du pH : Le pH, grandeur sans dimension (sans unité) mesure l'acidité d'une
solution aqueuse diluée. Il est défini par la relation : pH = -log[H3O+] avec [H3O+] en
mol.L-1. Le pH d'une solution permet de déterminer la concentration en ions oxonium:
[H3O+] = 10–pH.
Propriété : La fonction logarithme décimal (log) est une fonction croissante donc log est décroissante : Plus pH est grand, plus [H3O+] est petit et inversement, plus pH
est petit, plus [H3O+] est grand. A 25°C, la neutralité acido-basique correspond à
pH=7,0, les solutions acides ont un pH inférieur à 7,0 et que les solutions basiques ont
un pH supérieur à 7,0.
Mesure du pH : Le pH se mesure à l'aide d'un pH-mètre. C'est un millivoltmètre relié
à deux électrodes. L'une de ces électrodes est une électrode de référence et l'autre est
une électrode de verre. Ces électrodes mettent en jeu deux couples rédox tels que la
différence de potentiel électrique entre ces deux électrodes est proportionnelle au pH.
Certaines électrodes dites "combinées" rassemblent dans le même support les deux
électrodes précédentes.
2. Matériel
Un pH-métre.
Matériel de dosage : burette graduée, pipette de 10 mL, propipette, ballon jaugé
de 50 mL, bécher, erlen meyer, agitateur magnétique.
Un indicateur coloré.
Une solution de base forte de concentration connue (NaOH à 0,1 mol . L– 1)
Une solution d’acide fort de concentration inconnue.
2 solutions tampons (pH = 4 et pH = 7 par exemple) pour l’étalonnage.
1
TP Chimie des solutions
L2S4
Melle FARES & Mr ABDI
3. Mode opératoire
Remplir la burette de NaOH de concentration cb = 0,1 mol .L-1 (ne pas oublier
d’amorcer et de bien régler le zéro).
En utilisant la pipette et la propipette, prélever vb = 10 mL d’HCl de concentration
ca, verser la solution dans le ballon jaugé de 50 mL, et compléter à 50 mL avec de
l’eau distillée. Verser la solution obtenue dans le bêcher.
Placer le barreau aimanté de l’agitateur magnétique dans le bêcher.
Positionner la burette pour que la solution de NaOH puisse facilement être ajoutée
à l’acide.
Etalonner le pH-mètre.
Immerger la sonde et démarrer l’agitation.
Une fois la sonde immergée, ajouter cm3 par cm3 de la soude, homogénéiser la
solution en agitant le bécher réceptacle puis noter la valeur du pH. Procéder de 2
cm3 par 2 cm3 entre 0 et 14.
4. Analyse et conclusion
A l’aide d’ajouts successifs de soude, tracer la courbe pH=f(V).
Trouver le point d’équivalence de la courbe ci dessus. Donner ses coordonnées
avec les unités.
D’un point de vue chimique, à quoi ce point correspond-il ?
De même, à quoi la zone plateau située après le point d’équivalence correspondelle ?
Déterminer ca.
Sachant que la réaction entre un acide fort et l’eau est totale, déterminer le pH
d’une telle solution.
Calculer la concentration de la solution diluée (après ajout de l’eau distillée) et
calculer son pH.
Comparer la valeur trouvée à celle de la mesure du pH initiale. Donner une
conclusion.
I.2- Dosage conductimétriques
1. Principe
Cette méthode repose sur l’existence d’ions en solution et sur leur capacité à faciliter le
passage d’un courant. En effet, la nature des ions et leurs concentrations vont modifier la
conductance G du système, grandeur qui est l’inverse de la résistance. Plus le milieu facilite
le passage du courant, plus la conductance est élevée. Celle-ci est reliée à trois paramètres
principaux, la conductivité σ du système, la longueur ℓ et la section S de la cuve, selon :
=
La conductance s’exprime en Siemens (S), avec 1 S = 1Ω−1. L’unité de conductivité est donc
le S.m−1.
Le quotient K = ℓ/S est appelé constante de la cellule, on a donc :
=
La mesure de la conductance s’effectue avec un conductimètre, qui est en fait un ohmmètre.
2
TP Chimie des solutions
Melle FARES & Mr ABDI
L2S4
Considérons une solution possédant, pour simplifier, deux ions A et B de charges
quelconques. Chaque ion est caractérisé par une conductivité molaire ionique λ, s’exprimant
en S.m2.mol−1, et telle que :
σ = λA [A] + λB [B]
La conductivité totale dépend donc de la conductivité de chaque ion, elle-même dépendant de
la concentration de l’espèce et de sa conductivité ionique molaire. La formule la plus générale
est en fait la loi de Kohlrausch :
=
[ ]
Ainsi, lorsqu’un élément disparaît durant une réaction chimique, sa concentration chute, et
donc sa contribution à la conductivité puisqu’en général les coefficients de conductivité sont
positifs. Dans le même temps, de nouvelles espèces ioniques peuvent apparaître au cours de la
réaction et elles-mêmes changer G. Le tracé de G au cours du temps ou en fonction du volume
d’un produit de réaction peut ainsi permettre de trouver les volumes équivalents.
Les conductivités molaires ioniques sont tabulées, ie qu’on connaît leurs valeurs, que l’on
trouve dans des tables.
2- Dosage par conductimétrie d’un acide fort par une base forte
On désire suivre le dosage par conductimètre, de l’acide chlorhydrique (HCl) de concentration
inconnue par la soude caustique de concentration 0,1M.
On donne :
ions
H30+
OHNa+
Cl350.10-4
199.10-4
50,1.10-4
76,2.10-4
(S.m2.mol-1)
Écrire la réaction de dosage.
Tracer la courbe G = f(VB ).
Déterminer le volume équivalent VB.
En déduire la valeur de CA.
Compte tenu des valeurs des conductivités molaires, justifier simplement l’allure
suivante de l’évolution de la conductivité (ou de la conductance) de la solution en
fonction du volume V de soude versé (on note par VB le volume à l’équivalence).
3
TP Chimie des solutions
L2S4
Melle FARES & Mr ABDI
TP N°2 : DOSAGE ACIDE FAIBLE - BASE FORTE PAR PH-METRIE ET
CONDUCTIMETRIE
I.1- Dosage acide faible - base forte par pH-mètrie
1.
Généralités :
Un acide est une espèce capable de céder un proton H+ : acide = base + H+
Une base est une espèce capable de capter un proton H+ : base + H+ = acide
Constante d’acidité KA
Soit la réaction acide-base: HA + H2O ↔ H3O+ + A−
[
][ ]
=
[ ]
Les concentrations en moℓ.ℓ−1.
KA constante d’acidité fonction uniquement de la température.
On définit le pKA d’un couple A/B comme :
pKA = −log KA ⇒ KA = 10-pKA
−
−
A + H2O ⇋ OH + HA
On définit la constante de basicité comme :
[
][ ]
=
⟹
=−
[ ]
On a:
KAKB = [H3O+][A−]
[
][ ] [
][ ]
=
=
[ ]
[ ]
D’où
pKA + pKB = pKe = 14 à 25°C
Plus un acide est fort plus son pKA est petit,de même plus une base est forte plus son
pKA est grand.
Dosage d’un acide faible par une base forte (par exemple acide éthanoïque (acétique)
par Na OH).
CH3COOH + Na OH ↔ CH3COONa + H2O
Le pH du milieu acide faible de départ se calcule par la relation :
pH = 1/2 (pKA - 1og CA)
Dans la zone de demi-neutralisation, le pH du milieu tampon, contenant les deux
espèces CH3COOH et CH3COO- en concentrations voisines, se calcule par la relation
d'Henderson-Hasselbalch :
pH = pKA + log CB/CA = pKA + log {X / (1 - X)}
où CB est la concentration en base ajoutée ou en sel formé [CH3COO-], CA la
concentration en acide restant [CH3COOH] et X le degré de neutralisation ([CH3COO-
4
TP Chimie des solutions
L2S4
Melle FARES & Mr ABDI
]/Co) avec Co la concentration initiale en acide faible. Dans la zone tampon, X est
voisin de 0,5 et le pH est proche du pKA.
Au point équivalent (X = 1) , le pH du milieu sel d'acide faible et de base forte se
calcule, comme pour une base faible, par la relation :
pH = 7 + 1/2 (pKA + log CB)
Au-delà du point équivalent, le pH du milieu base forte se calcule par la relation :
pH = 14 + log CB
2. Matériel
Un pH-métre.
Matériel de dosage : burette graduée, pipette de 10 mL, propipette, ballon jaugé
de 50 mL, bécher, erlen meyer, agitateur magnétique.
Un indicateur coloré.
Une solution de base forte de concentration connue (NaOH à 0,1 mol . L– 1)
Une solution d’acide faible de concentration inconnue.
2 solutions tampons (pH = 4 et pH = 7 par exemple) pour l’étalonnage.
3. Mode opératoire
Etalonner le pH-mètre à l’aide de solutions tampons 7 et 4 (dans cet ordre). Rincer
soigneusement la sonde entre les tampons et après le tampon 4.
Montage du dosage de la solution d’acide éthanoïque CH3COOH par une solution
d’hydroxyde de sodium (Na+, OH-) de concentration CB = 0,1 mol. L-1.
Représenter le schéma du montage du dosage en indiquant le nom du matériel et des
solutions introduites.
4. Mesures
Noter la valeur du pH initial. Verser 1 mL par 1 mL tant que la variation de pH est inférieure
à 0,2 unité de pH, si la valeur du pH lue est 0,2 unité de pH par rapport à la précédente, passer
de 0,5 mL en 0,5 mL voire 0,1mL en 0,1 ml pour encadrer le mieux le "saut " de pH. Après
l’équivalence, doubler le volume versé chaque fois que l’écart de pH est inférieur à 0,2 unité.
VB (mL)
pH
0
5. Exploitation des résultats
Tracer le graphe pH = f (VB) sur une feuille de papier mm.
Déterminer le point d’équivalence par la méthode des tangentes. VBéq = ………… et
pH = …...
Ecrire l’équation de la réaction lors du dosage.
Calculer la concentration molaire de la solution d’acide éthanoïque (le raisonnement
doit apparaître).
Noter la valeur du pH à la demi-équivalence. Quelle est votre conclusion ?
Pour la demi equivalence, comparer les concentrations restantes : [CH3COOH]1/2 et
[CH3COO-]1/2.
I.2- Dosage acide faible - base forte par conductimètrie
Le principe du dosage par conductimètrie a été développé dans le TP N°1.
1. Mode opératoire
Remplir la burette graduée avec la solution de soude NaOH de concentration CB = 0,
10 mol.L-1.
5
TP Chimie des solutions
L2S4
Melle FARES & Mr ABDI
Avec une pipette jaugée, prélever 10,0 mL de la solution d'acide éthanoïque
CH3COOH et les verser dans un bécher de 150 mL environ.
Etalonner le conductimètre et immerger la sonde dans le précédent bécher. Rajouter
environ 100 mL d'eau distillée pour que la sonde soit bien immergée.
2. Mesures
Doser alors la solution d'acide éthanoïque en versant doucement la soude dans le bécher.
Relever dans le tableau suivant, la valeur de la conductivite σ ainsi que le volume V versé.
V (mL)
(μS.cm-1)
3. Exploitation des résultats
A l'aide du tableau d'avancement, en déduirai la concentration inconnue CA de l'acide
utilisé.
Noter la conductivité 0 de la solution d'acide ethanoique au début (sans aucun rajout
d'eau).
Quels sont les ions présents lors de l'équilibre chimique ? En déduire l'expression de la
conductivité 0.
Compte tenu des valeurs des conductivités molaires, justifier simplement l’allure de
l’évolution de la conductivité (ou de la conductance) de la solution en fonction du
volume V de soude versé (on note par VB le volume à l’équivalence).
ions
(S.m2.mol-1)
H30+
350.10-4
OH199.10-4
6
Na+
50,1.10-4
CH3COO40,9.10-4
TP Chimie des solutions
Melle FARES & Mr ABDI
L2S4
TP N°3 : DOSAGE DES POLYACIDES
But:
•
•
Déterminer la concentration d'un polyacide, et déterminer les pKA.
Vérifier que les points d'équivalence d'un polyacide ne sont nettement séparés que si
les pKA correspondants diffèrent d'au moins trois unités.
1. Définition des polyacides
Un polyacide est une espèce susceptible de libérer deux ou plusieurs protons.
À un polyacide on associe donc autant de couples acide base qu'il peut libérer de protons,
mais lui même n'apparaît que dans un seul des couples.
Exemples :
Acide oxalique
pKA
Acide phosphorique
pKA
Acide citrique
pKA
2.
•
•
•
•
•
•
Tableau I : pKA des couples acido-basiques
H2C2O4 / HC2O4HC2O4- / C2O4 21,3
4,3
H3PO4 / H2PO4H2PO4- / HPO422,1
7,2
C6O7H8 /C6O7H7C6O7H7- / C6O7H623,1
4,8
Matériel utilisé
1 pHmètre
1 burette
1 agitateur magnétique
1 pipette jaugée 10,00 mL
propipette
1 bécher 200 mL
•
•
•
•
•
•
HPO42-2- / PO4312,4
C6O7H62- / C6O7H536,4
2 béchers 50 mL
1 éprouvette graduée 50 mL
soude 0,10 mol.L-1
acide oxalique 0,10 mol.L-1
acide phosphorique 0,10 mol .L-1
acide citrique 0,10 mol. L-1
3. Dosage d'un polyacide par suivi pH-métrique
Quand on dose un polyacide par suivi pHmétrique, si les pKA des couples successifs sont
séparés de plus de trois unités, alors on doit observer autant de sauts de pH que de couples :
on dit que les acidités sont dosées successivement.
À la demi-équivalence le pH est égal au pKA si la forme acide du couple se comporte comme
un acide faible.
• Prélever un volume VA = 10,0 mL d'acide oxalique, ajouter environ 40 mL d'eau
distillée.
• Remplir une burette de soude et suivre par pHmétrie la réaction de dosage. Verser
jusqu'à 40 mL de soude, et rassembler les résultats dans un tableau.
4. Questions
a) Écrire la formule semi-développée du polyacide.
b) Écrire son équation de réaction avec l'eau, les réactions successives et donner
les expressions des KA.
c) Écrire les équations de dosage avec la soude.
d) Tracer la courbe pH = f (VB).
7
TP Chimie des solutions
L2S4
Melle FARES & Mr ABDI
e)
f)
g)
h)
Les points d'équivalence apparaissent ils nettement ?
Déterminer la concentration de l'acide.
Déterminer les valeurs des pKA et les comparer aux valeurs théoriques.
En utilisant le tableau ci-dessous, indiquer l’indicateur coloré le plus approprié
pour la détermination du point d’équivalence pour chaque dosage.
i) Que sera à votre avis, la couleur de la solution au point d’équivalence pour
chaque dosage.
Tableau II : Caractéristiques de quelques indicateurs colorés.
Indicateur coloré
Couleur pour des
Zone de
Couleur pour des
pH
Virage
pH
<
>
Bleu de thymol
rouge
1,2 à 2,8
jaune
Hélianthine
rose
3,3 à 4,4
orange
Rouge de métyle
rouge
4,4 à 6,2
jaune
Rouge de Phénol
jaune
6,8 à 8,0
rouge
Phénolphtaleine
incolore
8,0 à 10,0
rouge
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TP N°4: SOLUTIONS TAMPONS
But :
Connaître la définition d'une solution tampon
Connaître ses propriétés
1. Définition d'une solution tampon :
Une solution tampon est un mélange d'un acide et d'une base d'un même couple, en quantités
égales (mélange équimolaire), ou en quantités voisines.
2.
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Matériel utilisé :
2 béchers 100 mL
1 fiole jaugée de 50 mL
1 bécher 250 mL
1 pipette jaugée 5,0 mL + propipette
pH-mètre + électrode
éprouvette 100 mL
agitateur magnétique
barreau aimanté
acide chlorhydrique à 0,10 M
soude à 0,10 M
acide éthanoïque à 0,10 M
éthanoate de sodium à 0,10 M
3. Préparation de la solution tampon
On souhaite préparer un mélange équimolaire d'acide éthanoïque CH3COOH et d'éthanoate
CH3COO-. Le pKA de ce couple vaut 4,75.
• Dans un bécher de 250 mL, verser 50 mL (éprouvette) de solution d'acide éthanoïque
à 0,10 mol.L-1, et 50 mL d'une solution d'éthanoate de sodium à 0,10 mol.L-1.
• Homogénéiser. Répartir de façon à peu près égale la solution obtenue dans 2 béchers
de 100 mL.
1. Quel devrait être le pH d'une telle solution ?
2. Vérifier expérimentalement le pH. Quelle est votre conclusion ?
4.
a)
•
•
•
•
Etude des propriétés de la solution tampon
Ajout modéré d'acide dans la solution
Dans un bécher, verser 20 mL de solution tampon (éprouvette graduée)
Mesurer le pH de la solution tampon, puis le pH après ajouts successifs de 2,00 mL
d'acide chlorhydrique.
Procéder de même en remplaçant la solution tampon par de l'eau distillée.
Noter les mesures dans le tableau ci-dessous.
Volume d'acide (mL)
pH du tampon
pH de l'eau distillée
0,00
2,00
4,00
9
6,00
8,00
TP Chimie des solutions
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L2S4
b) Ajout modéré de base dans la solution
• Dans un bécher, verser 20 mL de solution tampon (éprouvette graduée)
• Mesurer le pH de la solution tampon, puis le pH après ajouts successifs de 2,00 mL
d'hydroxyde de sodium.
• Procéder de même en remplaçant la solution tampon par de l'eau distillée.
• Noter les mesures dans le tableau ci-dessous.
Volume d'acide (mL)
pH du tampon
pH de l'eau distillée
0,00
2,00
4,00
6,00
8,00
c) Influence de la dilution
• Noter dans le tableau le pH de la solution tampon (solution mère)
• Réaliser une dilution au 1/10 de la solution (5,0 mL dans une fiole jaugée de 50 mL)
• Mesurer le pH de la solution fille obtenue
Comparaison avec une solution d'acide éthanoïque (solution mère)
• Mesurer le pH de la solution d'acide éthanoïque
• Diluer cette solution au 1/10 (5,0 mL dans une fiole jaugée de 50 mL)
• Mesurer le pH de la solution fille.
Valeurs de pH
Solution tampon
Acide éthanoïque
solution mère
10
solution fille
TP Chimie des solutions
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TP N°5: SOLUBILITÉ
I- GENERALITES
1. La solubilisation : est la dissolution d’un solide ionique dans l’eau. En effet
lorsqu’un solide ionique de type AnBm est dissout dans l’eau, il ya formation d’ions
hydratés. La dissolution atteint une limite (appelée saturation) lorsqu’on obtient un
équilibre. Cet équilibre correspond à l’égalité des vitesses de dissolution et de
précipitation. On peut le représenter par la réaction suivante :
⇌
+
A saturation, la concentration des ions en solution est appelée solubilité, le produit
de solubilité Ks est définit par :
] .[
]
=[
Exemple : Pour un sel de stœchiométrie 1 -1
⇌
+
=[
][
]
[
]=[
]=
2. La précipitation :
C’est la formation un sel à partir d’ions dissout en solution lorsque le produit des
concentrations des ions en solution (Pi) est supérieur au produit de solubilité (Ks),
alors il y’a formation d’un sel par précipitation.
=[
] .[
] >
3. Relation entre solubilité et produit de solubilité :
Soit l’équilibre suivant :
⇌
+
Pour une concentration C du sel AnBm
[
]=
]=
; [
A saturation, C est égale à s la solubilité.
=[
] .[
] = [
] .[
] =
4. Séparation des constituants d’une solution
Lorsqu’une solution aqueuse contient plusieurs ions pouvant former des composés
de solubilité différente, il est possible de les séparer en formant un composé
insoluble avec un seul, pendant que les autres demeurent en solution. Cette
11
TP Chimie des solutions
L2S4
Melle FARES & Mr ABDI
méthode est dite de précipitation sélective est très employée pour la séparation.
Deux facteurs l’influencent : le pH et la complexation.
4.1. Influence pH :
Chaque sel possède un pH de précipitation spécifique ; il est donc possible de
séparer des ions métalliques en solution par précipitation en fixant la valeur du
pH.
4.2. Influence de complexation :
En choisissant le complexe approprié il est possible de séparer les ions en
engageant certains d’entres eux dans une réaction de complexation tout en
précipitant le ou les ions à séparer.
II- Mode opératoire
1. Précipitation des sels ioniques :
A l’aide du tableau sur la solubilité des composés, identifier le composé
susceptible de precipiter en effectuant des mélanges avec les solutions
suivantes, prises deux à deux.
Au total, il y’a 15 mélanges. Prendre des prises d’essai de 2 mL de chaque
solution.
CuCl2 0,2M
CoCl2 0,2M
AgNO3 0,05M
Pb(NO3)2 0,2M
NH4Cl 0,2M
Na2CO3 0,1M
Centrifuge les mélanges afin de mieux apprécier la coloration des précipités
obtenus.
a) Préciser la couleur de chaque précipité.
b) Ecrire les équations des réactions qui ont lieu.
2. Classification des précipités :
Dans six tubes à essai verser 5 mL de AgNO3 0,1M. Dans deux
tubes ajouter, en agitant, 5 mL de solution de KI 0,1M. Noter vos
observations. Dans les tubes restant ajouter, en agitant, 5 mL de
solution de K2CrO4 0,1M. Noter vos observations. Conserver pour
chaque série un tube comme témoin.
Dans le premier tube ajouter 5 mL de solution de KI 0,1M puis 5 mL
de solution de K2CrO4 0,1M. Agiter et noter vos observations. Dans
le second tube ajouter 5 mL de solution de NaCl 0,1M puis 5 mL de
solution de K2CrO4 0,1M.. Agiter et noter vos observations. Dans le
troisième tube ajouter 5 mL de solution de NaCl 0,1M puis 5 mL de
solution de KI 0,1M. Agiter et noter vos observations.
a) Pour chaque précipité obtenu dans (2), écrire les réactions de
précipitation.
b) Classer ces précipités par ordre décroissant de solubilité.
c) Quel est le précipité le plus stable ?
12
TP Chimie des solutions
3.
L2S4
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Détermination du produit de solubilité
Peser 4g de NaCl ;
Prendre un volume de 10 mL d’eau distillée que l’on verse dans un
petit bécher.
Ajouter les ¾ de la quantité de NaCl, pesée, dans le bécher de 50 mL
et agiter jusqu’à dissolution totale du sel.
Continuer à ajouter le sel par petite quantité tout en agitant à chaque
ajout.
Répéter l’opération, d’ajout de NaCl, autant de fois jusqu’à
l’apparition d’une petite quantité de sel impossible à solubiliser dans
l’eau.
Peser la quantité de sel restante.
a) Calculer le nombre de moles de NaCl dissoute dans 10 mL d’eau distillée.
b) Calculer la concentration de NaCl.
c) Calculer la constante de solubilité Ks de NaCl.
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TP N°6 : EFFET DE LA COMPLEXATION ET DE LA SOLUBILITE
SUR LE POTENTIEL STANDARD
I. Généralité
I.1-Solubilité
On appelle solubilité d’un corps dans un liquide la quantité maximum de ce corps pouvant être
dissoute dans un certain volume de liquide à une température et une pression donnée. Au delà de
la solubilité, on a un système hétérogène : une phase liquide et une phase solide, en équilibre
chimique. La solution alors obtenue est dite saturée.
I.1.1-Produit de solubilité
Quand on a un équilibre liquide-solide :
aA + bB → AaBb
Le produit de solubilité est :
=⌈ ⌉ ⌈ ⌉
avec les concentrations en mole.l-1 à l’équilibre
I.1.2-Conditions de précipitation
Soit PI (produit ionique) = ⌈ ⌉ ⌈ ⌉ avec les concentrations en mole.l-1 introduites dans le
bécher :
Si PI > Ks précipitation
Si PI < Ks rien ne se passe (solution homogène non saturée)
Si PI = Ks solution saturée
I.1.3-Relation entre solubilité et Ks
Dans le cas général, quand on a un équilibre liquide-solide :
aA + bB → AaBb
=⌈ ⌉ ⌈ ⌉
-1
avec les concentrations en mole.l à l’équilibre
Et, par définition,
]
=[
à é
Or
[
]
=
à é
[ ]=
D’où :
[ ]=
=
[ ]
Soit
Ks = bb aa sa+b
et
=
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[ ]
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I.2- Complexation
Un complexe est un édifice polyatomique constitué d’un atome ou d’un cation métallique
central auquel sont liés des molécules ou des ions appelés ligands ou coordinats.
Un complexe est l'entité obtenue lors de la réaction entre un acide de lewis (possédant des
orbitales vacantes) et une base de Lewis (ayant un ou des doublets électroniques non
liants).
L’atome central ou l’ion métallique central : souvent un élément de transition
capable de capter des doublets d’électrons
Exemple : Ag+; Co3+; Cu2+; Ni2+; Zn2+; Mn2+; Fe3+; Hg2+; Ce4+
Ligands ou coordinats : molécules ou ions possédant au moins un doublet libre
Exemple : H2O; NH3; OH−; NH2 − CH2 − CH2 − NH2
I.2.1- Constante de formation et de dissociation du complexe
D’une façon générale, la formation d’un complexe à partir d’un métal M et de n ligands L
s’écrira :
Mt+ + nLu-⇆ [M(L)n]t-nu+
À cette réaction est associée une constante d’équilibre K :
Kf : constante de formation qui s'écrit ;
=
=
[ ( ) ]
[ ][ ]
Kd : constante de dissociation qui s'écrit :
=
[ ][ ]
1
=
[ ( ) ]
Au Kd, on associe un pKd = –log Kd.
Plus le pKd est petit moins le complexe est stable.
Exemple :
Ag+ + 2NH3 ⇆ [Ag(NH3)2]+
=
=
[
[
(
) ]
][
]
II. Manupilation
Le but de ce TP est de déterminer les constantes de solubilité de AgBr(s) et AgI(s) ainsi
que la constante de dissociation du complexe
II.1. Constante de solubilité
Réaliser successivement les piles de concentration suivantes, en mesurant avec précision
les volumes.
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10 ml AgNO3 0,01mol/L
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10 ml AgNO3 0,01mol/L
+ 5ml KBr ou 5ml KI
II.1.2- Matériel et produits:
- Un banc expérimental (cellule électrochimique, un millivoltmètre, des fils
conducteurs et deux pinces crocodiles….).
- Le pont électrolytique est assuré par un papier poreux.
- Des lames en Argent Ag.
- Solution de nitrate d’argent aux concentrations suivantes :
- [AgNO3] = 1,0.10-2 mol.L-1
- [KI] = 1,0.10-1 mol.L-1
- [KBr] = 1,0.10-1 mol.L-1
II.1.3- Questions :
Mesurer la f.e.m. avant l’ajout du KBr ou KI.
Mesurer la f.e.m. de la pile réalisée.
A l’aide de la f.e.m. lue, déterminer les produits de solubilité.
Donner la demi-réaction d’oxydoréduction du couple en présence dans chacun des
compartiments.
Exprimer le potentiel d’oxydoréduction standard du couple en présence dans le
compartiment B.
Déterminer la constante de solubilité.
Comparer les valeurs obtenues expérimentalement aux valeurs théoriques :
pKs(AgI) =16,1 et pKs(AgBr) = 12,3.
II.2.1- Constante de dissociation et de dissociation de complexe
Réaliser successivement les piles de concentration suivantes, en mesurant avec précision
les volumes.
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L2S4
10 ml AgNO3 0,01mol/L
Melle FARES & Mr ABDI
10 ml AgNO3 0,01mol/L +
5ml solution d’ammoniaque
II.2.1- Matériel et produits:
Un banc expérimental (cellule électrochimique, un millivoltmètre, des fils
conducteurs et deux pinces crocodiles….).
Le pont électrolytique est assuré par un papier poreux.
Des lames en Argent cuivre Ag.
Solution de nitrate d’argent aux concentrations suivantes :
[AgNO3] = 1,0.10-2 mol.L-1
[solution d’ammoniaque] = 1,0.10-1 mol.L-1
III- Questions :
Mesurer la f.e.m. avant l’ajout de la solution ammoniaque.
Mesurer la f.e.m. de la pile réalisée après ajout de la solution ammoniaque.
Donner un schéma représentatif de la pile en présence de la solution ammoniaque
en montrant la circulation des électrons et du courant.
Sous quelles formes se trouvent les ions Ag+ dans le compartiment B. Ecrire la
réaction correspondante.
Donner la demi-réaction d’oxydoréduction du couple en présence dans chacun des
compartiments.
Exprimer le potentiel d’oxydoréduction standard du couple en présence dans le
compartiment B.
A l’aide de la f.e.m. lue, déterminer la constante de dissociation du complexe.
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TP N°7: OXYDO-RÉDUCTION
I- GENERALITES
On peut diviser les réactions chimiques en deux grands groupes :
Le premier comporte les réactions dans lesquelles le degré d’oxydation de tous les
éléments entrants dans la composition des substances réagissantes reste invariable.
Exemple :
HCl
+
NaOH
NaCl +
H2O
Le second groupe comprend les réactions dans lesquelles le degré d’oxydation
d’un ou de plusieurs éléments varie. Ces réactions sont appelées réactions
d’oxydo-réduction.
Exemple :
Zn
+ 2HCl
ZnCl2 + H2
Le Zinc voit son degré d’oxydation passer de 0 à +2 et l’hydrogène de +1 à 0
Zn
Zn++ + 2e- .
2H+ + 2e-
H2
Le Zinc est oxydé, alors que l’hydrogène est réduit. Autrement dit, le zinc sera
appelé réducteur et l’hydrogène oxydant. Le mélange de la forme réduite et de la forme
oxydée s’appelle un système REDOX.
Les réactions d’oxydo-réduction jouent un rôle très important dans les systèmes
biologiques (photosynthèse, respiration, digestion...), dans l’industrie, etc. Nous allons,
d’abord, réaliser une expérience simple mettant en évidence le phénomène d’oxydoréduction. Nous verrons, ensuite, une application importante de ces réactions ; c’est le
dosage du permanganate de potassium par l’acide oxalique.
II- REDUCTION DU SULFATE DE CUIVRE PAR LE ZINC METALLIQUE
II.1- Caractérisation des ions Cu+2 et Zn+2
Pour cette expérience, il serait utile de savoir comment on caractérise l’ion
cuivrique Cu++ et l’ion zinc Zn++ en solution aqueuse. Vous disposez sur les paillasses de
sulfate de cuivre (CuSO4 0,1 N) et de sulfate de zinc (ZnSO4 0,1 N). Prélever dans un
tube à essai quelques cm3 de CuSO4. Ajoutez lentement de la soude 0,1N. Il se forme un
précipité blanc bleuté d’hydroxyde de cuivre (Cu(OH)2) ; Chauffez sur un bec Bunsen.
Que se passe-t-il ?
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Prélevez dans un autre tube à essai quelques cm3 de ZnSO4. Ajoutez lentement de
la soude 0,1 N. Il se forme un précipité blanc d’hydroxyde de zinc (Zn(OH)2). Chauffez
sur le bec Bunsen. Que se passe-t-il ?. Comparez avec l’expérience précédente.
NaOH
NaOH
CuSO4
ZnSO4
Fig. 1 : Caractérisation de l’ion Cu+2 et Zn+2
II.2- Réduction de CuSO4 par Zn.
Prélever quelques cm3 de CuSO4 0,1 N dans un tube à essai (noter la coloration).
Ajouter à l’aide d’une spatule, quelques grammes de zinc en poudre. Agiter. Qu’observet-on ? Filtrer la solution obtenue dans un autre tube à essai. Observer le produit restant
dans le filtre (conclusion). Quelle est la couleur du filtrat ? Ajouter à ce filtrat quelques
cm3 de soude 0,1 N. Que se passe-t-il ? Chauffer sur le bec Bunsen. Qu’observez-vous ?
Conclusion. Écrire pour chacune des quatre expériences précédentes les réactions
chimiques correspondantes.
1
NaOH
Zn en poudre
1
Filtrat
CuSO4
Filtrat
Fig. 2 : Réduction du sulfate de cuivre par le zinc métallique.
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III- DOSAGE PAR OXYDO-REDUCTION
Une réaction d’oxydo-réduction s’accompagne d’un transfert d’électrons du
réducteur vers l’oxydant.
III.1- Dosage de H2O2 par KMnO4 (Ou dosage inverse)
III.1.1- Principe
L’eau oxygénée réagit sur le permanganate de potassium en milieu sulfurique en donnant
un dégagement d’oxygène.
On considère les réactions suivantes :
2KMnO4 + 5H2O2
+
3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O
En milieu acide, l’eau oxygénée est oxydée par le permanganate selon:
H2O2 → 2H+
Tandis que le permanganate est réduit:
MnO4- + 5e-
+
+ O2 + 2e-
8H+ → Mn++
+
4H2O
D’où, en respectant l’équilibre des charges électriques :
2MnO4- + 5H2O2
+ 6H+ → 2Mn++
+ 5O2 + 8H2O
III.2- Calculs
III.2.1- Calcul du titre en normalité
N1V1 = N2V2 ; N2 = (N1V1)/V2
KMnO4
V1 mesuré
C1 connu
50 cc d’eau + 2cc de H2 SO4 conc.
V2 = 10 cc
C2 = inconnu
Virage: incolore au rose.
Définition de la solution normale
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Par définition, la solution normale d’eau oxygénée met en jeu, dans la réaction d’oxydoréduction, le transfert d’un électron-gramme par litre. D’après l’équation de réaction, 1
molécule-gramme d’eau oxygénée contient 2 atomes-gramme d’oxygène O-I donnent par
oxydation O20 + 2 e- (*). La variation du degré d’oxydation sera donc égale à 2 ; la
molécule-gramme correspond à 2 équivalents-gramme ; γ = 2. La solution normale d’eau
oxygénée contient
/ de H2O2 par litre.
III.2.2- Calcul du titre en volume
On exprime généralement le titre en volume.
Le titre commercial de l’eau oxygénée est le nombre de litres d’oxygène dégagé par 1
litre de solution (en considérant l’équation de décomposition spontanée de l’eau
oxygénée) :
2H2O2→2H2O + O2
1 mole d’eau oxygénée dégage ½ mole d’oxygène qui occupe un volume de 11,2L.
La solution normale d’eau oxygénée, dont le titre a été défini précédemment comme
contenant ½ mole d’eau oxygénée, dégagera (11,2/2) = 5,6 L d’oxygène par litre de
solution.
= N2 X 5,6 L/L
________________________________________________________________________
(*) L’eau oxygénée en solution peut être considérée comme un acide très faible se dissociant selon les
réactions d’équilibre :
H2O2 ↔ H+ + HO2HO2- ↔ H+ + O2—
—
On voit que dans les ions (HO-O), (O-O) et en général dans les peroxydes, l’oxygène a le degré
d’oxydation –I (les oxygènes étant liés entre eux par une liaison de covalence). Ce degré d’oxydation est
intermédiaire entre 0 dans la molécule d’oxygène et O-II dans les oxydes.
21
