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REPUBLIQUE TUNISIENNE MINISTERE DE L’EDUCATION CHIMIE 3ème année de l`enseignement secondaire Sciences de l’informatique LES AUTEURS Khaled BOUJLEL Professeur universitaire Habib MEDDOURI Nasreddine MEKNI Inspecteur principal Professeur principal Hatem ALOUI Professeur LES ÉVALUATEURS Mohamed Manef ABDRABBAH Professeur universitaire Ftouh DAOUD Slaheddine MIMOUNI Inspecteur général de l’Education Inspecteur ----------------------------Centre national pédagogique Préface Préface Préface Le contenu de ce manuel est conforme au programme officiel de chimie destiné aux élèves de 3ème année de l`enseignement secondaire de la section sciences de l’informatique applicable à partir de la rentrée scolaire 2006-2007. Il porte sur quatre thèmes: - les les les les solutions aqueuses électrolytiques; réactions acide base ; réactions d’oxydoréduction ; hydrocarbures aliphatiques. La démarche utilisée pour le développement des chapitres de ce manuel est celle de l’investigation constructive, de l’expérimentation et du raisonnement inductif. Cette approche, utilisée généralement pour l’enseignement des sciences physiques, est intéressante car elle s’appuie sur le réel vécu par l’élève. Chaque chapitre de ce manuel comporte: - Des pré requis exigés pour la construction de nouvelles connaissances. - Un contenu de savoir et de savoir-faire pouvant être traité en séance de travaux pratiques et permettant d´initier l´élève à la pratique d´une démarche scientifique. - Un exercice résolu avec des indications sur la démarche à suivre pour la résolution du problème. - Un résumé du cours. - Des exercices variés permettant à l’élève de faire le point sur ses connaissances et visant la consolidation et l´intégration du savoir acquis. Des réponses courtes, aux questions proposées dans ces exercices, sont données à la fin de ce manuel. - Un document portant sur des sujets d’actualité (texte scientifique, article d´histoire des sciences, application technologique, etc.) et dont le contenu scientifique est en relation directe avec le contenu de la leçon. - Des adresses de sites Web pouvant être consultées par l´élève pour enrichir et consolider davantage ses acquis. Nous remercions d’avance tous ceux qui voudraient bien nous faire part de leurs suggestions, remarques et critiques concernant tant la forme que le fond du contenu de ce manuel. Les auteurs. © Tous droits réservés au Centre National Pédagogique - Tunis Sommaire mmaire Sommaire Théme I: LES SOLUTIONS Chapitre 1: Les électrolytes 10 I. LES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES ET LES ELECTROLYTES 11 II. LES ANIONS ET LES CATIONS. MISE EN EVIDENCE DE LA MIGRATION DES IONS 1 3 III. NOTION DE CONCENTRATION 15 IV. ELECTROLYTES FORTS ET ELECTROLYTES FAIBLES 19 APPLICATION SUR LE VECU 21 EXERCICE RESOLU 22 L’ESSENTIEL DU COURS 23 EXERCICES D’EVALUATION 24 EXERCICE DOCUMENTAIRE 30 Chapitre 2: La solubilite des électrolytes I. SOLUTIONS NON SATUREES ET SOLUTIONS SATUREES II. DEFINITIONS III. FACTEURS AYANT UNE INFLUENCE SUR LA SOLUBILITE EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION DOCUMENT Chapitre 3: La précipitation des électrolytes 34 3 3 3 4 4 4 4 49 4 Il. FACTEURS AYANT UNE INFLUENCE SUR LA PRECIPITATION DES ELECTROLYTES 5 5 EXERCICE RESOLU 5 L’ESSENTIEL DU COURS 5 EXERCICES D’EVALUATION 6 DOCUMENT I. REACTION DE PRECIPITATION Chapitre 4: 4 5 7 1 3 4 8 9 0 4 7 8 1 Tests d’identification de quelques ions I. TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES CATIONS II. TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES ANIONS EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION DOCUMENT 3 6 7 7 7 7 8 3 1 3 5 6 0 Théme II : LES ACIDES ET LES BASES Chapitre 5: Les acides et les bases de Bronsted 84 I. DEFINITION DES ACIDES ET DES BASES DE BRONSTED II. EXEMPLES D’ACIDES USUELS III. EXEMPLES DE BASES USUELLES APPLICATION SUR LE VECU EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION EXERCICE DOCUMENTAIRE DOCUMENT Chapitre 6: L’ionisation propre de l’au 85 89 91 93 95 97 98 101 103 105 106 107 108 110 111 112 115 I. CONDUCTIBILTE DE L’EAU PURE II. L’IONISATION DE L’EAU ABOUTIT A UN ETAT D’EQUILIBRE III. IONISATION DE L’EAU DANS LES SOLUTIONS AQUEUSES ELCTROLYTIQUES EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION EXERCICE DOCUMENTAIRE Chapitre 7: Le pH des solutions aqueuses 116 I. INTRODUCTION II. DEFINITION DU pH III. MESURE DU pH DES SOLUTIONS AQUEUSES IV. L’ECHELLE DU pH APPLICATION SUR LE VECU EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION DOCUMENT EXERCICE DOCUMENTAIRE Chapitre 8: 116 117 119 121 124 125 126 127 129 130 Acides forts et acides faibles bases fortes et bases faibles 1 3 1 I. I. COMPARAISON DE LA FORCE DES ACIDES D’APRES LE pH DE LEURS SOLUTIONS II. COMPARAISON DE LA FORCE DES BASES D’APRES LE pH DE LEURS SOLUTIONS APPLICATION SUR LE VECU EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION 4 132 134 137 138 139 140 Chapitre 9 : Réaction d’un acide fort avec une base forte 1 4 2 I. REACTION D’UN ACIDE FORT AVEC UNE BASE FORTE II. ETUDE QUANTITATIVE III. APPLICATION : DOSAGE D’UN ACIDE FORT PAR UNE BASE FORTE ET RECIPROQUEMENT APPLICATION SUR LE VECU EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION 143 144 148 150 151 153 154 Théme III : LES REACTIONS D’OXYDOREDUCTION Chapitre 10 : Les réactions d’oxydoréduction 157 I. PRESENTATION SOMMAIRE DES METAUX ET DE LEURS IONS II. ACTION DES ACIDES SUR LES METAUX III. ACTION D’UN CATION METALLIQUE SUR UN METAL IV. REACTIONS D’OXYDOREDUCTION. OXYDATION ET REDUCTION V. LES COUPLES OXYDANT- REDUCTEUR OU COUPLE REDOX VI. ECRITURE D’UNE EQUATION D’OXYDO- REDUCTION VII. ANALOGIE ENTRE RÉACTION RÉDOX ET RÉACTION ACIDE-BASE 160 161 165 167 169 174 175 T h é m e V I I : A N A L O G I E ENTRE U N E RÉACTION REDOX EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION EXERCICE DOCUMENTAIRE DOCUMENT Chapitre 11 : 176 178 197 182 183 Classification électrochimique des métaux par rapport au dihydrogéne 185 I. CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX II. REACTION ENTRE LES ACIDES A ANION NON OXYDANT ET LES METAUX III. CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DE QUELQUES ELEMENTS USUELS IV. UTILISATION DE LA CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION Chapitre 12 : La corrosion des métaux I. DEFINITION ET IMPORTANCE II. LA CORROSION DES METAUX III. PROTECTION DES METAUX CONTRE LA CORROSION EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION DOCUMENT 5 186 190 192 192 193 198 199 202 203 204 207 208 210 211 213 THEME IV LA CHIMIE ORGANIQUE Chapitre 13 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques I. INTRODUCTION II. STRUCTURE DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES III.NOMENCLATURE SYSTÈMATIQUE POUR DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES IV.QUELQUES TYPES D’ISOMERIE EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION EXERCICE DOCUMENTAIRE Chapitre 14 : 216 221 225 229 232 233 235 Etude de quelques réactions spécifiques des hydrocarbures aliphatiques satures et insatures I. LES REACTIONS DE SUBSTITUTION SUR LES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES SATURES Il. LES REACTIONS D’ADDITIONS SUR LES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES INSATURES EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION Chapitre 15 : 216 Etude de quelques réactions de polymerisation I. LES REACTIONS DE POLYMERISATION II. EXEMPLES DE POLYMERES III. PROPRIETES PHYSIQUES ET MECANIQUES DE QUELQUES POLYMERES COURANTS EXERCICE RESOLU L’ESSENTIEL DU COURS EXERCICES D’EVALUATION DOCUMENT 237 238 241 245 247 248 251 252 253 255 256 257 258 259 262 RÉSOLUTION DES EXERCICE 6 CARTE DU LIVRE C h a p i t r e 1 : Les électrolytes Théme I: LES SOLUTIONS Chapitre 1 LES ELECTROLYTES Objectifs L´élève sera capable de : - définir un électrolyte, un anion et un cation ; -déterminer la concentration molaire d’une entité chimique; - distinguer la concentration molaire d’un soluté et la concentration molaire des ions en solution ; - distinguer un électrolyte fort d’un électrolyte faible; - écrire l’équation chimique de la réaction d’ionisation d’un électrolyte dans l’eau. Thème Prérequis - Définir les notions de solvant, soluté, solution. - Citer les effets thermiques de la dissolution. - Exprimer la concentration molaire. - Décrire comment préparer une solution aqueuse de concentration molaire donnée. - Expliquer le passage du courant électrique dans les liquides. LES PERIMETRES IRRIGUES DU BASSIN DE LA MEDJERDA Une eau minérale est-elle une eau pure ? Est-ce qu’elle conduit le courant électrique ? Chapitre 10 Activités d’apprentissage 1 LES ELECTROLYTES I. LES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES ET LES ELECTROLYTES L’eau de mer, l’eau sucrée ou l’eau acidulée sont des exemples de solutions aqueuses. Ces solutions conduisent-elles toutes le courant électrique? I.1. Conductibilité électrique des solutions 1.a . Première expérience Dans un électrolyseur (fig.1) à électrodes en graphite (ou en platine) placé en série avec un générateur de tension continue (G), un milliampèremètre (A) et un interrupteur (K), introduire 100 mL d’eau fraîchement distillée et fermer l’interrupteur K. L’intensité I1 du courant électrique mesurée par le milliampèremètre est très faible. L’eau distillée conduit très faiblement le courant électrique. E mA G + - K Figure 1. Expérience et schéma du montage permettant de détecter le passage du courant dans l’eau distillée ou l’eau alcoolique. 7 C h a p i t r e 2 : La solubilte des électrolytes C h a p i t r e 1 : Les électrolytes L’ESSENTIEL DU COURS z Une solution est un mélange homogène d’un solvant et d’un ou plusieurs solutés. z Un électrolyte est un corps composé dont la solution aqueuse conduit mieux le courant électrique que l'eau pure. z La concentration massique est une grandeur qui renseigne sur la masse de soluté dissoute par litre de solution. On la calcule par le quotient de la m masse m du soluté par le volume V de la solution: C = . V z La concentration molaire C ou molarité d´un soluté pur introduit dans une solution est une grandeur qui renseigne sur la quantité de matière de soluté dissoute par litre de solution. On la calcule par le quotient de la quantité Notions essentielles regroupées en fin de leçon b) Calculer les nouvelles concentrations molaires des ions K+ et des ions NO3-. Données : les masses molaires atomiques en g.mol-1: MK = 39 Méthode et conseils de résolution n de matière n de soluté dissoute par le volume V de la solution : C = . V z Un électrolyte est fort si son ionisation dans l'eau est pratiquement totale : z Un électrolyte est faible lorsque son ionisation dans l'eau est partielle : A+ + B-. MN=14 MO = 16 Solution 1. Exercice entièrement résolu AB J A+ + B-. AB ' EXERCICE RESOLU 1. A 40°C la solubilité du nitrate de potassium KNO3 dans l’eau est égale à 6,4 mol.L-1. On introduit à cette température 150 g de KNO3 dans 150 mL d’eau pure puis on agite le mélange. a) Calculer la solubilité de KNO3 en g.L-1 à cette température. b) L’électrolyte solide introduit initialement a-t-il été dissous totalement ? Justifier la réponse. c) La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ? d) Calculer la concentration molaire des ions potassium K+ et des ions nitrate NO3sachant que KNO3 est un électrolyte fort. 2. On ajoute au mélange précédent 250 mL d’eau pure à 40°C. a) Calculer la concentration molaire C de la solution obtenue. La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ? -1 Appliquer correctement la relation de a) Cherchons la solubilité de KNO3 en g.L définition de la concentration. Soit m1 la masse de soluté qui peut être dissoute dans un litre de solution pour atteindre la saturation : m1= n (KNO 3 ) x M ( KNO ) 3 M ( KNO 3 ) = 39 + 14 + 48 = 101 g.mol-1 z Pour un électrolyte fort, il existe une relation simple entre la concentration molaire du soluté et les concentrations molaires des ions correspondants. m1= 6,4 x 101= 646,4 g . Ne pas oublier les unités. Csat = s = m 1 646,1 = = 646,4 g.L-1. V 1 b) Calculons la masse maximale de KNO3 qu’on peut dissoudre dans 0,15 L d’eau à 40°C. Adresses de sites Internet conseillés http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/carrefour/multiples/chap12q.htm http://jc.marceau.free.fr/phystp.php http://www.chimix.com/ . Csat = s = Distinguer ente solution saturée et solution insaturée. m soit m = Csat V = s.V. D’où : V m = 646,4 x 0,15 = 96,96 g. L’électrolyte solide introduit initialement ne peut pas se dissoudre totalement car la masse de KNO3 introduite est supérieure à m, il reste donc du nitrate de potassium non dissout. solution Adresses de sites Internet EXERCICES D’EVALUATION 1 Exercices Verifier ses acquis - Un acide est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices. 1. L’ionisation dans l’eau du chlorure de potassium KCl est totale, le chlorure de potassium est un ………… 2. L’acide phosphorique H3PO4 est un électrolyte faible, son ionisation dans l’eau est ………… 3. Un électrolyte est un corps composé dont la solution conduit mieux le courant électrique que …………… 4. Les ions fer Fe3+ sont attirés par l’…………reliée à la borne……............…. d’un générateur et migrent vers elle au cours de l’électrolyse. On les appelle des……… – 5. Les ions nitrate NO 3 sont attirés par l’……....……reliée à la borne……..…. d’un générateur et migrent vers elle au cours de l’électrolyse. On les appelle des………. C h a p i t r e 5 : LES ACIDES ET LES BASES DE BRONSTED C. Définition des acides et des bases selon Bronsted Dans les deux exemples traités précédemment nous avons noté l’existence d’un transfert d’ion hydrogène d’une entité chimique à une autre. Ces entités peuvent être neutres ou chargées (ions). A la suite de l’étude de nombreux autres exemples, J. Bronsted a été amené en 1923 à définir les acides et les bases de la façon suivante. de libérer un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. - Une base est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable de capter un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. - Une réaction acide base est une réaction de transfert d’ion hydrogène d’un acide à une base. Fenêtre: Johannes Bronsted (1879-1947) est un Chimiste Danois. Il a établi en 1923, en même temps que Lowry, la théorie sur les réactions acide base qui sont considérées comme des réactions de transfert d’ion hydrogène . Fenêtre Johannes Bronsted Fenêtre: Thomas Martin Lowry Thomas Martin Lowry chimiste anglais. Il a établi en 1923, en même temps que Bronsted, la théorie sur les réactions acide base qui sont considérées comme des réactions de transfert d’ion hydrogène . B. Questions avec choix de réponses multiples B.I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). APPLICATION Enoncé 1. On prépare 250 mL d’une solution aqueuse de nitrate de plomb Pb(NO3)2 0,02 mol.L-1. Parmi les réactions chimiques suivantes indiquer celles qui font intervenir des acides et des bases de Bronsted. Préciser, le cas échéant, l’acide et la base de Bronsted. Les affirmations suivantes sont-elles correctes ? a) La quantité de matière de nitrate de plomb est égale à 0,005 mol. b) La quantité d’ions nitrate – NO 3 1. CH3CO2H + H2O J CH3CO2- + H3O+ ; 2. 3 H2 + N2 J 2 NH3 ; 3. HF(g) + NH3(g) J NH4+ + F- ; 4. C3H8(g) + 5 O2(g) J 3 CO2(g) + 4 H2O(g); est égale à 0,010 mol. c) La quantité d’ions plomb Pb2+ est égale à 0,05 mol. d) La masse dissoute de soluté est égale à 1,656 g. e) La concentration massique du nitrate de plomb dans la solution est de 66,24 g.L-1. 5. O2(g) + 4 HCl(g) J 2 H2O(g) + 2 Cl2(g); 6. NH4+ + OH- J NH3(g) + H2O; 7. CH3CO2- + H2O J CH3CO2H + OH-. Donnée : M(Pb(NO3)2) = 331,2 g.mol-1. 88 C h a p i t r e 5 : LES ACIDES ET LES BASES DE BRONSTED EXERCICE DOCUMENTAIRE Le savon A- Fabrication La fabrication du savon résulte d’une réaction chimique, dite réaction de saponification, entre la soude en solution aqueuse et les acides gras. En Tunisie les acides gras proviennent soit des huiles issues des grignons d’olivier (dont le degré d’acidité est très élevé (Doc 1.) ou des huiles végétales. La soude est fournie à l’état de cristaux par l’usine de cellulose de Kasserine. Industriellement la fabrication du savon comprend trois phases: Exercice documentaire Le chlorure de sodium est un solide ionique où les ions chlorure Cl- et les ions sodium Na+ occupent les sommets et les centres des faces d’un cube. Il s’agit d’une structure ordonnée. A l’état fondu le chlorure de sodium est un bon conducteur électrique car les ions peuvent se déplacer librement. Sous l’action du champ électrostatique crée entre les deux électrodes, les ions Na+ migrent vers la cathode et les ions Cl- migrent vers l’anode. 1. L’empattage Dans de grandes chaudières chauffées par de la vapeur d’eau surchauffée à 170°C, la matière grasse et la lessive de soude (il s’agit d’une solution aqueuse de soude de concentration molaire élevée) sont mélangées à raison de quatre volumes d’acide gras pour un volume de base. Le mélange est ensuite abondonné pendant 24 heures environ. Les solutions aqueuses de chlorure de sodium ou d’acide chlorhydrique conduisent aussi le courant électrique ce qui prouve l’existence d’ions libres à l’état dispersé. La formation de ces ions passe par trois étapes : 2. Le relargage Le relargage consiste à ajouter de l’eau salée pour dégager le savon insoluble dans l’eau salée. Cette opération dure également 24 heures environ. 1. La dissolution : 3. La Cuisson La saponification est achevée en additionnant une solution concentrée de soude lors d’une dernière cuisson. L’eau salée contenant l’excès de soude est alors éliminée. Le savon est ensuite récupéré après l’avoir rendu lisse par lavage à l’eau. Séché, le savon est livré à la consommation. 1 DOCUMENTS La dissolution et la dissociation des électrolytes dans l’eau Document scientifique La dissolution d’un électrolyte est le passage de l’électrolyte de l’état solide (cas de NaCl) ou gaz (cas de HCl) ou liquide ( cas de l´éthanol) à l’état de soluté en solution. L’équation chimique associée à la dissolution peut être schématisée par : NaCl(sd) J NaCl (soluté) ou HCl (g) J HCl(soluté) ou C2H5OH(lq) JC2H5OH(soluté) . 2. La dissociation ionique La dissociation du cristal de NaCl ou de la molécule de HCL a lieu sous l’action électrostatique des molécules d’eau, qui se comportent comme un dipôle électrique. Ces interactions du type dipôle-ion ou dipôle-dipôle permettent la rupture des liaisons ioniques qui assurent la cohésion du cristal de NaCl ou des liaisons covalentes dans le cas de HCl. L’équation chimique associée à la dissociation ionique peut être schématisée par : NaCl ) J Na+ + Cl- ou HCl J H+ + Cl(soluté) Doc1. Les olives sont très riches en acide oléique qui est un acide gras. 8 (soluté) Thème I : LES SOLUTIONS LES PERIMETRES IRRIGUES DU BASSIN DE LA MEDJERDA Le jardinage a toujours fasciné l’homme. Les plantes sont arrosées à l’eau azotée, potassée, phosphatée, etc. Que contiennent ces solutions aqueuses ? Ont-elles les mêmes propriétés physiques et chimiques ? 9 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes Chapitre 1 LES ELECTROLYTES Objectifs L´élève sera capable de : - définir un électrolyte, un anion et un cation ; -déterminer la concentration molaire d’une entité chimique; - distinguer la concentration molaire d’un soluté et la concentration molaire des ions en solution ; - distinguer un électrolyte fort d’un électrolyte faible; - écrire l’équation chimique de la réaction d’ionisation d’un électrolyte dans l’eau. Prérequis - Définir les notions de solvant, soluté, solution. - Citer les effets thermiques de la dissolution. - Exprimer la concentration molaire. - Décrire comment préparer une solution aqueuse de concentration molaire donnée. - Expliquer le passage du courant électrique dans les liquides. Une eau minérale est-elle une eau pure ? Est-ce qu’elle conduit le courant électrique ? 10 1 LES ELECTROLYTES I. LES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES ET LES ELECTROLYTES L’eau de mer, l’eau sucrée ou l’eau acidulée sont des exemples de solutions aqueuses. Ces solutions conduisent-elles toutes le courant électrique? I.1. Conductibilité électrique des solutions 1.a . Première expérience Dans un électrolyseur (fig.1) à électrodes en graphite (ou en platine) placé en série avec un générateur de tension continue (G), un milliampèremètre (A) et un interrupteur (K), introduire 100 mL d’eau fraîchement distillée et fermer l’interrupteur K. L’intensité I1 du courant électrique mesurée par le milliampèremètre est très faible. L’eau distillée conduit très faiblement le courant électrique. E mA G + - K Figure 1. Expérience et schéma du montage permettant de détecter le passage du courant dans l’eau distillée ou l’eau alcoolique. 1.b. Deuxième expérience Remplacer dans l’expérience précédente l’eau distillée par 100 mL d’une solution aqueuse alcoolique obtenue par la dissolution de 10 mL d’éthanol C2H5OH dans l’eau distillée, puis par 100 mL d’une solution sucrée préparée par dissolution d’une pincée de saccharose (sucre) dans l’eau. Garder le même écartement des électrodes et la même surface de contact des électrodes avec la solution. L’intensité I2 du courant mesurée est du même ordre de grandeur que l’intensité I1. Les solutions alcooliques et sucrées conduisent très faiblement le courant électrique. 1.c. Troisième expérience Placer dans l’électrolyseur 100 mL d’une solution d’eau salée obtenue par la dissolution d’une pincée de chlorure de sodium NaCl (appelé couramment sel de cuisine) dans l’eau distillée et fermer le circuit électrique. Reprendre la même expérience avec 100 mL d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique. 11 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes E A G + - K Figure 2. Expérience et schéma du montage permettant de détecter le passage du courant dans l’eau salée ou l’eau acidulée. A chaque fois, l’intensité du courant mesurée (fig.2) est beaucoup plus importante que dans les deux expériences précédentes. Les solutions aqueuses de chlorure de sodium ou d’acide chlorhydrique conduisent le courant électrique de manière significative. La conductibilité électrique de l’eau salée ou de l’eau acidulée est nettement meilleure que celle de l’eau distillée ou de la solution aqueuse d’éthanol ou de l’eau sucrée. Le chlorure de sodium est appelé électrolyte et l’eau salée est une solution électrolytique. Les solutions aqueuses d’éthanol et de sucre ne sont pas des solutions électrolytiques. L’éthanol et le saccharose ne sont pas des électrolytes. I.2. Définition d’un électrolyte Un électrolyte est un corps composé dont la solution aqueuse conduit mieux le courant électrique que l’eau pure. La solution d’un électrolyte est dite solution électrolytique. Exemples d’électrolytes Les solutions aqueuses de chlorure de potassium KCl, de chlorure de cuivre (II) CuCl2, de sulfate de fer (II) FeSO4, de chlorure de fer (III) FeCl3, de chlorure d`aluminium AlCl3, de sulfate de zinc ZnSO4 et d’ammoniac NH3 sont des solutions électrolytiques et les solutés correspondants (KCl, CuCl2, FeSO4, FeCl3, AlCl3, ZnSO4 et NH3) sont des électrolytes. 12 1 II. LES ANIONS ET LES CATIONS. MISE EN EVIDENCE DE LA MIGRATION DES IONS Quelles sont les entités chimiques responsables de la conductibilité électrique des solutions? II.1. Expérience et observation On dispose d’une burette remplie par une solution (S1) de permanganate de potassium KMnO4 et de sulfate de cuivre (II) CuSO4 dans l'acide sulfurique H2SO4 de concentration molaire égale à 1 mol.L-1 environ. La burette est reliée au tube en U par deux robinets R1 et R2. Les robinets étant fermés, verser dans le tube en U une solution (S2) diluée d'acide sulfurique H2SO4. Introduire, en ouvrant doucement les robinets R1 et R2, et par la partie inférieure du tube en U la solution (S1) de sorte que les solutions (S1) et (S2) ne se mélangent pas (Fig.3a). Plonger enfin les deux électrodes en graphite dans la solution diluée de H2SO4 et faire passer un courant électrique continu. Au bout de quelques minutes une coloration bleue apparaît du côté de l'électrode reliée à la borne négative du générateur et une coloration violacée apparaît du côté de l'électrode reliée à la borne positive du générateur (Fig.3b). Figure 3. Expérience permettant de mettre en évidence la migration des ions. (a) cas où le circuit est ouvert ; (b) cas où le circuit est fermé II. 2. Interprétation Les ions cuivre (II) Cu2+ présents dans la solution sont à l'origine de l'observation de la coloration bleue. Ces ions sont issus de la dissolution et de la dissociation ionique de l'électrolyte CuSO4: Fenêtre : Rappel sur l’existence des ions en solution Les tests à la flamme et au nitrate d’argent AgNO3 réalisés en deuxième année sur une solution de chlorure de sodium NaCl ont permis de mettre en évidence la présence d’ions sodium Na+ et d’ions chlorure Cl-. Ces ions sont formés par dissociation du soluté CuSO4(sd) Cu2+ + SO42-. sous l’action électrostatique attractive des 13 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes Les ions permanganate MnO4présents dans la solution sont à l'origine de l'observation de la coloration violette. Ces ions proviennent de la dissolution et de la dissociation ionique de l'électrolyte KMnO4: KMnO4(sd) K++ MnO4-. molécules de solvant. Une fois formé ces ions sont entourés de molécules d’eau : on dit qu’ils sont solvatés ou hydratés. La dissolution de l'éthanol ou du sucre dans l'eau ne forme pas d'ions et n'améliore pas la conductibilité électrique de l'eau pure. La différence observée au niveau de la conductibilité électrique de l’eau salée et de l’eau sucrée est intimement liée à l’existence d’ions en solution. II. 3. Conclusion Cette expérience montre que le passage du courant électrique dans une solution électrolytique est assuré par le déplacement (migration) simultané d'ions positifs et d'ions négatifs (Fig.4). Représentation symbolique de l´ion MnO4Sens de mouvement des ions. Représentation symbolique de l´ion Cu2+ Figure 4. Schéma illustrant la migration des ions lors du passage du courant électrique dans une solution électrolytique Les ions positifs migrent vers la cathode (qui est l'électrode liée au pôle négatif du générateur) : ce sont les cations. Les ions négatifs migrent vers l'anode (qui est l'électrode liée au pôle positif du générateur) : ce sont les anions. Dans une solution électrolytique, les porteurs de charge sont donc les cations et les anions, une telle solution est appelée solution ionique. Remarque Dans cette expérience l’acide sulfurique joue le rôle de conducteur électrique. D’autre part comme les solutions aqueuses de cet acide sont incolores cela nous permettra de mettre en évidence les changements de couleur qui se produisent autour des deux électrodes, par suite du passage du courant électrique, dû au déplacements des ions cuivre (II) vers la cathode et des ions permanganate vers l’anode. Le coton sert à séparer la solution d’acide sulfurique de la solution formée par le mélange de permanganate de potassium KMnO4 et de sulfate de cuivre (II) CuSO4. 14 1 Fenêtre : L’expérience précédente peut être réalisée simplement en imprégnant du coton par quelques gouttes de la solution (S1). Le coton sera placé sur une plaque de verre couverte d’un papier filtre imbibé d’une solution électrolytique incolore et fixé par deux électrodes métalliques reliées à un générateur délivrant une tension continue d’environ 10 V. III- NOTION DE CONCENTRATION III.1. Rappel Dans une solution, on peut caractériser la quantité de soluté dissoute par : - la concentration massique ; - la concentration molaire. a. La concentration massique La concentration massique d’un soluté dans une solution est égale à la masse dissoute de ce soluté par litre de solution. On la calcule par le quotient de la masse m du soluté dissous par le volume V de la solution. C= m avec V ⎧ m : masse du soluté dissous en g ; ⎨ V : volume de la solution en L ; ⎩ C : concentration massique en g.L-1. b. La concentration molaire La concentration molaire C d´un soluté pur introduit dans une solution est égale à la quantité de matière de soluté dissoute par litre de solution. On la calcule par le quotient de la quantité de matière n de soluté dissoute par le volume V de la solution. ⎧ n : quantité de matière de soluté dissoute exprimée en mol ; avec : ⎨ V : volume de la solution obtenue exprimé en litre L ; V ⎩ C : concentration molaire en mol.L-1. n C= Remarque Une solution contenant x moles de soluté dissous dans un litre de solution est dite x fois molaire et x détermine sa molarité. Exemple : une solution contenant deux moles de glucose C6H12O6 par litre de solution est deux fois molaire. Sa concentration molaire est égale à 2 mol.L-1, sa molarité est notée: 2 M. 15 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes PREMIERE APPLICATION Calculer la masse de nitrate de potassium KNO3 qu’il faut dissoudre dans l’eau pour obtenir une solution de volume 50 mL et de concentration molaire égale à 0,025 mol.L-1. Solution L’expression de définition de la concentration molaire est: C = n . V D’où la quantité de matière de soluté dissoute n est : n = C V = 0,025 x 50.10-3 = 1,25. 10-3 mol. m Or n = où M est la masse molaire moléculaire du soluté KNO3 : M M = 39 + 14 + 48 = 101 g.mol-1. La masse de soluté dissoute m est : m = n.M = 1,25. 10-3 x101 = 0,126 g. DEUXIEME APPLICATION Calculer le volume V1 qu’il faut prélever d’une solution (S1) de chlorure de sodium de concentration C1 égale à 0,60 mol.L-1 pour préparer un volume V2 =100 mL d'une solution aqueuse (S2) de concentration C2 égale à 0,15 mol.L-1. Solution Il s’agit ici de préparer une solution de concentration connue à partir d’une solution mère plus concentrée. On prélève de la solution mère un volume V1 auquel on ajoute de l'eau pour obtenir le volume V2 de la solution de concentration C2. Cherchons V1. La quantité de soluté dans le volume V1 et celle dans le volume V2 sont égales: C .V C1.V1 = C2.V2 É V1 = 2 2 C1 0,15 x 0,1 Application numérique: V1 = =0,025 L = 25 mL. 0,60 Préparation de (S2) : introduire dans une fiole jaugée de capacité 100 mL, 25 mL de la solution (Sl), compléter par l’eau distillée jusqu’au trait de jauge et homogénéiser. 16 1 Fenêtre : préparation d’une solution titrée à partir d’un soluté et de l’eau LES SOLUTIONS AQUEUSES Une solution est un mélange homogène qui résulte de la dissolution d’un ou de plusieurs solutés dans un solvant. Le solvant est le liquide où se produit la dissolution. Si le solvant est l’eau la solution est dite aqueuse. Le soluté peut être solide, liquide ou gazeux. Les solutions aqueuses sont électriquement neutres c’est-à-dire qu’elles contiennent autant d’ions chargés positivement que d’ions chargés négativement. APPLICATION SUR LE VECU La photo ci-contre représente une poche contenant une solution physiologique injectable et stérile. D’après les indications fournies sur l’étiquette répondre aux questions suivantes. 1. Donner le nom et la formule du soluté et du solvant. 2. Déterminer la masse de soluté dissoute ainsi que le volume du solvant. 3. Déterminer la concentration massique et la concentration molaire de ce liquide physiologique. 4. Le liquide physiologique est-il une solution électrolytique ? Solution 1. Le soluté est le chlorure de sodium NaCl et le solvant est l’eau H2O. 2. La solution est préparée par dissolution de 0,9 g de NaCl dans 100 mL d’eau. 0,9 m 3. La concentration massique est : C = = = 9 g.L-1. V 0,1 La concentration molaire est : 0 ,9 m n = = = 0,154 mol.L-1. M .V 58,5 x 0,1 V 4. Il s’agit d’une solution électrolytique car l’eau salée contient les ions sodium Na+ et les ions chlorure Cl-. C= 17 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes III.2 Relation entre la concentration molaire initiale d’un soluté et la concentration molaire des ions correspondants Jusqu’à présent nous avons calculé la concentration CX d’un soluté X dans une solution en tenant compte de la masse ou de la quantité de matière de soluté dissoute dans un volume donné de solvant sans tenir compte des ions présents dans la solution. Dans le cas où le soluté donne lieu à des ions, cette solution peut être aussi caractérisée par la concentration des ions y afférents à condition que la dissociation ionique du soluté soit totale dans le solvant envisagé. Exemple Soit une solution aqueuse de chlorure de fer (III) FeCl3 dont la concentration molaire C est égale à : C = 0,1 mol.L-1. Déterminer les concentrations molaires des ions fer Fe3+ et des ions chlorure Cl- à l’équilibre sachant que le soluté se dissocie totalement dans l’eau. La dissolution d`une mole de chlorure de fer (III) FeCl3, fait apparaître par ionisation totale, trois moles d´ions chlorure Cl- et une mole d’ions Fe3+. Donc, la dissolution de 0,1 mole de chlorure de fer (III) fait apparaître 0,3 moles d´ions chlorure et 0,1 mole d’ions Fe3+. FeCl3 Quantité de matière introduite à l’instant initial Quantité de matière en solution à l’équilibre 0,1 mol Fe3+ 0 Cl0 0 0,1 mol 0,3 mol On a les concentrations à l’équilibre : n 3+ n (FeCl 3 ) 0,1 ( Fe ) [Fe3+]éq = = 0,1 mol.L-1. = = 1 V V n − n (FeCl 3 ) [Cl-]éq = ( Cl ) = 3 x = 0,3 mol.L-1. V V D’où : [Fe3+]éq = C et [Cl-]éq = 3 C. Remarque La concentration molaire d’un soluté X dissous en solution est notée CX. La concentration molaire d’une entité présente effectivement dans la solution (comme par exemple les ions i correspondants au soluté X) est notée par [i]éq. Par ailleurs comme les calculs des concentrations molaires des ions i se font toujours à l’équilibre on représentera la concentration molaire de l’ion simplement par [i]. 18 I V . COMPARAISON DES ELECTROLYTES : ELECTROLYTES FORTS ET ELECTROLYTES FAIBLES 1 IV.1. Expériences et observations Le montage, de la figure ci-dessous, comporte un électrolyseur à électrodes en graphite (ou en platine) placé en série avec un générateur de tension continue (G), un milliampèremètre (A) et un interrupteur (K). Verser dans l’électrolyseur 100 mL d’une solution (S1) d’acide éthanoïque CH3CO2H de concentration molaire C1= 0,01 mol.L-1 et fermer l’interrupteur K. L’intensité I1 du courant électrique mesurée par le milliampèremètre est faible. (Fig.5a). Remplacer la solution d’acide éthanoïque par 100 mL d’une solution (S2) de chlorure de sodium NaCl de même concentration molaire. L’intensité I2 du courant mesurée est nettement supérieure à I1 (Fig.5b). Solution aqueuse d’acide -1 éthanoïque 0,01 molL E1 milliampèremètre mA I1 Solution de chrlorure -1 de sodium 0,01 molL I1 = 2mA G + - I2 K mA G + a- I2 = 12mA E2 - K b- Figure 5. Expériences permettant de mesurer l’intensité du courant dans : a) une solution aqueuse d’acide éthanoïque 0,01 M ; b) une solution aqueuse de chlorure de sodium 0,01 M. IV.2. Interprétation A concentration molaire égale la conductibilité électrique de la solution (S2) de chlorure de sodium est nettement plus importante que celle de la solution (S1). Or la conductibilité électrique est liée à la concentration des ions réellement présents dans la solution ; on en déduit que toutes les molécules d’acide éthanoïque CH3CO2H ne sont pas totalement ionisées. L’ionisation est partielle et l’acide éthanoïque est qualifié d’électrolyte faible. A l’opposé on peut confirmer par d’autres expériences que le chlorure de sodium NaCl est totalement dissocié en ions dans l`eau : il s’agit d’un électrolyte fort. Les équations chimiques de la dissolution et de la dissociation ionique de NaCl sont: NaCl(sd) NaCl(sol) Na+ + Cl-. NaCl (sol) 19 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes NaCl(sol) représente le chlorure de sodium à l’état dissous en solution sous forme de soluté. Les équations chimiques de la dissolution et de l’ionisation de CH3CO2H sont : CH3CO2H(lq) CH3CO2H (sol) – CH3CO2H + H2O H3O+ + CH3CO 2 . Remarque On peut, pour simplifier, représenter l’équation chimique de la réaction de dissolution et de dissociation ionique de chacun des deux solutés précédents par : NaCl(sd) Na+ + Cl– CH3CO2H + H2O H3O+ + CH3CO . 2 IV.3. Généralisation Un électrolyte fort AB est totalement dissocié en ions dans l`eau. On peut représenter la dissolution et la dissociation ionique de cet électrolyte par l’équation chimique suivante : AB ➙ A+ + B-. Exemples d’électrolytes forts: HCl, NaOH, KNO3, AgNO3, KCl, Na2SO4… Na2SO4(sd) ➙ 2 Na + + SO42- ; AgNO3(sd) ➙ Ag + + NO3-. Les sels sont presque tous des électrolytes forts. Pour une solution d‘un électrolyte fort de concentration molaire égale à C, il existe une relation simple entre la molarité de la solution et celle des ions correspondants. Ainsi pour un électrolyte fort du type AB on aura : [A+] = C ; [B-] = C et [AB] = 0 mol.L-1. Un électrolyte faible AB est partiellement dissocié dans l`eau. La solution contient un certain nombre de molécules de soluté non ionisées. On peut représenter la dissolution et la dissociation ionique de cet électrolyte par l’équation chimique suivante : AB A+ + B-. Exemples d’électrolytes faibles : NH3, H3PO4, CH3CO2H… H3PO4 + 3 H2O 3 H3O+ + PO43- ; NH3 + H2O NH4+ + OH-. Pour une solution d‘un électrolyte faible de concentration molaire égale à C il n’existe pas de relation simple entre la molarité de la solution et celle des ions correspondants. Ainsi pour un électrolyte faible du type AB on aura : [A+] < C ; [B-] < C et [AB] ≠ 0 mol.L-1. 20 1 APPLICATION SUR LE VECU Le document ci-dessous reproduit les résultats d’une analyse de sang d’un patient. EXAMEN BIOCHIMIQUE DU SANG Examen Résultats Valeurs usuelles GLYCEMIE 0,94 g.L-1 ou 5,22 mmol. L-1 0.70 à 1.10 g.L-1 ou 3.88 à 6.10 mmol.L-1 CHOLESTEROL 2,46 g.L-1 ou 6,35 mmol.L-1 1.50 à 2.50 g.L-1 ou 3.80 à 6.50 mmol.L-1 HDL CHOLESTEROL 0,76 g.L-1 ou 1,96 mmol.L-1 > 0.60 g. L-1 ou > 1.54 mmol.L-1 2,33 g.L-1 0.60 à 1.70 g.L-1. TRIGLYCERIDES 1. Quelle est la signification des valeurs usuelles? 2. Les concentrations des substances analysées sont-elles normales ? 3. En prenant en considération les relations de définition de la concentration massique et de la concentration molaire; préciser si la glycémie concerne le dosage dans le sang du Xylose (C5H10O5) ou du glucose (C6H12O6). 4. Calculer la concentration molaire du cholestérol en mmol.L-1 sachant que la formule brute du cholestérol est (C27H46O). Donnée : Les masses molaires atomiques sont : C = 12 g.mol-1 , H = 1 g.mol-1 et O = 16 g.mol-1 . EXERCICE RESOLU On prépare 500 mL d’une solution aqueuse de chlorure de cuivre (II) CuCl2 en dissolvant totalement 26,9 g de soluté. 1. Etablir la relation qui permet de calculer la concentration molaire C de la solution de chlorure de cuivre (II) à partir de la masse de soluté dissous. 2. Calculer la valeur de C. 3. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation ionique du chlorure du cuivre (II) sachant que CuCl2 est un électrolyte fort. 4. Exprimer la molarité de chaque ion dans la solution en fonction de C. 5. En déduire les concentrations molaires des ions présents dans la solution. Donnée : Les masses molaires atomiques sont : Cu = 63,5 g.mol-1 et Cl = 35,5 g.mol-1. 21 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes Méthode et conseils de résolution Solution 1. La concentration molaire C de la solution est : C= Ecrire l’expression de définition de la concentration molaire. n ; n est la quantité de CuCl2 dissoute et V le V volume de la solution. m ( CuCl ) 2 M ( CuCl 2 ) Or n = d’où: C = m (CuCl ) 2 M ( CuCl 2 ) .V M (CuCl 2 ) est la masse molaire du soluté. 2. Déterminons la valeur numérique de C : M (CuCl 2 ) = MCu + 2.MCl = 63,5 + 71= 134,5 g.mol-1 V= 500 mL = 0,5 L. Ne pas oublier les unités. D’où : C = 26,9 = 0,4 mol.L-1 . 134,5 x 0,5 3. L’équation chimique de la dissociation ionique du chlorure de cuivre (II) est: CuCl2(sd) ➙ Cu2+ + 2Cl- 4. Exprimons les molarités des ions Cu2+ et ClNe pas confondre la concentration d’un soluté et la concentration des ions correspondants. [Cu2+] = n [Cl-] = n (Cu 2+ V − ( Cl ) V = ) = 2 n ( CuCl ) 2 = C. V n ( CuCl ) 2 V = 2.C. 5. Application numérique [Cu2+] = 0,4 mol.L-1 et [Cl-] = 0,8 mol.L-1. 22 1 L’ESSENTIEL DU COURS ♦ Une solution est un mélange homogène d’un solvant et d’un ou plusieurs solutés. ♦ Un électrolyte est un corps composé dont la solution aqueuse conduit mieux le courant électrique que l'eau pure. ♦ La concentration massique est une grandeur qui renseigne sur la masse de soluté dissoute par litre de solution. On la calcule par le quotient de la m masse m du soluté par le volume V de la solution: C = . V ♦ La concentration molaire C ou molarité d´un soluté pur introduit dans une solution est une grandeur qui renseigne sur la quantité de matière de soluté dissoute par litre de solution. On la calcule par le quotient de la quantité de matière n de soluté dissoute par le volume V de la solution : C = n . V ♦ Un électrolyte est fort si son ionisation dans l'eau est pratiquement totale : AB A+ + B-. ♦ Un électrolyte est faible lorsque son ionisation dans l'eau est partielle : AB A+ + B-. ♦ Pour un électrolyte fort, il existe une relation simple entre la concentration molaire du soluté et les concentrations molaires des ions correspondants. Adresses de sites Internet conseillés http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/carrefour/multiples/chap12q.htm http://jc.marceau.free.fr/phystp.php http://www.chimix.com . 23 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices. 1. L’ionisation dans l’eau du chlorure de potassium KCl est totale, le chlorure de potassium est un ………… 2. L’acide phosphorique H3PO4 est un électrolyte faible, son ionisation dans l’eau est ………… 3. Un électrolyte est un corps composé dont la solution conduit mieux le courant électrique que …………… 4. Les ions fer Fe3+ sont attirés par l’…………reliée à la borne……............…. d’un générateur et migrent vers elle au cours de l’électrolyse. On les appelle des……… 5. Les ions chlorure Cl- sont attirés par l’……....……reliée à la borne……..…. d’un générateur et migrent vers elle au cours de l’électrolyse. On les appelle des………. B. Questions avec choix de réponses multiples B.I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. On prépare 250 mL d’une solution aqueuse de nitrate de plomb Pb(NO3)2 0,02 mol.L-1. Les affirmations suivantes sont-elles correctes ? a) La quantité de matière de nitrate de plomb est égale à 0,005 mol. – b) La quantité d’ions nitrate NO 3 est égale à 0,010 mol. c) La quantité d’ions plomb Pb2+ est égale à 0,05 mol. d) La masse dissoute de soluté est égale à 1,656 g. e) La concentration massique du nitrate de plomb dans la solution est de 66,24 g.L-1. Donnée : M(Pb(NO3)2) = 331,2 g.mol-1. 24 1 2. La dissolution d’un électrolyte quelconque dans l’eau est: a) toujours totale ; b) toujours partielle ; c) totale ou partielle selon que l’électrolyte est fort ou faible. 3. Les entités présentes, en plus de l’eau, dans une solution aqueuse d’acide éthanoïque CH3COOH sont : a) les ions éthanoate CH3COO- et les ions hydronium H3O+ seulement ; b) les ions CH3COO- seulement ; c) les molécules CH3COOH et les ions CH3COO- et les ions H3O+. 4. Pour une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (soude) NaOH de concentration molaire C on a : [Na+] = [OH-] = C. a) NaOH est un électrolyte fort ; b) NaOH est un électrolyte faible ; c) NaOH n’est pas un électrolyte. 5. Au cours d’une expérience d’électrolyse d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre CuS04 : a) les ions cuivre Cu2+ migrent vers l’anode ; 2– b) les ions sulfate SO4 migrent vers la cathode ; c) les ions Cu2+ migrent vers la cathode. 6. Le sulfate de fer Fe2(SO4)3 est un électrolyte fort. Pour une solution aqueuse de sulfate de fer on a : a) [Fe2+] = 2 [SO 2– 4 ]; b) 2 [Fe2+] = 3 [SO 2– ]; 4 c) 3 [Fe2+] = 2 [SO 2– ]. 4 25 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes B.II Répondre par vrai ou faux 1. Un électrolyte faible s’ionise totalement dans l’eau. 2. Pour comparer la force de deux électrolytes on utilise deux solutions aqueuses de concentrations molaires différentes. 3. On peut toujours confondre la concentration molaire d’un électrolyte avec la concentration molaire des ions correspondants. 4. La quantité de matière n de soluté est gale à n = C.V où V représente le volume de la solution (exprimé en litre) et C sa concentration molaire (exprimée en mol.L-1). 5. En divisant le volume d’une solution en deux parties égales on modifie la concentration C. 6. Pour une solution aqueuse d’acide éthanoïque (CH3COOH) de concentration molaire C on a : [CH3COO- ] < C. UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont : H = 1, N = 14, O = 16, Na = 23, Mg = 24,3, Al = 27, S = 32, Cl = 35,5, K = 39, Fe = 56 et Cu = 63,5. Exercice 1 2– Le sulfate de sodium est un composé ionique constitué d'ions sulfate SO 4 et d'ions sodium Na+. 1. Donner la formule de ce composé. 2. Écrire l'équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte fort dans l'eau. 3. On prépare, sans variation de volume, une solution de sulfate de sodium par dissolution de 2,84 g de ce composé dans 50 mL d’eau. Déterminer : a) la concentration molaire de cette solution; 2– b) les concentrations molaires des ions SO et des ions Na+. 4 Exercice 2 On dissout 1,71 g de sulfate d'aluminium Al2(SO4)3 solide dans assez d’eau pour obtenir 250 mL de solution. 1. Calculer la concentration molaire et la concentration massique du sulfate d'aluminium dans cette solution. 2– 2. Déterminer les concentrations molaire des ions Al3+ et des ions SO4 . Comparer ces valeurs. 26 1 Exercice 3 On fait dissoudre 0,242 g de nitrate de fer (III) Fe(NO3)3 dans l`eau pour obtenir 50 mL de solution. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte fort. 2. Etablir la relation qui permet de calculer la concentration molaire C de nitrate de fer (III) dans la solution à partir de la masse de soluté dissous. Déterminer la valeur de cette molarité. – 3. En déduire la concentration des ions Fe3+ et celle des ions nitrate NO . 3 Exercice 4 Compléter et ajuster les équations chimiques suivantes de dissociation ionique ou de dissolution de quelques électrolytes dans l’eau. Dire si l’électrolyte est fort ou faible. 1. CuCl2(sd) Cu2+ + …….. 2– 2. ………… 2 K+ + SO 4 3. NH3 + H2O ……. + OH4. ……. + H2O HCOO- + H3O+ 5. Fe2(SO4)3(sd) …. + …. 2– 6. ………… 2 K+ + Cr2O 7 UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 5 A. On se propose de préparer 500 mL d'une solution aqueuse de sulfate de cuivre (II) CuSO4 0,075 mol.L-1 à partir de cristaux anhydres de sulfate de cuivre (II) considéré comme purs. A.1. Ecrire l'équation chimique de la réaction d’ionisation de l’électrolyte. 2– A.2. Calculer les concentrations molaires des ions Cu2+ et des ions SO 4 sachant que CuSO4 est un électrolyte fort. A.3. Déterminer la masse m de soluté qu’il faut dissoudre pour préparer cette solution. B. En réalité, on a préparé la solution en utilisant la masse m de nitrate de cuivre (II) tri hydraté de formule CuSO4,3 H2O. B.1. Calculer la masse molaire de cet électrolyte. B.2. Quelle est en définitive la concentration molaire de la solution préparée? 27 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes Exercice 6 On prépare 250 mL de solution de sulfate de potassium K2SO4 en dissolvant dans de l'eau 4,35 g de ce solide ionique. 1. Calculer la concentration molaire de chacun des ions présents dans la solution. 2. Déterminer le volume d'eau qu’il faut ajouter au 250 cm3 de la solution précédente pour obtenir une solution dont la concentration molaire des ions sulfate est égale à 0,02 mol.L-1. Exercice 7 Le sulfate d’ammonium est un solide très soluble dans l’eau et c’est un électrolyte fort. 2– + Sa solution aqueuse contient les ions ammonium NH4 et les ions sulfate SO4 . 1. Quelle est la formule de cet électrolyte ? 2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte. 3. Chercher la masse de cristaux de sulfate d’ammonium anhydre qu’il faut dissoudre dans l’eau pour obtenir 300 mL d’une solution (S) de concentration molaire C égale à 0,3 mol.L-1. + 2– 4. Calculer la molarité des ions NH4 et des ions SO4 présents dans la solution (S). 5. A la solution précédente on ajoute 1,5 L d’eau pure pour obtenir une nouvelle solution (S’). a) Calculer la nouvelle molarité C’ de la solution (S’). 2– + b) Calculer la molarité des ions NH4 et des ions SO 4 dans (S’). Exercice 8 On dissout 1,673 g de chlorure de magnésium hydraté MgCl2,xH2O dans assez d’eau distillée pour obtenir 1 litre d’une solution (S) où la molarité des ions magnésium Mg2+ est égale à 0,01 mol.L-1. x représente le nombre de mole d’eau par mole de chlorure de magnésium. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de l’électrolyte fort MgCl2,xH2O. 2. Déterminer la concentration molaire de la solution (S). 3. En déduire la masse molaire du chlorure de magnésium hydraté et la valeur de x. 4. Déterminer le volume V1 d’eau qu’il faut ajouter à la solution (S) précédente pour obtenir une nouvelle solution (S’) où la concentration des ions chlorure est égale à 0,005 mol.L-1. 28 1 Exercice 9 On mélange 300 mL d’une solution (S1) de sulfate de fer (II) FeSO4 0,04 mol.L-1 avec 100 mL d’une solution (S2) de sulfate de potassium K2SO4 0,02 mol.L-1 et 100 mL d’une solution (S3) de nitrate de potassium KNO3 0,01 mol.L-1. 1. Déterminer la molarité des différents ions présents dans le mélange. Tous les électrolytes sont forts. 2. Vérifier que le mélange obtenu est une solution électriquement neutre. Exercice 10 On réalise un circuit électrique comportant : - un générateur G ; - deux lampes électriques identiques L1 et L2 de puissance 0,6 W chacune montées en parallèle ; - deux électrolyseurs E1 et E2 identiques montés en parallèle ; - un interrupteur K. E1 E2 K Les électrolyseurs sont remplis au hasard par le même volume, l’un d’une solution de nitrate de potassium KNO3, l’autre d’une solution d’acide phosphorique H3PO4 de même concentration molaire C. En fermant l’interrupteur K la lampe L1 s’allume plus vivement que la lampe L2. 1. Identifier les solutions électrolytiques contenues dans E1 et dans E2. 2. Comparer la force des deux électrolytes. 3. Ecrire les équations chimiques de dissociation ionique de ces électrolytes . 34. Comparer C et [K+] ainsi que C et [PO4 ]. Exercice 11 Dans un laboratoire de chimie, une bouteille porte comme seules indications, les inscriptions suivantes: Solution d'acide sulfurique H2SO4 : 900mL. Pourcentage massique en acide : 96% et d = 1,83. 1. Donner la signification de chaque indication. 2. Calculer la masse d'acide sulfurique pur contenu dans la bouteille. 3. En déduire la concentration massique et la concentration molaire de la solution commerciale d'acide sulfurique. 29 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes DOCUMENTAIRE Le serum L'organisme d'un adulte en bonne santé contient en moyenne entre 4 et 6 litres de sang. L’hypoglycémie est une carence en sucre et se manifeste quand la concentration en sucre dans le sang est inférieure à 0.8 g.L-1. Par contre, l’hyperglycémie correspond à un excès de sucre dans le sang et se manifeste dans le cas où la concentration en sucre est supérieure à 1.2 g.L-1 L’antidiabétique est un médicament dont le rôle est de réguler la concentration de glucose dans le sang (glycémie) dans le cas d’un diabète sucré (caractérisé par une mauvaise régulation de la glycémie) ou de compenser la déficience en vasopressine dans le cas d’un diabète insipide. L'insuline, hormone sécrétée par le pancréas, permet de réguler le taux du glucose sanguin qui fournit l'énergie nécessaire à de nombreux processus métaboliques. "Au cours de la digestion (1) la glycémie augmente (2) chez un sujet en bonne santé. Le pancréas sécrète de l'insuline (3) qui permet aux cellules d'assimiler le glucose et permet au foie (4) de reconstituer les réserves en glycogène. Les hormones régulent l'insulinosécrétion en faisant chuter le taux de sucre dans le sang (5). En retour, le pancréas produit moins d'insuline (6)." (d`après William Ganong et Encyclopédie) 30 1 On se propose d’injecter du sérum à 0.9% de glucose C6H12O6 (0.9 g de glucose pour 100 g de solution de sérum de densité supposée presque égale à un) à un patient de 65 kg dont les analyses ont montré que la concentration en glucose est de 0.6 g.L-1. 1. Ce patient est-il hypoglycémique ou hyperglycémique ? 2. Calculer la concentration massique en glucose du sérum de ce patient. 3. Calculer le volume moyen V du sang circulant dans le corps de ce patient en prenant 1.06 pour valeur de la densité du sang. 4. En supposant que les propriétés du sang ne sont influencées que par la perfusion du sérum, calculer le volume de sérum perfusé pour amener le taux de glucose de ce patient à 0.8 g.L-1. 31 C h a p i t r e 1 : Les électrolytes DOCUMENTS La dissolution et la dissociation des électrolytes dans l’eau Le chlorure de sodium est un solide ionique où les ions chlorure Cl- et les ions sodium Na+ occupent les sommets et les centres des faces d’un cube. Il s’agit d’une structure ordonnée. A l’état fondu le chlorure de sodium est un bon conducteur électrique car les ions peuvent se déplacer librement. Sous l’action du champ électrostatique crée entre les deux électrodes, les ions Na+ migrent vers la cathode et les ions Cl- migrent vers l’anode. Les solutions aqueuses de chlorure de sodium ou d’acide chlorhydrique conduisent aussi le courant électrique ce qui prouve l’existence d’ions libres à l’état dispersé. La formation de ces ions passe par trois étapes : 1. La dissolution : La dissolution d’un électrolyte est le passage de l’électrolyte de l’état solide (cas de NaCl) ou gaz (cas de HCl) ou liquide ( cas de l´éthanol) à l’état de soluté en solution. L’équation chimique associée à la dissolution peut être schématisée par : NaCl(sd) NaCl (soluté) ou HCl (g) HCl(soluté) ou C2H5OH(lq) C2H5OH(soluté) . 2. La dissociation ionique La dissociation du cristal de NaCl ou de la molécule de HCL a lieu sous l’action électrostatique des molécules d’eau, qui se comportent comme un dipôle électrique. Ces interactions du type dipôle-ion ou dipôle-dipôle permettent la rupture des liaisons ioniques qui assurent la cohésion du cristal de NaCl ou des liaisons covalentes dans le cas de HCl. L’équation chimique associée à la dissociation ionique peut être schématisée par : NaCl ) Na+ + Cl- ou HCl H+ + Cl(soluté) (soluté) 32 1 3. La solvatation Par attraction électrostatique les ions passés en solution se trouvent entourés de molécules d’eau en nombre variable qui les empêchent de se rapprocher les uns des autres pour former de nouveau les liaisons ioniques ou covalentes. C’est le phénomène de solvatation. Tous les composés minéraux et organiques ne sont pas des électrolytes. Les alcools ou les sucres par exemple restent sous forme moléculaire et la dissolution s’écrira : C6H12O6(sd) C6H12O6(soluté) Par contre la plupart des acides, des bases et des sels minéraux sont des électrolytes car ils se dissocient en ions. 33 Chapitre 2 LA SOLUBILTE DES ELECTROLYTES Objectifs L´élève sera capable de : - distinguer un électrolyte très soluble d’un électrolyte peu soluble ; - définir la solubilité d’un électrolyte ; - citer les facteurs dont dépend la solubilité des électrolytes. Prérequis - Concentration molaire d’une solution. - Dissociation ionique. - Electrolytes forts et électrolytes faibles. Des solutions ioniques. Ces solutions contiennent des électrolytes de nature différente. Les quantités d’électrolytes à dissoudre dans un même volume d’eau sont-elles les mêmes pour obtenir des solutions saturées ? 34 2 LA SOLUBILITE DES ELECTROLYTES DANS L’EAU Les eaux naturelles contiennent des ions. D’où proviennent ces ions ? I. SOLUTIONS NON SATUREES ET SOLUTIONS SATUREES I-1. Expérience et observation Introduire dans un tube à essais contenant 10 mL d’eau distillée 2 g de chlorure de sodium NaCl. Après agitation du mélange, le solide se dissout totalement et on obtient une solution aqueuse (S1) de chlorure de sodium de concentration molaire C1. Ajouter encore 2 g de chlorure de sodium dans (S1) tout en agitant ; le sel se dissout et on obtient une solution (S2) de concentration molaire C2 supérieure à C1. Continuer à ajouter peu à peu du solide tout en agitant. Le soluté se dissout progressivement et le niveau du liquide dans le tube augmente légèrement en raison du volume occupé par l’électrolyte. A partir d’une certaine masse de soluté ajouté un résidu solide apparaît au fond du tube à essais (S3) car le chlorure de sodium ne peut plus se dissoudre dans la solution (fig.1). Figure.1 Dissolution de NaCl dans l’eau et saturation de la solution. I-2. Conclusion Dans le système (S3) la concentration a atteint une valeur limite; on dit que la solution est saturée. La solution (S1) est dite non saturée car elle peut encore dissoudre du soluté. II. DEFINITIONS II-1. La solubilité La solubilité notée s, est par définition égale à la concentration molaire Csat de la solution saturée : s = Csat. 35 C h a p i t r e 2 : La solubilte des électrolytes III-2. Solution non saturée Une solution aqueuse non saturée est une solution pour laquelle la concentration molaire C du soluté est inférieure à la solubilité s : C < s. IV-3. Solution saturée Une solution aqueuse saturée est une solution où on ne peut plus dissoudre du soluté. Sa concentration molaire C est égale à la solubilité : C = Csat = s. Remarque Réaliser à la même température des expériences de dissolution en prenant des quantités de chlorure de sodium et d’eau en proportions variables. Constater que : a. les solutions non saturées d’un même électrolyte peuvent avoir des concentrations C différentes, mais toujours inférieures à la solubilité s ; b. les solutions saturées d’un même électrolyte ont toutes à la même température la même concentration Csat égale à la solubilité s du soluté. APPLICATION Enoncé A 25°C la solubilité du nitrate de baryum Ba (NO3)2 est égale à 0,35 mol. L-1. 1. Déterminer la masse d’électrolyte dissoute par litre de solution saturée. 2. On introduit 0,784 g de soluté dans de l’eau pour obtenir après agitation 250 mL de solution. a) La solution obtenue est-elle saturée ? b) Calculer les concentrations molaires des ions présents dans la solution sachant que le nitrate de baryum est un électrolyte fort. Donnée : les masses molaires atomiques en g.mol-1: Ba = 137,3 ; N = 14 et O = 16. Solution m n 1. La concentration molaire de la solution est par définition égale à : C = = . M .V V Or C = Csat = s d’où : m = C.M.V. = s.M.V. M est la masse molaire du soluté (M = 261,3 g.mol-1). m = 0,35 x 261,31 = 91,46 g. 2. a) Cherchons la masse m’ de nitrate de baryum dissoute dans 250 mL d’une solution saturée : m’ = C.M.V. = s.M.V = 0,35 x 261,3 x 0,25 = 22,86 g. La masse introduite (0,784 g) étant inférieure à m’: la solution obtenue n’est pas saturée. b) Au cours de la dissociation ionique de l’électrolyte il se produit la réaction : Ba(NO3)2 Ba2+ + 2 NO3- d’où : [NO3-] = 2 [Ba2+] = 2.C . m 0,784 Or C = = = 0,012 mol.L-1. M .V 261,3 x 0,25 Soit : [NO3-] = 0,024 mol.L-1 et [Ba2+] = 0,012 mol.L-1. 36 III. FACTEURS AYANT UNE INFLUENCE SUR LA SOLUBILITE 2 III.1 Influence de la nature de l’électrolyte sur la solubilité 1-a. Expériences et observations Dans trois tubes A, B, C maintenus à la température ambiante et contenant chacun 10 mL d’eau distillée, ajouter progressivement en agitant à chaque fois : - au tube A du nitrate de potassium KNO3 par quantité de 1 g environ. Arrêter les ajouts de KNO3 dès qu’il reste des cristaux de nitrate de potassium au fond du tube (fig.2a); - au tube B du dichromate de potassium K2Cr2O7 par quantité de 0,2 g. Arrêter les ajouts de K2Cr2O7 dès que des cristaux de dichromate de potassium restent au fond du tube (fig.2b); - au tube C du chlorure de sodium NaCl par quantité de 1 g. Arrêter les ajouts de NaCl dès que des cristaux de chlorure de sodium restent au fond du tube (fig.2c). Figure.2 Dissolution de quelques électrolytes dans l’eau. 37 C h a p i t r e 2 : La solubilte des électrolytes 1-b. Conclusion D’après les expériences précédentes réalisées à la même température ambiante on peut noter que: La saturation de la solution de nitrate de potassium KNO3 est atteinte avec une masse comprise entre 3 g et 4 g environ de soluté dans 10 mL d’eau. Des expériences plus précises permettent de montrer que la saturation est atteinte avec 3,2 g dans 10 mL d’eau soit 320 g de soluté dans un litre d’eau ce qui correspond à 3,17 mol de KNO3 par litre de solution. 3,17 C = Csat = s = = 3,17 mol.L-1 = 320 g.L-1. 1 Pour le bichromate de potassium K2Cr2O7 la saturation de la solution est atteinte avec 0,5 g de soluté dans 10 mL d’eau, soit 50 g de soluté dans un litre d’eau ce qui correspond à 0,17 mol de K2Cr2O7 par litre de solution. 0,17 C = Csat = s = = 0,17 mol.L-1 = 50 g.L-1. 1 Pour le chlorure de sodium NaCl la saturation de la solution est atteinte avec 3,7 g de soluté dans 10 mL d’eau, soit 370 g de soluté dans un litre d’eau ce qui correspond à 6,32 mol de NaCl par litre de solution. 6,32 C = Csat = s = = 6,32 mol.L-1 = 370 g.L-1. 1 Cette expérience montre qu’à température constante la solubilité varie avec la nature de l’électrolyte. Ainsi, dans l’eau, le chlorure de sodium NaCl est plus soluble que le nitrate de potassium KNO3 qui à son tour est plus soluble que le bichromate de potassium K2Cr2O7. D’une manière générale la dissolution des électrolytes est limitée et, dans les mêmes conditions, les électrolytes sont plus ou moins solubles dans l’eau ; certains sont très solubles alors que d’autres sont peu solubles. Exemple Le tableau ci-dessous donne la valeur de la solubilité dans l’eau de quelques électrolytes courants à la température ambiante. Electrolytes PbCl2 Ca(OH)2 Mg(OH)2 AgCl BaSO4 Fe(OH)3 s en mol.L-1 1,6.10-2 1,3.10-2 1,4.10-4 1,1.10-5 10-5 1,4.10-10 s en g.L-1 4,4 0,96 8.10-3 1,6.10-3 2.10-3 1,5.10-10 Électrolytes solubles Électrolytes peu solubles 38 2 Remarques 1. Il ne faut pas confondre dissociation ionique plus ou moins grande et solubilité plus ou moins grande. En effet ils existent des électrolytes faibles très solubles, comme l’ammoniac NH3 et des électrolytes forts très peu solubles comme l’hydroxyde de calcium Ca(OH)2. 2. La solubilité dépend aussi de la nature du solvant. Ainsi le chlorure de sodium est très soluble dans l’eau (370 g par litre d’eau environ) et très peu soluble dans l’alcool (0,5 g par litre de solvant environ). III.2 Influence de la température sur la solubilité 2-a. Première expérience Prendre un tube à essais A contenant à la température ambiante une solution saturée de nitrate de potassium KNO3 en présence d’une faible quantité de cristaux du même électrolyte. La concentration molaire de la solution saturée est égale à la solubilité s1 : Csat= s1. Chauffer le mélange (fig.3a). La quantité de cristaux de KNO3 diminue progressivement et disparaît totalement. La solubilité du nitrate de potassium KNO3 croit avec la température. On obtient une solution où la molarité est supérieure à la solubilité : C>s1. Refroidir le mélange précédent pour ramener le tube à essais à la température ambiante, des cristaux de KNO3 réapparaissent. La solubilité du nitrate de potassium décroît quand la température diminue. Figure.3a Influence de la température sur la solubilité du nitrate de potassium. 39 C h a p i t r e 2 : La solubilte des électrolytes 2-b. Deuxième expérience Prendre un autre tube à essais B contenant une solution saturée d’hydroxyde de calcium Ca(OH)2 en présence d’une faible quantité de cristaux du même électrolyte. La concentration molaire de la solution saturée est égale à la solubilité s2 : Csat= s2. En augmentant la température (fig.3b) la solution se trouble davantage à cause de l’apparition de cristaux de Ca(OH)2. On en conclut que la solubilité de l’hydroxyde de calcium Ca(OH)2 décroît quand la température augmente. Figure.3b Influence de la température sur la solubilité de l’hydroxyde de calcium 2.c. Conclusion La solubilité d’un électrolyte dépend de la température. Pour la plupart des électrolytes solides la solubilité est une fonction croissante de la température. Il existe cependant quelques électrolytes dont la solubilité décroît quand la température augmente. Exemple Electrolytes Solubilité en g dans 100 mL d’eau Oxyde de calcium CaO 0,131 à 10°C 0,07 à 80°C Sulfate de calcium hydraté (gypse) CaSO4,2H20 0,241 à 0°C 0,222 à 100°C Sulfate de cérium (III) Ce2(SO4)3 10,1 à 0°C 60,8 à 100°C Sulfate de cadmium CdSO4 75,5 à 0°C 0,222 à 100°C Remarque La solubilité des corps gazeux diminue quand la température augmente. Exemple Température en °C 15 20 25 30 35 Solubilité de CO2 en mol.L-1 8,21.10-4 7,07.10-4 6,15.10-4 5,40.10-4 4,80.10-4 Solubilité de O2 en mol.L-1 2,76.10-5 2,50.10-5 2,29.10-5 2,12.10-5 1,98.10-5 40 2 EXERCICE RESOLU 1. A 40°C la solubilité du nitrate de potassium KNO3 dans l’eau est égale à 6,4 mol.L-1. On introduit à cette température 150 g de KNO3 dans 150 mL d’eau pure puis on agite le mélange. a) Calculer la solubilité de KNO3 en g.L-1 à cette température. b) L’électrolyte solide introduit initialement a-t-il été dissous totalement ? Justifier la réponse. c) La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ? d) Calculer la concentration molaire des ions potassium K+ et des ions nitrate NO3sachant que KNO3 est un électrolyte fort. 2. On ajoute au mélange précédent 250 mL d’eau pure à 40°C. a) Calculer la concentration molaire C de la solution obtenue. La solution obtenue est-elle saturée ou non saturée ? b) Calculer les nouvelles concentrations molaires des ions K+ et des ions NO3-. Données : les masses molaires atomiques en g.mol-1: K = 39 ; N =14 ; O = 16. Méthode et conseils de résolution Solution 1. -1. Appliquer correctement la relation de a) Cherchons la solubilité de KNO3 en g.L définition de la concentration. Soit m1 la masse de soluté qui peut être dissoute dans un litre de solution pour atteindre la saturation : m1= n (KNO 3 ) x M ( KNO ) 3 M ( KNO 3 ) = 39 + 14 + 48 = 101 g.mol-1 Ne pas oublier les unités. m1= 6,4 x 101= 646,4 g . Csat = s = m 1 646,1 = = 646,4 g.L-1. V 1 b) Calculons la masse maximale de KNO3 qu’on peut dissoudre dans 0,15 L d’eau à 40°C. Csat = s = Distinguer ente solution saturée et solution insaturée. m soit m = Csat V = s.V. D’où : V m = 646,4 x 0,15 = 96,96 g. L’électrolyte solide introduit initialement ne peut pas se dissoudre totalement car la masse de KNO3 introduite est supérieure à m, il reste donc du nitrate de potassium non dissout. 41 C h a p i t r e 2 : La solubilte des électrolytes Méthode et conseils de résolution Appliquer correctement la définition de la concentration. Solution c) La solution obtenue est saurée car elle ne peut pas dissoudre tout le solide introduit. d) l’équation de dissociation ionique de KNO3 s’écrit : KNO3(sd) K+ + NO3- Comme la solubilité de KNO3 est égale à 6,4 mol.L-1 on peut se permettre de dire qu’une mole de KNO3 libère 1 Ecrire l’expression de définition de la mole d’ions K+ et 1 mole d’ions NO3- par litre de solution. concentration molaire. A la saturation C = Csat = s d’où: [K+] = n + (K ) = V [NO3-] = 6 ,4 1 n ( NO − ) 3 V = = 6,4 mol.L-1. 6 ,4 = 6,4 mol.L-1. 1 2. a) Pour calculer la concentration molaire C, après la dilution on est obligé de supposer que tout le solide introduit va se Evidemment une fois le calcul est fait, il faut vérifier si l’hypothèse émise est correcte en comparant la valeur de la molarité trouvée à celle de la solubilité. dissoudre totalement dans le nouveau volume de la solution. n ( KNO 3 ) m ( KNO 3 ) C= = . V V x M ( KNO 3 ) 150 C= = 3,7 mol.L-1. Or la solubilité de KNO3 est 101.0,4 égale à 6,4 mol.L-1 donc C < s l’hypothèse émise est correcte: tout le solide introduit est dissous et la solution obtenue est non saturée ; b) La concentration molaire des ions est: [K+] = [NO3-] = C = 3,7 mol.L-1. 42 2 L’ESSENTIEL DU COURS ♦ A une température donnée, la solubilité d’un électrolyte est égale à la concentration molaire du soluté dans la solution saturée : s = Csat. ♦ A une température donnée on peut avoir : a) une solution non saturée si la concentration du soluté est inférieure à la solubilité : C < s b) une solution est saturée si la concentration du soluté est égale à la solubilité : C = Csat = s. ♦ La solubilité d’un électrolyte dépend de sa nature, de la température et de la nature du solvant. ♦ Si la solubilité est grande l’électrolyte est dit très soluble, à l’opposé si la solubilité est faible l’électrolyte est dit peu soluble. 43 C h a p i t r e 2 : La solubilte des électrolytes EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices 1. La concentration molaire d’une solution saturée est appelée ………….................. Elle s’exprime soit en ……...............…. soit en …..................…..................……….. 2. Si la concentration molaire C d’une solution est inférieure à la solubilité s, la solution est dite.......Si sa concentration est égale à la solubilité s elle est dite…..... 3. La solubilité d’un électrolyte dépend de la…………, de la ………..et de ............... B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. Si la solubilité d’un électrolyte est grande, l’électrolyte est : a) très peu soluble ; b) très soluble ; c) insoluble. 2. La solubilité d’un électrolyte : a) dépend de la température ; b) ne dépend pas de la nature du soluté ; c) ne dépend pas de la nature du solvant. 3. Les solubilités du bromure d’ammonium NH4Br à deux températures différentes sont : s1= 1260 g.L-1 à 80°C et s2 = 680 g.L-1 à 10°C. On abaisse la température du tube à essais contenant une solution saturée de cet électrolyte en présence de quelques cristaux du même soluté de 100°C à 20°C : a) il n’apparaît pas dans le tube à essais de nouveaux cristaux de soluté ; b) le refroidissement n’a aucun effet sur la solubilité ; c) la masse du bromure d’ammonium solide présent dans le tube diminue. B. II Répondre par vrai ou faux 1. Une solution saturée est une solution où on peut encore dissoudre du soluté. 2. Pour une solution non saturée la concentration molaire C est supérieure à la solubilité s. 3. Pour une solution saturée la concentration molaire C est inférieure ou égale à la solubilité s. 44 2 UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont : H = 1 ; Li = 6,9 ; C = 12 ; N = 14 ; O = 16 ; Na = 23, Cl = 35,5 ; Ba = 137 et Pb = 207,2. Exercice 1 1. 2. 3. 4. A 20°C la solubilité du nitrate de sodium NaNO3 dans l'eau est égale à 10,35 mol.L-1. On introduit 153 g de NaNO3 dans assez d’eau pour obtenir 150 cm3 de solution. Montrer que la solution obtenue est saturée et qu'il reste un dépôt solide de NaNO3. Chercher la masse du dépôt solide. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dissociation ionique du nitrate de sodium NaNO3 dans l’eau sachant que NaNO3 est un électrolyte fort. Calculer les concentrations molaires des ions présents dans la solution. Exercice 2 Soit deux tubes à essais (A) et (B) contenant chacun une solution de sulfate de potassium K2SO4 à la température ambiante. On ajoute dans chaque tube à essais une petite quantité de sulfate de potassium. Au bout d’un certain temps on remarque que le solide disparaît dans le tube à essais (A) et reste au fond du tube (B). 1. Que peut-on dire des solutions contenues dans les tubes à essais (A) et (B) ? 2. Que doit-on faire pour que des cristaux de sulfate de potassium apparaissent dans le tube à essais (A) ? 3. Décrire une expérience permettant de faire disparaître le sulfate de potassium solide dans le tube à essais (B). Exercice 3 A 20°C la solubilité du chlorure de plomb PbCl2 est s = 0,036 mol.L-1. On introduit 0,556 g de PbCl2 solide dans 100 mL d’eau pure et on agite longuement. 1. L’électrolyte PbCl2 solide introduit initialement a-t-il été dissous totalement ? 2. Dire si la solution obtenue est saturée ou non. 3. Déterminer les concentrations molaires des ions Pb2+ et des ions Cl- dans la solution. Exercice 4 On prépare à des températures différentes des solutions d’oxalate d’ammonium (NH4)2C2O4 en dissolvant dans l’eau une masse m de soluté de manière à obtenir chaque fois 100 mL d’une solution saturée. On obtient le tableau de résultats suivants : 45 C h a p i t r e 2 : La solubilte des électrolytes Température en °C m(NH4)2C2O4sat en g 1. 2. 3. 4. 0 10 20 30 40 50 2,4 3,2 4,5 6,0 8,2 10,7 Commenter les valeurs de ce tableau. Calculer la solubilité de l’oxalate d’ammonium pour chaque température. Tracer la courbe de variation de la solubilité avec la température. Déterminer la solubilité de l’oxalate d’ammonium dans l’eau à 26°C. UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 5 A 20°C la solubilité du carbonate de lithium Li2CO3 est égale à 0,18 mol.L-1. On prépare à 20°C une solution aqueuse (S) en introduisant 3,1g de soluté dans assez d’eau pour obtenir 250 mL de solution. 1. Calculer la solubilité s20°C de cet électrolyte en g.L-1. 2. Dire si la solution (S) est saturée ou non. 3. Calculer la concentration molaire C du carbonate de lithium dans cette solution. 4. On chauffe la solution (S) précédente à la température de 40°C. Un dépôt de soluté de masse égale à 0,4 g apparaît. a) Quel est l’effet de l’élévation de la température sur la solubilité du carbonate de lithium ? b) Calculer la valeur de la solubilité à 40°C. On notera s40°C cette solubilité. Exercice 6 A 20°C la solubilité de l’hydroxyde de baryum Ba(OH)2 est égale à 0,23 mol.L-1. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de l’hydroxyde de baryum sachant que Ba(OH)2 est un électrolyte fort. 2. Calculer la solubilité de l’hydroxyde de baryum dans l’eau en g.L-1. 3. On introduit à 20°C 3,8 g d’hydroxyde de baryum dans 100 mL d’eau et on agite. On supposera que le volume reste constant. a) Dire si la solution (S) est saturée ou non. b) Calculer les molarités des ions Ba2+ et des ions OH- présents dans la solution (S). 4.La même masse est mise dans 50 mL d’eau. On obtient une solution (S’). a) Dire si la solution (S’) est saturée ou non. b) Calculer s’il y a lieu la masse d’électrolyte déposée. c) Déterminer les molarités des ions Ba2+ et des ions OH- présents dans la solution (S’). 46 2 5. On refroidit la solution (S) à 10°C. On observe l’apparition d’un dépôt solide. Calculer la masse de solide déposée sachant que la solubilité de l’hydroxyde de baryum Ba(OH)2 est égale à 0,20 mol.L-1 à 10°C. Exercice 7 A 20°C la solubilité de l’hydrogénosulfate de potassium KHSO4 est égale à 514 g.L-1. On mélange à 20°C 80 mL d’une solution aqueuse (S1) d'hydrogénosulfate de potassium KHSO4 dont la concentration massique C1 est égale à 280 g.L-1 avec 120 mL d’une solution aqueuse (S2) du même électrolyte de concentration massique C2 égale à 400 g.L-1. 1. Calculer la masse d'hydrogénosulfate de potassium dissoute dans le mélange obtenu. 2. En déduire la concentration massique de l’hydrogénosulfate de potassium dans la solution obtenue. La comparer à C1 et à C2. Conclure. 3. Dire si la solution obtenue est saturée ou non. Exercice 8 On dispose d'un flacon contenant 250 mL de solution de chlorure de sodium de concentration 40 mmol.L-1 1. Déterminer la masse de chlorure de sodium utilisée pour préparer cette solution. 2. Dire comment il faut procéder pour préparer 200 mL d'une solution de concentration égale à 0,01 mol.L-1 à partir de la solution précédente. 47 C h a p i t r e 2 : La solubilte des électrolytes DOCUMENT 1 la solubilité des électrolytes dand l’eau Dans le tableau suivant on donne la solubilité de quelques électrolytes à 25°C. Electrolyte Formule Solubilité en mol.L-1 Bichromate de potassium K2Cr2O7 0,167 Hydroxyde de calcium Ca(OH)2 1,3.10-2 PbCl2 1,6.10-2 Sulfate d’argent Ag2SO4 1,6.10-2 Iodure de plomb PbI2 1,3.10-3 CaSO4 5.10-3 Mg(OH)2 1,4.10-4 Chlorure d’argent AgCl 1,1.10-5 Sulfate de baryum BaSO4 10-5 Hydroxyde de cuivre II Cu(OH)2 2,5.10-7 Hydroxyde d’aluminium Al(OH)3 5.10-9 Hydroxyde de fer III Fe(OH)3 1,4.10-10 Chlorure de Plomb Sulfate de calcium Hydroxyde de magnésium DOCUMENT 2 La photo 1 représente un milieu marin. Les poissons constituent une source nutritive riche en diiode I2, d’où provient ce corps simple ? Dans les salines (photo 2) on observe un dépôt de sel. Comment peut-on expliquer la formation du sel solide dans les salines ? Photo 2 Photo 1 48 Chapitre 3 Objectifs LA PRECIPITATION DES ELECTROLYTES L´élève sera capable de : - écrire l’équation chimique d’une réaction de précipitation ; - citer les facteurs influant sur la précipitation des électrolytes. Prérequis - Dissociation ionique. - Electrolytes forts et électrolytes faibles. - Solubilité. - Electrolytes solubles et électrolytes peu solubles. Des résultats de réactions de précipitation des ions Comment explique-t-on le dépôt solide dans les conduites d’eau ? Pourquoi conseille-t-on à un malade ayant des calculs rénaux de boire certaines eaux minérales ? 49 C h a p i t r e 3 : La précipitation des électrolytes LA PRECIPITATION DES ELECTROLYTES I- LA REACTION DE PRECIPITATION I.1. Expérience et observation Ajouter à une solution aqueuse de chlorure de sodium NaCl 0,1 M, contenue dans un tube à essais, quelques gouttes d’une solution aqueuse de nitrate d’argent AgNO3 0,01 M. Un précipité blanc apparaît instantanément. I.2. Interprétation Le solide blanc formé est le chlorure d’argent AgCl. Il provient de la réaction chimique d’équation : Na+ + Cl- + Ag+ + NO3- AgCl(sd) + Na+ + NO3-. Comme les ions sodium Na+ et nitrate NO3- ne participent pas réellement à la réaction, on peut écrire l’équation chimique de la réaction précédente d’une manière plus simple : Ag+ + Cl- AgCl(sd). L’apparition d’un solide à partir des ions correspondants présents en solution est une réaction de précipitation. I.3. Définition Une réaction de précipitation est une réaction qui donne lieu à la formation d’un produit très peu soluble à partir des ions correspondant présents en solution. Ce produit peu soluble généralement, est nommé précipité et se dépose le plus souvent au fond du récipient où se produit la précipitation. I I . FACTEURS AYANT UNE INFLUANCE SUR LA PRECIPITATION DES ELECTROLYTES II. Influence de la concentration des réactifs 1.a. Expériences et observations Prendre deux tubes à essai (A) et (B) contenant respectivement 1 cm3 d’une solution aqueuse de chlorure de sodium NaCl 1 M et 5 cm3 d’une solution aqueuse de nitrate de plomb Pb(NO3)2 0,5 M. Verser le contenu du tube (A) dans celui du tube (B), un précipité blanc apparaît aussitôt (fig.1a). Fig- 1-a Fig- 1-b Figure 1. Influence de la concentration des réactifs sur la précipitation des électrolytes. 50 3 Répéter l’expérience précédente en partant cette fois-ci des solutions aqueuses de chlorure de sodium NaCl et de nitrate de plomb Pb(NO3)2 précédentes diluées cinquante fois environ. Pour cela introduire 1cm3 de chaque solution dans une fiole jaugée de 50 mL et compléter à l’eau distillée jusqu’au trait de jauge. Mélanger ensuite des volumes égaux de ces deux solutions diluées. Aucun précipité n’apparaît (fig.1b). 1.b. Interprétation Dans la première expérience, le précipité blanc qui apparaît est le chlorure de plomb PbCl2. L’équation chimique de la réaction est: 2 Na+ + 2 Cl- + Pb2+ + 2 NO3- PbCl2 (sd) + 2 Na+ + 2 NO3-. Comme les ions Na+ et NO3- ne participent pas à la réaction (ils sont dits ions spectateurs) on peut écrire l’équation de la réaction de précipitation sous une forme plus simple : Pb2+ + 2 Cl- PbCl2 (sd). Dans la deuxième expérience la précipitation du chlorure de plomb n’a pas eu lieu bien que le mélange contienne les ions Na+, Cl-, Pb2+ et NO3- en quantités égales à celles dans la première expérience car les concentrations de ces ions sont faibles. 1.c. Conclusion Dans les expériences décrites ci-dessus ( Fig.1a et Fig.1b) les quantités de matière de Cl- et de Pb2+ sont les mêmes. En effet : Dans l’expérience 1a on a : n (Cl − )= 1.10-3 x 0,1 = 10-4 mol et n 2+ = 1.10-3 x 0,5 = 5. 10-4 mol. (Pb ) Dans l’expérience 1b on a : n (Cl − ) = 50.10-3 x 2. 10-3 = 10-4 mol et n 2+ = 50.10-3 x 10-2 = 5. 10-4 mol. (Pb ) Sous l’effet de la dilution les concentrations ont diminué. En conséquence la réaction de précipitation ne dépend pas des quantités de matière de réactifs mais elle dépend de leurs concentrations. II. Influence de la nature des réactifs sur la précipitation des électrolytes. 2.a. Expériences, observations et interprétation Réaliser les six expériences suivantes (Fig.2) et noter à chaque fois s’il y a précipitation ou non d’un électrolyte peu soluble. 51 C h a p i t r e 3 : La précipitation des électrolytes Expériences Observations Interprétations 1- Ajouter quelques gouttes de nitrate de potassium Il ne se produit aucune réaction. KNO3 0,1 M dans chacun des deux tubes à essais On a simplement un mélange d’ions Na+, Cl-, Zn2+, SO42-, K+ et NO3-. suivants : KNO3 0,1 M Solution de NaCl 0,1 M KNO3 0,1 M Solution de ZnSO4 0,1 M Pas de précipitation 2- Ajouter quelques gouttes de nitrate d’argent AgNO3 Le précipité obtenu correspond à 0,1 M dans chacun des deux tubes à essais suivants : la formation du chlorure d’argent AgNO3 0,1 M AgCl. Il résulte de la réaction des AgNO3 0,1 M ions Ag+ avec les ions Clprésents dans chacun des deux tubes. L’équation chimique simplifiée de la réaction de Solution de NaCl Un précipité blanc 0,1 M Solution de KCl 0,1 M précipitation est : Ag+ + Cl- AgCl (sd). qui noircit à la lumière apparaît dans chaque tube. 3- Ajouter quelques gouttes de nitrate de Plomb Le précipité blanc apparu est du Pb(NO3)2 0,1 M dans chacun des deux tubes à essais sulfate de plomb PbSO4 qui résulte de l’action de l’ion plomb Pb2+ sur l’ion sulfate SO42L’équation simplifiée est : suivants : Pb(NO3)2 0,1 M Pb(NO3)2 0,1 M Pb2+ + SO42- Solution de Na2SO4 0,1 M Un précipité blanc apparaît dans Solution de K2SO4 0,1 M chaque tube. 52 PbSO4(sd). 3 4- Ajouter quelques gouttes de potasse KOH Le précipité bleu apparu est 0,1 M dans chacun des deux tubes à essais l’hydroxyde de cuivre (II) suivants : Cu(OH)2 qui résulte de l’action de l’ion cuivre (II) Cu2+ sur l’ion KOH 0,1 M KOH 0,1 M hydroxyde OH-. L’équation simplifiée de la réaction est : Un précipité de Cu2++2OH- Cu(OH)2(sd) couleur bleu apparaît dans Solution de CuSO4 0,1 M Solution de Cu(Cl)2 0,1 M chaque tube. 5- Ajouter quelques gouttes de potasse KOH Le précipité vert apparu est 0,1 M dans chacun des deux tubes à essais l’hydroxyde de fer (II) Fe(OH)2. Il résulte de l’action de l’ion fer (II) Fe2+ sur l’ion hydroxyde OH-. suivants: KOH 0,1 M KOH 0,1 M L’équation simplifiée de la réaction est : Unprécipité vert Fe2++2OH- Fe(OH)2(sd) apparaît dans chaque tube Solution de FeSO4 0,1 M Solution de Fe(Cl)2 0,1 M 6- Ajouter quelques gouttes de potasse KOH Le précipité rouille apparu est 0,1 M dans chacun des deux tubes à essais suivant : l’hydroxyde de fer (III) Fe(OH)3 qui résulte de l’action de l’ion fer (III) Fe3+ sur l’ion hydroxyde OH- KOH 0,1 M KOH 0,1 M . L’équation simplifiée de la réaction est : Fe3++3OH- Solution de Fe2(SO4)3 0,1 M Solution de FeCl3 0,1 M Un précipité rouille apparaît dans chaque tube. 53 Fe(OH)3(sd). C h a p i t r e 3 : La précipitation des électrolytes 2.b. Conclusion D’après les expériences précédentes nous constatons que certains ions tels que : Ag+ et Cl-; Pb2+ et SO 2– ; Pb2+ et Cl-; Cu2+ et OH-; Fe2+et OH-; Fe3+et OH4 peuvent donner un précipité. Dans la précipitation des électrolytes, ce sont les ions qui jouent le rôle de réactifs et non les composés qui les apportent. La précipitation des électrolytes dépend donc de la nature des réactifs. EXERCICE RESOLU 1. 2. 3. 4. Pour déterminer les concentrations molaires d’une solution aqueuse (S) contenant des ions cuivre (II) Cu2+ et des ions chlorure Cl- on réalise les essais suivants. A. On ajoute à 100 mL de (S) une solution aqueuse de soude NaOH en excès. On obtient un précipité bleu d’hydroxyde de cuivre (II) qui, filtré puis séché, a une masse de 1,95 g. Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation. Calculer la concentration molaire des ions Cu2+ contenus dans la solution (S) en supposant que la réaction de précipitation soit totale. En déduire la concentration molaire C de la solution (S). Calculer le volume minimal d’une solution d’hydroxyde de sodium 1 M nécessaire pour précipiter tous les ions Cu2+ contenu dans (S). B. On ajoute à 100 mL de (S) une solution de nitrate d’argent AgNO3 en excès. On observe l’apparition d’un précipité blanc qui, filtré et séché, a une masse de 5,74 g. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation. 2. Donner le nom du précipité formé. 3. Déterminer la concentration molaire des ions Cl- contenus dans la solution (S) : a) en exploitant les données de l’essai 2 et en supposant que la réaction de précipitation soit totale; b) sans faire aucun calcul. Donnée : Les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont : Cu = 63,5; Cl = 35,5 ; O = 16 ; H = 1 et Ag = 107,9. 54 3 Méthode et conseils de résolution Solution A. - Se rappeler qu’une équation chimique correctement écrite doit tenir compte du principe de conservation des atomes et des charges électriques. 1. L’équation chimique de la réaction de précipitation est : Cu2+ + 2 Cl- + 2 Na+ + 2 OH-Cu(OH)2(sd)+ 2 Na+ + 2 Cl-. L’équation chimique simplifiée est : Cu2+ + 2 OH- Cu(OH)2 (sd). 2. Soit n la quantité d’hydroxyde de cuivre (II) Cu(OH)2 formée. n= m ( Cu (OH ) 2 ) M (Cu ( OH ) 2 où M ( Cu ( OH) ) 2 représente la masse molaire de l’hydroxyde de cuivre (II). D’où : n= 1,95 97,5 = 0,02 mol. La quantité de matière de Cu2+ précipité est donc égale à n : - Ne pas confondre la concentration molaire de la solution avec celle des n = n (Cu 2+ ) = 0,02 mol. ions correspondants. La concentration molaire de Cu2+ dans la solution est : n 0,02 (Cu 2+ ) 2+ - Ne pas oublier les unités = = 0,2 mol.L-1. [Cu ] = 0,1 V 3. La concentration molaire C du chlorure de cuivre (II) dans la solution (S) est : C = [Cu2+] = 0,2 mol.L-1. 4. Cherchons la quantité minimale des ions hydroxyde OHprésents dans une solution d’hydroxyde de sodium 0,1 M nécessaire pour précipiter tous les ions Cu2+. D’après l’équation chimique simplifiée on a : n(OH-) = 2 x n(Cu2+). - Ecrire l’expression de définition de la concentration molaire. n(OH-) = 2 x 0,02 = 0,04 mol. n (OH − ) [OH-] = d’où: V V= nOH[ OH ] = 55 0,04 = 0,04 L = 40 mL. 1 C h a p i t r e 3 : La précipitation des électrolytes Méthode et conseils de résolution Solution B. 1. L’équation chimique de la réaction de précipitation est : Cu2+ + 2 Cl- + 2 Ag+ + 2 NO3-2 AgCl (sd) + Cu2+ + 2 NO3L’équation chimique simplifiée est : Ag+ + Cl-AgCl (sd). 2. Le précipité formé est le chlorure d’argent. 3. a) Soit n la quantité de chlorure d’argent AgCl. n= m (AgCl) où M(AgCl) représente la masse molaire du M( AgCl chlorure d’argent. D’où : n= 5,74 = 0,04 mol. 143,4 La concentration molaire de la solution est : C= n (AgCl) 0,04 = 0,1 V = 0,4 mol.L-1. Or [Cl-] = C donc [Cl-] = 0,4 mol.L-1. 3.b) Toute solution est électriquement neutre on a forcément : [Cl-] = 2 x [Cu2+] = 2 x 0,2 = 0,4 mol.L-1. L’ESSENTIEL DU COURS ♦ La précipitation est la réaction qui donne un précipité à partir des ions correspondants. ♦ La précipitation d’un électrolyte dépend de la concentration des réactifs et de la nature des ions présents. 56 EXERCICES D’EVALUATION 3 Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices 1. La réaction chimique qui donne un précipité à partir des ions correspondants est appelée………………. 2. La précipitation des électrolytes peu solubles dépend de …………….et ………………de la …………... 3. La précipitation des électrolytes est indépendante de ………………………des réactifs. B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. La précipitation des électrolytes : a) dépend de la température ; b) dépend de la quantité de matière des réactifs ; c) ne dépend pas de la nature des réactifs ; d) dépend de la concentration molaire des ions mis en jeu. 2. On ajoute à une solution aqueuse (S) quelques gouttes de nitrate d’argent ; on obtient un précipité blanc qui noircit à la lumière. La solution contient : 3– a) des ions phosphate PO4 ; b) des ions chlorure Cl-; 2– c) des ions carbonate CO3 . 3. On ajoute à une solution aqueuse contenant des ions fer (II) Fe2+ une solution d’hydroxyde de sodium; on obtient un précipité : a) blanc; b) vert; c) rouille. B.II Répondre par vrai ou faux 1. Les ions spectateurs ne participent pas dans une réaction de précipitation. 2. Dans la réaction de précipitation les réactifs sont les électrolytes dissous et non les ions correspondants. 3. En mélangeant deux solutions d’électrolytes quelconques on obtient toujours une réaction de précipitation. 57 C h a p i t r e 3 : La précipitation des électrolytes UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont : H = 1, O = 16, S = 32, K = 39, Fe = 56, Cu = 63,5, Zn = 65,4 et Pb = 207,3. Exercice 1 L’anion hydroxyde OH- réagit séparément avec les cations Fe2+, Fe3+, Cu2+ et Ba2+ et donne des précipités de couleurs respectives: verte; rouille; bleue et blanche. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation de chacun des cations. 2. Donner le nom de chaque précipité formé. Exercice 2 Le chlorure de cuivre (II) CuCl2 est un électrolyte fort. On considère 10 mL d’une solution aqueuse de chlorure de cuivre (II) de molarité C. Pour précipiter tous les ions Cu2+ présents dans la solution, on ajoute un excès d’une solution de soude 1 M. Un précipité de couleur bleue apparaît. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation. 2. Le solide, séparé, lavé et séché a une masse de 0,98 g. a) Déterminer la quantité de précipité obtenu. b) Déterminer la molarité C du chlorure de cuivre (II) dans la solution. Exercice 3 Un flacon dont l’étiquette a été effacée, contient une solution aqueuse d’un sel de potassium. Le test au nitrate d’argent donne un précipité blanc. 1. Quelle est la nature de l’anion présent dans la solution ? 2. Préciser la formule de l’électrolyte présent. UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 4 En ajoutant 10 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium 0,1 M à 12 mL d'une solution de sulfate de zinc ZnSO4 0,15 M, on obtient un précipité blanc d'hydroxyde de zinc Zn(OH)2. 1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de précipitation supposée totale en faisant apparaître tous les ions présents en solution. 2. Ecrire l'équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation. 3. Déterminer les quantités de matière initiale de réactifs. Lequel des deux réactifs est en défaut. 4. Calculer la masse du précipité formé. 5. Calculer les concentrations molaires des entités présentes en solution à la fin de la réaction. 58 3 Exercice 5 On dissout 3,92 g d’hydroxyde de potassium KOH dans assez d’eau pour obtenir 100 mL d’une solution (S1). 1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte fort. 2. Calculer la concentration molaire C1 d’hydroxyde de potassium dans cette solution. 3. Pour précipiter pratiquement tous les ions fer (III) Fe3+ contenus dans 0,1 L d’une solution (S2) de nitrate de fer (III) Fe(NO3)3, on doit ajouter 50 mL de la solution (S1). a) Ecrire l'équation chimique de la réaction de précipitation. b) Calculer la quantité d’ions fer (III) Fe3+ dans la prise d’essai. c) En déduire la concentration molaire C2 du nitrate de fer (III) dans la solution (S2). d) Calculer la masse du précipité obtenu. Exercice 6 2– L’analyse d’une eau minérale montre la présence des ions sulfate SO4 à raison de 19 mg.L-1. 2– 1. Calculer la molarité des ions sulfate SO 4 de cette eau minérale. 2. Déterminer le volume d’une solution aqueuse de nitrate de plomb Pb(NO3)2 0,01 M qu’il faut ajouter pour précipiter la totalité des ions sulfate contenus dans 50 mL de cette eau minérale. On admettra que la réaction de précipitation est totale. Exercice 7 On prépare 100 mL d’une solution aqueuse (S1) en dissolvant une masse m de sulfate de fer (III) Fe2(SO4)3 dans l’eau pure. A 50 mL de cette solution on ajoute peu à peu une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium NaOH de façon à précipiter intégralement tous les ions fer (III) Fe3+. Le précipité lavé et séché a une masse de 0,81 g. 1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dissociation ionique dans l’eau : a) du sulfate de fer (III) ; b) de l’hydroxyde de sodium. 2. Ecrire l'équation chimique de la réaction de précipitation supposée totale quand on mélange la solution aqueuse (S1) avec l’hydroxyde de sodium. 3. Calculer les concentrations molaires des ions Fe3+et SO 42– dans la solution (S1). 4. Vérifier que la solution (S1) est électriquement neutre. 5. Calculer la masse m de sulfate de fer (III) Fe2(SO4)3 dissoute dans 100 mL de la solution aqueuse (S1). 59 C h a p i t r e 3 : La précipitation des électrolytes DOCUMENT 1. L’eau potable L’eau qui circule dans les conduites d’eau est une eau potable. Elle est incolore, inodore et répond à certaines normes de composition en ions. Le tableau, ci dessous regroupe les concentrations maximales admises pour les principaux ions présents dans l’eau. Ions Concentration en g.L-1 Chlorure Cl- 0,25 Sulfate SO42- 0,25 Nitrate NO3- 0,05 Nitrite NO2- 0 Magnésium Mg2+ 0,125 Calcium Ca2+ 0,125 Plomb Pb2+ 0 2. Dureté de l’eau L’eau potable peut-être douce ou dure selon la quantité d’ions magnésium Mg2+ et calcium Ca2+ qu’elle contient. La dureté totale de l’eau s’exprime en mg de carbonate de calcium CaCO3 par litre ou en degré hydrotimétrique (°H). Elle est déterminée expérimentalement en dosant le calcium et le magnésium par complexométrie avec l’éthylène diamine tetraacétique (E.D.T.A). Un degré hydrotimétrique (°H) correspond à 10-4 mol.L-1 en ions Mg2+ et Ca2+. Une eau est qualifiée de dure si sa dureté dépasse généralement 30°H. Une eau dure provoque des dépôts solides dans les canalisations, les chauffe-eau, les bouilloires, etc. Pour cela il est recommandé d’adoucir une eau dure, en précipitant les ions Ca2+ par les ions carbonate CO32- selon la réaction : Ca2+ + CO32- CaCO3 (sd). 60 3. Comment explique-t-on le dépôt solide dans les conduites d’eau ? 3 – La présence des ions hydrogénocarbonate HCO 3 dans l’eau est gênante car ces ions se transforment en ions carbonates 2– CO 3 selon l’équation : – 2– 2 HCO 3 CO 3 + H2O + CO2(g). 2– Les ions carbonates CO 3 formés donnent avec les ions calcium Ca2+ et magnésium Mg2+ des précipités peu solubles de carbonate de calcium CaCO3 et de carbonate de magnésium MgCO3 qui se déposent sur les parois des conduites (doc.1) et provoquent progressivement leur obturation. Conduite + calcaire Document 1. Du calcaire déposé à l’intérieur d’une conduite d’eau 4. Pourquoi conseille-t-on à un malade ayant des calculs rénaux de boire certaines eaux minérales ? C’est grâce à l’urine que le corps humain se débarrasse d’un certain nombre de déchets tel que l’urée, l’acide urique ou l’acide oxalique. On désigne sous le terme de diurèse la quantité d’urine éliminée quotidiennement. Il est important de boire suffisamment d’eau pour avoir des urines suffisamment diluées et de couleur jaune claire pendant la diurèse. A l’inverse si on ne boit pas l’eau en quantité suffisante, l’urine sera plus concentrée et de couleur jaune foncée. Si l’urine devient assez concentrée en ions tels que les + 3– 2- ions ammonium NH4 , phosphate PO4 ou oxalate C2O4 certains solutés comme l’oxalate d’ammonium (NH4)2 C2O4, l’oxalate de calcium Ca(C2O4) ou le phosphate de calcium Ca3(PO4)2 précipitent au niveau des reins ou dans les voies urinaires, formant ainsi ce qu’on appelle couramment des calculs rénaux et provoquent ainsi la lithiase urinaire qui peut être une lithiase calcique ou une lithiase urique. En buvant beaucoup d’eau pour que la diurèse soit de 2 L au moins par jour ; on empêche la formation des calculs rénaux (Doc. 2). 61 C h a p i t r e 3 : La précipitation des électrolytes Doc 2. Un calcul rénal. 5. la formation des stalagmites La précipitation des ions permet la formation des stalagmites (Dj Gorâa) 62 Chapitre 4 TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES IONS Objectifs L´élève sera capable de : - identifier quelques ions par des réactions de précipitation utilisant des réactifs courants. Prérequis - Anions et cations. - Précipitation des électrolytes. - Les facteurs dont dépend la précipitation des électrolytes. - Neutralité électrique d’une solution ionique Les flacons représentés ci-contre contiennent des solutions électrolytiques de composition et de couleur différentes. a) Les ions présents en solution aqueuse sont-ils responsables de la coloration apparente de la solution ? b) Une solution aqueuse incolore peut-elle contenir des ions hydratés ? c) Deux solutions de même couleur peuvent-elles contenir des ions différents ? d) Doit-on se fier à la couleur d’une solution pour identifier d’une manière irrévocable les ions qu’elle contient ? e) Peut-on par des réactions simples identifier le contenu de quelques flacons présents dans un laboratoire de chimie et contenant des solutions aqueuses d’électrolytes courants tels que le sulfate de cuivre CuSO4; le sulfate de fer (II) FeSO4; le chlorure de zinc ZnCl2 ; le nitrate de fer (III) Fe(NO3)3 ou le sulfate d’aluminium Al2(SO4)3 ? 63 C h a p i t r e 4 : Tests d’identification de quelques ions TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES IONS Objectif Réaliser quelques réactions de précipitation simples permettant l’identification de quelques cations et anions usuels. Cette leçon peut être conduite sous la forme d’un travaux pratiques cours REACTIFS POUR LA RECHERCHE DES CATIONS Dans des flacons différents on dispose des solutions suivantes de concentration molaire 0,1 M environ : - solution solution solution solution solution solution de chlorure de fer (III) FeCl3 ; de chlorure de fer (II) FeCl2 ; de chlorure de cuivre CuCl2 ; de chlorure de zinc ZnCl2 ; de sulfate d’aluminium Al2(SO4)3 ; d’iodure de potassium KI - solution de sulfate de fer (III) Fe2(SO4)3 ; - solution de sulfate de cuivre CuSO4 ; - solution de sulfate de zinc ZnSO4 ; - solution de chlorure d’aluminium AlCl3 ; - solution de nitrate de plomb Pb(NO3)2 ; - solution d’hydroxyde de sodium NaOH. REACTIFS POUR LA RECHERCHE DES ANIONS - solution de nitrate d’argent AgNO3 ; - solution de chlorure de baryum BaCl2 ; - solution de phosphate de potassium K3PO4. - solution de sulfate de potassium K2SO4 ; - solution de sulfate de sodium Na2SO4; - solution de chlorure de sodium NaCl . MATERIELS - pissette d’eau distillée ; - baguette de verre. - des tubes à essais ; - bec bunsen ; 64 I. TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES CATIONS 4 A. Les cations colorés. Exemples : Fe3+, Fe2+, Cu2+ A.1. Le cation Fe3+ 1.a. Expérience et observation Dans deux tubes à essais introduire séparément environ 2 mL d’une solution de chlorure de Fer (III) FeCl3 et de sulfate de Fer (III) Fe2(SO4)3. La couleur jaune rouille de ces deux solutions est due à l’existence des ions Fe3+ hydratés. En ajoutant à chaque tube à essais quelques gouttes de la solution d’hydroxyde de sodium NaOH, observer l’apparition d’un précipité de couleur (rouille) (fig.1). Figure 1. Précipitation des ions de fer (III) par la soude. 1.b. Interprétation Le précipité formé est l’hydroxyde de Fer (III) Fe(OH)3. Il résulte de la réaction des ions fer (III) Fe3+ sur les ions hydroxyde OH-. L’équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation s’écrit : Fe3+ + 3 OH- Fe(OH)3 (sd). 1.c. Conclusion Les ions Fe3+ donnent avec les ions OH- un précipité rouille d’hydroxyde de Fer (III) Fe(OH)3. 2. Le cation Fe2+ 2.a. Expérience et observation Dans deux tubes à essais, introduire séparément 2 mL environ d’une solution de chlorure de Fer (II) FeCl2 et de sulfate de Fer (II) FeSO4. La couleur verte pâle de ces deux solutions est due à l’existence des ions Fe2+ hydratés. 65 C h a p i t r e 4 : Tests d’identification de quelques ions En ajoutant à chaque tube à essais quelques gouttes de la solution d’hydroxyde de sodium NaOH, observer l’apparition d’un précipité de couleur verdâtre (fig.2), qui brunit lentement au contact de l’air. Figure 2. Précipitation des ions de fer (II) par la soude. 2.b. Interprétation Le précipité formé est l’hydroxyde de Fer (II) Fe(OH)2. Il résulte de la réaction des ions Fer (II) Fe2+ sur les ions hydroxydes OH-. L’équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation s’écrit : Fe2+ + 2 OH- Fe(OH)2(sd). 2.c. Conclusion Les ions Fe2+ donnent avec les ions OH- un précipité de couleur vert pâle d’hydroxyde de Fer (II) Fe(OH)2. 3. Le cation Cu2+ 3.a. Expérience et observation Dans deux tubes à essais on introduire séparément 2 mL environ d’une solution de chlorure de cuivre (II) CuCl2 et de sulfate de cuivre (II) CuSO4. La couleur bleue de ces deux solutions est due à l’existence des ions Cu2+ hydratés. En ajoutant à chaque tube à essais quelques gouttes de la solution d’hydroxyde de sodium NaOH, observer l’apparition d’un précipité de couleur bleu (fig.3). Figure 3. Précipitation des ions cuivre (II) par la soude. 66 4 3.b. Interprétation Le précipité formé est l’hydroxyde de de cuivre (II) Cu(OH)2. Il résulte de la réaction des ions cuivre Cu2+ sur les ions hydroxyde OH-. L’équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation s’écrit : Cu2+ + 2 OH- Cu(OH)2 (sd). 3.c. Conclusion Les ions Cu2+ donnent avec les ions OH- un précipité de couleur bleue d’hydroxyde de cuivre (II) Cu(OH)2. B. Les cations incolores. Exemple : Zn2+, Al3+, Pb2+ A.1. Le cation Zn2+ 1.a. Expérience et observation Dans deux tubes à essais introduire séparément 2 mL environ d’une solution de sulfate de zinc ZnSO4 et de chlorure de zinc ZnCl2. Les deux solutions sont incolores et renferment des ions Zn2+ hydratés. En ajoutant à chaque tube à essais quelques gouttes de la solution d’hydroxyde de sodium NaOH, observer l’apparition d’un précipité blanc gélatineux (fig.4). Ce précipité disparaît si on ajoute un excès de soude. Figure 4. Précipitation des ion zinc II (Zn2+ ) par la soude. 1.b. Interprétation Le précipité formé est l’hydroxyde de Zinc Zn(OH)2. Il résulte de la réaction des ions zinc Zn2+ sur les ions hydroxyde OH-. L’équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation s’écrit : Zn2+ + 2 OH- Zn(OH)2 (sd). En présence d’un excès de soude le précipité disparaît car il réagit avec les ions hydroxyde pour donner l’ion zincate Zn(OH)42- selon : Zn(OH)2 (sd) + 2 OH- Zn(OH)42-. 1.c. Conclusion Les ions Zn2+ donnent avec les ions OH- un précipité blanc d’hydroxyde de Zinc : Zn(OH)2. 67 C h a p i t r e 4 : Tests d’identification de quelques ions 2. Le cation Al3+ 2.a. Expérience et observation Dans deux tubes à essais introduire séparément 2 mL environ d’une solution de chlorure d’aluminium AlCl3 et de sulfate d’aluminium Al2(SO4)3. Les deux solutions sont incolores et renferment le cation Al3+ hydraté. Figure 5. Précipitation des ions aluminium Al3+ par la soude. En ajoutant à chaque tube à essais quelques gouttes de la solution d’hydroxyde de sodium NaOH, observer l’apparition d’un précipité blanc gélatineux (fig.5). Ce précipité disparaît si on ajoute un excès de soude. 2.b. Interprétation Le précipité formé est l’hydroxyde d’aluminium Al(OH)3. Il résulte de la réaction des ions aluminium Al3+ sur les ions hydroxyde OH-. L’équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation s’écrit : Al3+ + 3 OH- Al(OH)3(sd). En présence d’un excès de soude le précipité disparaît car il réagit avec l’hydroxyde – de sodium et on obtient l’ion aluminate AlO 2 selon : – Al(OH)3(sd) + OH- AlO2 + 2 H2O. 2.c. Conclusion Les ions Al3+ donnent avec les ions OH- un précipité blanc d’hydroxyde d’aluminium Al(OH)3. Remarque L’hydroxyde de zinc Zn(OH)2 et l’hydroxyde d’aluminium Al(OH)3 sont des précipités de couleur blanche. Le test à l’ammoniac permet de les différencier car l’hydroxyde de zinc Zn(OH)2 est le seul composé soluble dans une solution aqueuse d’ammoniac NH3 . 68 4 3. Le cation Pb2+ 3.a. Expérience et observation Dans un tube à essais introduire 2 mL environ d’une solution de nitrate de plomb Pb(NO3)2. La solution est incolore et renferme des ions Pb2+ hydratés. En ajoutant à la solution précédente, quelques gouttes de la solution d’iodure de potassium KI observer l’apparition d’un précipité jaune vif (fig.6). Figure 6. Précipitation des ions plomb Pb2+ par les ions iodure. 3.b. Interprétation Le précipité formé est l’iodure de plomb PbI2. Il résulte de la réaction des ions plomb Pb2+sur les ions iodure I-. L’équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation s’écrit : Pb2+ + 2 I- PbI2(sd). 3.c. Conclusion Les ions Pb2+ donnent avec les ions l- un précipité jaune d’iodure de plomb PbI2. 69 C h a p i t r e 4 : Tests d’identification de quelques ions C. Organigramme récapitulatif Précipité rouille Présence de l’ion Fe3+ Précipité vert Présence de l’ion Fe2+ Précipité bleu Présence de l’ion Cu2+ + Solution d’hydroxyde Solution inconnue de sodium Précipité blanc gélatineux soluble dans une solution d’ammoniac Présence de l’ion Zn2+ Précipité blanc Présence de l’ion Al3+ Précipité jaune Présence de l’ion Pb2+ + Solution d´iodure de potassium KI 70 II. TESTS D’IDENTIFICATION DE QUELQUES ANIONS 4 32A. Cas des anions usuels : Cl-, PO4 , SO4 . A.1. L’anion Cl1.a. Expérience et observation Dans un tube à essais introduire 2 mL environ d’une solution de chlorure de sodium NaCl. En ajoutant quelques gouttes de la solution de nitrate d’argent AgNO3 observer l’apparition d’un précipité blanc qui noircit à la lumière (fig.7). Figure 7. Précipitation des ions chlorure Cl- par le nitrate d’argent. 1.b. Interprétation et conclusion Le précipité formé est le chlorure d’argent AgCl. Il résulte de la réaction des ions argent Ag+ sur les ions chlorure Cl-. L’équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation s’écrit : Ag+ + Cl- AgCl(sd). A.2. L’anion PO432.a. Expérience et observation Dans un tube à essais introduire 2 mL environ d’une solution de phosphate de potassium K3PO4. En ajoutant quelques gouttes de la solution de nitrate d’argent AgNO3, observer l’apparition d’un précipité jaune (fig.8). 71 C h a p i t r e 4 : Tests d’identification de quelques ions Figure 8: Précipitation des ions phosphate PO43- par le nitrate d’argent. 2.b. Interprétation et conclusion Le précipité formé est le phosphate d’argent Ag3PO4. Il résulte de la réaction des ions argent Ag+ sur les ions phosphates PO 3- . L’équation chimique simplifiée de la 4 réaction de précipitation s’écrit : 3 Ag+ + PO 3- Ag3PO4(sd). 4 A.3. L’anion SO423.a. Expérience et observation Dans un tube à essais introduire 2 mL environ d’une solution de sulfate de potassium K2SO4. En ajoutant quelques gouttes de la solution de nitrate d’argent AgNO3 observer l’apparition d’un précipité blanc (fig.9). Figure 9. Précipitation des ions sulfate SO42- par le nitrate d’argent. 72 4 3.b. Interprétation et conclusion Le précipité formé est le sulfate d’argent Ag2SO4. Il résulte de la réaction des ions argent Ag+ sur les ions sulfate SO42-. L’équation chimique simplifiée de la réaction de précipitation s’écrit : 2 Ag+ + SO42- Ag2SO4 (sd). Remarque L’expérience précédente peut être réalisé avec le nitrate de baryum Ba(NO3)2 au lieu du nitrate d’argent AgNO3. On obtient un précipité blanc de sulfate de baryum BaSO4. B. Organigramme récapitulatif + Solution Solution inconnue Précipité blanc qui noircit à la lumière de nitrate Précipité jaune d’argent Précipité blanc Présence de l’ion ClPrésence de l’ion PO43Présence de l’ion SO42- EXERCICE RESOLU On dispose d’une solution ionique (S) ne contenant qu’un seul type d’anion et un seul type de cation. Pour identifier ces ions, on fait subir à la solution (S) les deux tests suivants : Test n°1 : Dans un tube à essais contenant un certain volume de la solution (S), on ajoute quelques gouttes d’une solution d’hydroxyde de sodium NaOH. Un précipité rouille se forme. Test n°2: Dans un autre tube à essais contenant un certain volume de la solution (S), on ajoute quelques gouttes d’une solution de nitrate d’argent AgNO3. Un précipité blanc qui noircit à la lumière apparaît. 1. Indiquer le nom et la formule chimique de chaque précipité. 2. Identifier les ions présents dans la solution (S). 3. Ecrire les équations chimiques des différentes réactions de précipitation. 4. En déduire la formule chimique de l’électrolyte dissous dans la solution (S). 73 C h a p i t r e 4 : Tests d’identification de quelques ions Méthode et conseils de résolution Solution 1. Le précipité rouille qui se forme est de l’hydroxyde de Fer (III) - Connaître la couleur caractéristique de chaque ion. Fe(OH)3. Le précipité blanc qui se forme est le chlorure d’argent AgCl. 2. Les ions présents dans la solution (S) sont: - Les ions fer (III) Fe3+ caractérisés par l’apparition du précipité rouille de Fe(OH)3. - Les ions chlorure Cl- caractérisés par l’apparition du précipité blanc de AgCl. - Savoir écrire l’équation chimique d’une réaction de précipitation. 3. Les équations chimiques des deux réactions de précipitation sont : Fe3+ + 3 OH- Fe(OH)3(sd) et Ag+ + Cl- AgCl(sd) - Ecrire correctement la formule statistique d’un électrolyte en tenant 4. La formule chimique du soluté dissout est FeCl3. compte de la charge des ions correspondant. 74 4 L’ESSENTIEL DU COURS Pour caractériser un cation on peut utiliser la couleur de l’ion hydraté quand elle existe et la couleur du précipité obtenu par réaction du cation présent dans la solution avec un réactif spécifique. Ainsi : a) En solution aqueuse les ions Fe3+ hydratés sont de couleur jaune rouille et donnent avec les ions hydroxyde un précipité rouille. b) En solution aqueuse les ions Fe2+ hydratés sont de couleur verte et donnent avec les ions hydroxyde un précipité vert. c) En solution aqueuse les ions Cu2+ hydratés sont de couleur bleue et donnent avec les ions hydroxyde un précipité bleu. d) En solution aqueuse les ions Zn2+ hydratés sont incolores et donnent avec les ions hydroxyde un précipité blanc. e) En solution aqueuse les ions Al 3+ hydratés sont incolores et donnent avec les f) ions hydroxyde un précipité blanc. En solution aqueuse les ions Pb2+ hydratés sont incolores et donnent avec les ions iodure un précipité jaune vif. Pour caractériser un anion on peut utiliser la couleur du précipité obtenu par réaction de l’anion présent dans la solution avec un réactif spécifique. Ainsi : a) Les ions chlorure Cl- hydratés donnent avec les ions argent un précipité blanc qui noircit à la lumière. b) Les ions phosphate PO43- hydratés donnent avec les ions argent un précipité jaune. c) Les ions sulfate SO42- hydratés donnent avec les ions argent ou avec les ions baryum un précipité blanc. Adresses de sites Internet à visiter a) http://www.faidherbe.org b) http://perso.wanado.fr c) http://www.chimix.com d) http://www.websciences.fr 75 C h a p i t r e 4 : Tests d’identification de quelques ions EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices. 1. En présence d’ions argent Ag+, une solution contenant des ions phosphate PO43- donne un précipité de couleur …………………Ce précipité est le…………………et sa formule est …………………….. 2. Une solution qui donne en présence d’ions hydroxyde OH- un précipité……….. contient des ions Cu2+. 3. Une solution qui donne en présence d’ions chlorure Cl- un précipité blanc qui noircit à la lumière contient des ions………... 4. Les ions iodures I- donnent avec les ions plomb un précipité d’iodure de plomb de couleur…………... B. Questions avec choix de réponses multiples B.I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. Une solution aqueuse électrolytique de couleur rouille contient probablement : a) des ions Cu2+ hydratés ; b) des ions Fe3+ hydratés ; c) des ions Fe2+ hydratés. 2. En ajoutant une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium à une solution inconnue ; il se forme un précipité bleu. Cette solution contient : a) des ions Fe2+ ; b) des ions Cu2+ ; c) des ions Cl-. 3. A une solution aqueuse incolore, on ajoute quelques gouttes d’une solution de nitrate d’argent AgNO3 ; il se forme un précipité blanc qui noircit à la lumière. Ce précipité est : a) le sulfate d’argent ; b) le chlorure d’argent ; c) le phosphate d’argent. 76 4 B. II Répondre par vrai ou faux 1. En ajoutant à une solution contenant des ions Zn2+ une solution d’hydroxyde de sodium ,on obtient un précipité blanc soluble dans une solution aqueuse d’ammoniac. 2. En ajoutant à une solution contenant des ions Fe2+ une solution d’hydroxyde de sodium, on obtient un précipité vert. 3. L’hydroxyde de cuivre (II) est de couleur verdâtre. 4. L’hydroxyde de fer (III) est rouille. 5. L’iodure de plomb est incolore. 6. L’hydroxyde d’aluminium et l’hydroxyde de zinc sont tous les deux solubles en présence d’un excès de soude et insolubles dans une solution aqueuse d’ammoniac. UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont : O = 16, : Na = 23, P = 31, S = 32, Cl = 35,5, Fe = 56, Ag = 108 et Ba = 137,3. Exercice 1 On considère une solution (S) de sulfate de Fer (II) FeSO4 0,5 M. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte. 2. Calculer les concentrations molaires des ions présents dans la solution (S). 3. A 50 mL de la solution (S), on verse un excès suffisant d’une solution d’hydroxyde de sodium, il se forme un précipité. a) Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation. b) Quel est le nom et la couleur du précipité obtenu ? c) Calculer la quantité de matière de précipité formé. En déduire sa masse. Exercice 2 L’addition d’une solution d’iodure de potassium à une solution aqueuse incolore ne contenant qu’un seul type de cation et d’anion entraîne la formation d’un précipité jaune vif. 1. Identifier l’un des ions présents dans la solution. 2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation. 3. Donner la formule de l’électrolyte dissous dans la solution sachant que d’autres tests permettent de mettre en évidence la présence des ions nitrate. Exercice 3 On soumet une solution aqueuse incolore ne contenant qu’un seul type de cation et un seul type d’anion aux deux tests suivants. 77 C h a p i t r e 4 : Tests d’identification de quelques ions - L’addition d’une solution d’hydroxyde de sodium à une première fraction de cette solution forme un précipité blanc soluble dans un excès de soude et insoluble dans une solution aqueuse d’ammoniac. - L’addition d’une solution de nitrate de baryum à une deuxième fraction de cette solution forme un précipité blanc. 1. Identifier les ions présents dans la solution. 2. Ecrire les équations chimiques des réactions de précipitation. 3. Trouver la formule de l’électrolyte dissous dans la solution. Exercice 4 Deux solutions (S1) et (S2) contiennent chacune un seul type de cation et un seul 2– 3– type d’anion parmi les ions suivants : Fe2+ , Cu2+ ; Zn2+ ; Cl- ; SO4 ou PO 4 . La solution (S1) est de couleur verte pâle, la solution (S2) est incolore. 1. Trouver les formules des électrolytes probablement dissous dans (S1). 2. Trouver les formules des électrolytes probablement dissous dans (S2). 3. L’addition d’une solution de chlorure de baryum BaCl2 à un échantillon de chacune des solutions (S1) et (S2) donne un précipité blanc avec (S1) seulement. a) Donner la formule du précipité formé. b) Préciser l’ion mis en évidence dans (S1). c) Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation et donner le nom du précipité. d) En déduire la formule de l’électrolyte dissous dans (S1). 4. La solution (S2) donne un précipité jaune avec une solution de nitrate d’argent AgNO3. a) Préciser l’ion mis en évidence dans (S2). b) Ecrire l’équation chimique de la réaction de précipitation et donner le nom du précipité. c) Donner la formule de l’électrolyte dissous dans la solution (S2). UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 5 On mélange 40 mL d’une solution aqueuse de sulfate de sodium Na2SO4 0,1 M avec 60 mL d'une solution de sulfate de fer (II) FeSO4 0,1 M. On obtient une solution (S). 1. Lister les ions présents dans la solution (S). 2. Déterminer leurs concentrations molaires. 3. Dans 10 mL de la solution (S) on verse goutte à goutte une solution de chlorure de baryum BaCl2 0,1 M jusqu’à la fin de la précipitation. a) Ecrire l'équation chimique de la réaction de précipitation en ne faisant pas apparaître les ions spectateurs. b) Calculer la masse du précipité formé en admettant que la réaction de précipitation est totale. c) Déterminer le volume minimum de la solution de chlorure de baryum qu’il faut ajouter pour une précipitation intégrale de l’ion concerné présent dans (S). 78 4 Exercice 6 On dispose de trois flacons (F1), (F2) et (F3) non étiquetés contenant chacun l’une des trois solutions aqueuses incolores de sulfate d’aluminium, de sulfate de zinc et de chlorure de sodium. 1. L’addition d’une solution de nitrate d’argent à un échantillon prélevé du flacon (F1) donne un précipité blanc qui noircit à la lumière. a) Donner la formule du précipité formé. b) Préciser l’ion mis en évidence dans (F1). c) Peut-on identifier l’électrolyte contenu dans (F1) ? 2. L’addition d’une solution de chlorure de baryum à deux échantillons prélevés l’un du flacon (F2) et l’autre du flacon (F3) donne un précipité blanc. a) Préciser la formule du précipité formé. b) Identifier l’ion mis en évidence dans (F2) et dans (F3). 3. L’addition d’une solution d’hydroxyde de sodium à un échantillon prélevé du flacon (F2) donne un précipité blanc soluble dans une solution aqueuse d’ammoniac. a) Donner la formule du précipité formé. b) Préciser l’ion mis en évidence dans (F2). c) En déduire la formule de l’électrolyte contenu dans (F2). 4. Déterminer la formule de l’électrolyte contenu dans (F3). Exercice 7 On prépare une solution aqueuse (S) en dissolvant dans l’eau pure du phosphate de fer (III) Fe2(PO4)3 . 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet électrolyte supposé fort. 2. Dans 25 mL de cette solution on verse 10 mL d’une solution de nitrate d’argent 0,01 M. Il se forme un précipité qui lavé et séché a une masse égale à 2,095 g. a) Quelle est la couleur du précipité obtenu et quelle est sa formule ? b) Ecrire l'équation chimique de la réaction de précipitation en ne faisant pas apparaître les ions spectateurs. c) Déterminer la concentration molaire initiale de la solution (S). 3. Chercher le volume de soude 1 M juste nécessaire pour précipiter la totalité des ions Fe3+ contenus dans une prise d’essai de 25 mL de la solution (S). 79 C h a p i t r e 4 : Tests d’identification de quelques ions DOCUMENT I. Introduction L’analyse qualitative d’une solution électrolytique a pour but d’identifier les ions présents dans une solution. Pour atteindre cet objectif on utilise le plus souvent le test à la flamme, la couleur de certaines solutions, et le résultat des réactions de précipitation des ions ainsi que le dégagement gazeux provoqué par les acides et les bases quand ils sont en contact avec certaines solutions ioniques. Pour identifier sans ambiguïté les anions et les cations, l’utilisation de réactifs spécifiques est indispensable. II. Le Test à la flamme Ce test est très facile à réaliser dans un laboratoire d’analyse et permet d’identifier plusieurs cations. Pour cela une baguette de verre propre est introduite d’abord dans la solution à analyser, ensuite elle est portée dans la flamme d’un bec bunsen. Une coloration caractéristique du cation présent apparaît (Photo 1). Photo 1. Résultats de quelques tests à la flamme permettant d’identifier les ions baryum Ba2+ ; lithium Li+ ; potassium K+ et sodium Na+. Ainsi par exemple quand on porte dans la flamme d’un bec bunsen une baguette de verre préalablement trempée : – dans une solution de sulfate de cuivre on observe l’apparition d’une coloration verte caractéristique des ions cuivre (II) Cu2+ ; – dans une solution de chlorure de sodium ou d’hydroxyde de sodium on observe l’apparition d’une coloration jaune caractéristique des ions sodium Na+ ; 80 4 III. Le dégagement gazeux En solution acide ou basique certains ions donnent un dégagement de gaz très facile 2– à identifier. Ainsi en présence d’un acide l’ion carbonate CO donne du gaz 3 carbonique CO2 qui trouble l’eau de chaux. L’équation chimique de la réaction observée est : 2CO 3 + 2 H+ CO2 (g) + H2O. L’ion sulfure S2- réagit avec les ions hydrogène H+ en provoquant le dégagement du sulfure d’hydrogène H2S ayant une odeur nauséabonde. L’équation chimique de la réaction observée est : S2- + 2 H+ H2S (g). – L’ion nitrate NO 3 réagit sur le cuivre en présence d’ions hydrogène en provoquant le dégagement du monoxyde d’azote NO qui au contact de l’oxygène de l’air se transforme en dioxyde d’azote NO2 de couleur rousse. Les deux tableaux 1 et 2 suivants résument le résultat des tests d’identification de quelques cations et anions usuels. Ions testés Couleur de la solution Ba2+ Ca2+ Co2+ Cr3+ Réaction avec OH- Vert limpide Précipité blanc soluble dans NH3 Précipité blanc soluble dans HCl Rouge orangée Précipité blanc Insoluble dans NH3 Précipité blanc soluble dans HCl Rose Précipité rose Insoluble dans NH3 vert Précipité jaune insoluble dans NH3 Mg2+ Pb2+ Réaction Réaction 2avec CO3 avec SO42- flamme Bleu ciel Précipité blanc soluble dans NH3 Précipité rouge Réaction avec S2- Précipité blanc Précipité blanc Précipité blanc Précipité rouge Précipité noir soluble dans les acides Précipité noir Précipité blanc soluble dans HCl Précipité blanc soluble dans l’eau chaude Précipité rouge Précipité blanc Précipité rouge Tableau 1. Tests d’identification de quelques cations 81 C h a p i t r e 4 : Tests d’identification de quelques ions Ions testés Cl- Br- I- Réaction avec Ag+ Réaction avec Pb2+ Précipité blanc noircissant à la lumière Précipité blanc insoluble dans NH3 Précipité jaune insoluble dans NH3 Précipité blanc insoluble dans NH3 Précipité orangé insoluble dans NH3 Précipité noir OH- Précipité blanc noircissant à la lumière Précipité blanc soluble dans NaOH CO32- Précipité blanc soluble dans NH3 SO42- Précipité blanc soluble dans NH3 PO43- Précipité jaune soluble dans NH3 Réaction avec Ba2+ Précipité jaune Précipité noir insoluble dans NH3 S2- Réaction avec H+ Dégagement de H2S Précipité blanc Dégagement de CO2 Précipité blanc Précipité blanc Précipité jaune Cr2O72- Précipité blanc Précipité rouge Tableau 2. Tests d’identification de quelques anions 82 Thème II : LES ACIDES ET LES BASES La saveur piquante de nombreux aliments est due à la présence d’acides faibles en quantité plus ou moins importante: l’acide palmitique ou le « legmi », dans les dattes l’acide tartrique dans le raisin, l’acide citrique dans les agrumes, l’acide butyrique dans le beurre, l’acide éthanoïque (ou acétique) dans le vinaigre d’alcool, etc. Qu’est-ce qu’un acide ? Quelle différence y a t il entre un acide fort et un acide faible ? Qu’est-ce qu’une base ? Quelle différence y a t il entre une base forte et une base faible? 83 Chapitre 5 LES ACIDES ET LES BASES DE BRONSTED Objectifs L´élève sera capable de : - éfinir un acide et une base de Bronsted; - écrire l’équation chimique de la réaction - ionisation des acides dans l’eau. Prérequis - Electrolytes forts et électrolytes faibles. - Dissolution et dissociation ionique. - Neutralité électrique. - Concentration molaire ou molarité. Le bleuet et le coquelicot représentés sur la photo ci-contre sont deux fleurs de couleur différente. Ce sont les anthocyanidines (colorants naturels) qui sont responsables de la couleur de la plupart des fleurs. Dans le coquelicot la sève est acide et la cyanidine qui y circule prend une teinte rouge. Dans le bleuet la sève est basique et la cyanidine apparaît bleue. Qu’est ce qu’un acide ? Qu’est ce qu’une base ? 84 5 I. DEFINITION DES ACIDES ET DES BASES DE BRONSTED A. Dissolution du chlorure d’hydrogène dans l’eau 1.a. Expérience et observation On dispose, sous une hotte, d`un ballon en verre rempli de chlorure d’hydrogène gazeux HCl et équipé d’un bouchon percé muni d’un tube de verre effilé et terminé par un tuyau en caoutchouc obturé par une pince. Retourner le flacon (fig.1a) et plonger le tuyau dans un cristallisoir contenant de l’eau distillée additionnée de quelques gouttes de bleu de bromothymol (B.B.T). En ouvrant la pince constater que l’eau remonte dans le tube puis jaillit brusquement dans le ballon en se colorant en jaune (fig.1b). (a) (b) Figure.1 Dissolution du chlorure d’hydrogène HCl dans l’eau : (a) avant ouverture du robinet ; (b) après ouverture du robinet. (d) (c) (b) (a) Photo.1 Dissolution du chlorure d’hydrogène HCl dans l’eau. (a) L´orifice du ballon est obturé par l´index de l´expérimentateur ; (b), (c) et (d): après dissolution du gaz HCl au cours du temps. Le test au nitrate d’argent AgNO3 réalisé sur une faible portion de la solution jaune présente dans le ballon révèle la présence des ions chlorure Cl- dans la solution. 1.b. Interprétation Au contact de l’eau, tout le chlorure d’hydrogène gazeux HCl se dissout rapidement ce qui provoque une dépression dans le ballon car la quantité de matière gaz a diminué. Cette baisse de la pression provoque la montée rapide de l’eau dans le ballon. 85 C h a p i t r e 5 : Les acides et les bases de Bronsted Le changement de couleur de la solution du vert au jaune est dû à la présence d’ions hydrogène résultant de la dissociation ionique du chlorure d’hydrogène. De même la présence des ions chlorure dans l’eau est due à l’ionisation des molécules de chlorure d’hydrogène sous l’action des molécules de solvant par rupture de la liaison covalente polarisée H-Cl. Il se forme alors des ions hydrogène H+ en quantité égale à celle des ions chlorure Cl- pour que la solution soit électriquement neutre. L’équation chimique de la réaction d’ionisation du chlorure d’hydrogène dans l’eau est : HCl (g) H+ + Cl-. Les ions H+et Cl- formés sont entourés par des molécules d’eau en nombre variable : ils sont hydratés ou solvatés. L’ion hydrogène solvaté peut être symbolisé par H3O+ appelé également ion hydronium ; l’équation chimique de la réaction d’ionisation de HCl dans l’eau peut s’écrire alors sous la forme: HCl (g) + H2O H3O+ + Cl(1). + Au cours de cette réaction un ion hydrogène H provenant du chlorure d’hydrogène HCl s’est fixé sur le doublet libre de l’oxygène de la molécule d’eau par une liaison covalente pour former l’ion hydronium H3O+ (schéma 1) : il s’agit d’un transfert d’ion hydrogène du chlorure d’hydrogène HCl vers l’eau H2O. Le chlorure d’hydrogène HCl a joué le rôle de donneur d’ion hydrogène et l’eau a joué le rôle d’accepteur d’ion hydrogène. La réaction (1) est appelée réaction acide base. Schéma 1. Représentation schématique de l’ion H3O+. 1.c . Conclusion a) La solution obtenue par dissolution du chlorure d’hydrogène HCl gaz dans l’eau est appelée solution d’acide chlorhydrique. b) Le Bleu de Bromothymol (BBT) est un indicateur coloré qui permet de caractériser les solutions acides ou basiques. B. Réaction du chlorure d’hydrogène avec l’ammoniac 1. Expérience et observation Rapprocher sous une hotte les deux ouvertures de deux flacons contenant respectivement une solution concentrée d’acide chlorhydrique et une solution concentrée d’ammoniac; une fumée blanche (ensemble de particules solides en suspension dans un gaz) assez épaisse de chlorure d’ammonium NH4Cl solide se forme aussitôt (fig.2). 86 5 Figure.2 Réaction du chlorure d’hydrogène HCl avec l’ammoniac NH3. Le chlorure d’ammonium NH4Cl solide est soluble dans l’eau. Soit (S) la solution obtenue. Le test au nitrate d’argent AgNO3 réalisé sur une faible portion de (S) révèle la présence des ions chlorure Cl- dans cette solution. L’ion ammonium NH4+ peut être mis en évidence en traitant sous la hotte une autre portion de la solution (S) par une solution d’hydroxyde de sodium NaOH à chaud. On obtient de l’ammoniac gaz NH3 qui a une odeur caractéristique et qui irrite les yeux. 2. Interprétation Le chlorure d’hydrogène réagit avec l’ammoniac pour donner du chlorure d’ammonium NH4Cl. L’équation chimique de la réaction est : NH3 (g) + HCl (g) NH4Cl (sd). Le chlorure d’ammonium se dissout dans l’eau en subissant une dissociation ionique selon la réaction : NH4Cl (sd) NH4+ + Cl-. L’équation chimique de la réaction du chlorure d’hydrogène avec l’ammoniac peut être alors écrite sous la forme : NH3 (g) + HCl (g) (NH4+ + Cl-)(sd) (2). 3. Conclusion Au cours de cette réaction un ion hydrogène H+ provenant du chlorure d’hydrogène HCl s’est fixé sur le doublet libre de l’azote de la molécule d’ammoniac NH3 par une liaison covalente pour former l’ion ammonium NH4+ (schéma 2) : il s’agit là aussi d’un transfert d’ion hydrogène du chlorure d’hydrogène HCl vers l’ammoniac NH3. Le chlorure d’hydrogène HCl a joué le rôle de donneur d’ion hydrogène et l’ammoniac NH3 a joué le rôle d’accepteur d’ion hydrogène. La réaction (2) est aussi une réaction acide base. NH3 + H+ NH4+. Schéma 2. Représentation schématique de l’ion ammonium NH4+. 87 C h a p i t r e 5 : Les acides et les bases de Bronsted C. Définition des acides et des bases selon Bronsted Dans les deux exemples traités précédemment nous avons noté l’existence d’un transfert d’ion hydrogène d’une entité chimique à une autre. Ces entités peuvent être neutres ou chargées (ions). A la suite de l’étude de nombreux autres exemples, J. Bronsted a été amené en 1923 à définir les acides et les bases de la façon suivante. - Un acide est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable de libérer un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. - Une base est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable de capter un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. - Une réaction acide base est une réaction de transfert d’ion hydrogène d’un acide à une base. Fenêtre : Johannes Bronsted (1879-1947) est un Chimiste Danois. Il a établi en 1923, en même temps que Lowry, la théorie sur les réactions acide base qui sont considérées comme des réactions de transfert d’ion hydrogène . Johannes Bronsted Fenêtre : Thomas Martin Lowry est un chimiste anglais. Il a établi en 1923, en même temps que Bronsted, la théorie sur les réactions acide base qui sont considérées comme des réactions de transfert d’ion hydrogène . Thomas Martin Lowry APPLICATION Enoncé Parmi les réactions chimiques suivantes indiquer celles qui font intervenir des acides et des bases de Bronsted. Préciser, le cas échéant, l’acide et la base de Bronsted. 1. CH3CO2H + H2O CH3CO2- + H3O+ ; 2. 3 H2 + N2 2 NH3 ; 3. HF(g) + NH3(g) NH4+ + F- ; 4. C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(g); 5. O2(g) + 4 HCl(g) 2 H2O(g) + 2 Cl2(g); 6. NH4+ + OH- NH3(g) + H2O; 7. CH3CO2- + H2O CH3CO2H + OH-. 88 5 Solution Les réactions chimiques (1), (3), (6) et (7) sont des réactions acide base, elles font intervenir des acides et des bases de Bronsted. En effet : - Au cours de la réaction chimique (1) CH3CO2H cède un ion hydrogène à l’eau et se transforme en ion CH3CO 2 : CH3CO2H est un acide de Bronsted et H2O est une base de Bronsted. - Au cours de la réaction chimique (3) l’ammoniac NH3 capte l’ion hydrogène + cédé par HF et se transforme en ion ammonium NH 4 : NH3 est une base de Bronsted et HF est un acide de Bronsted. + - Au cours de la réaction chimique (6) l’ion ammonium NH 4 donne un ion + hydrogène à l’ion hydroxyde OH- et se transforme en ammoniac NH3 : NH4 est un acide de Bronsted et OH- est une base de Bronsted. - Au cours de la réaction chimique (7) l’eau donne un ion hydrogène à l’ion éthanoate CH3CO 2 et se transforme en ion hydroxyde OH-: H2O est un acide de Bronsted et CH3CO 2 est une base de Bronsted. II. EXEMPLES D’ACIDES USUELS 1. L’acide chlorhydrique Les solutions aqueuses d’acide chlorhydrique sont obtenues par dissolution du chlorure d’hydrogène HCl gazeux dans l’eau. L’équation chimique de la réaction d’ionisation de HCl dans l’eau peut s’écrire sous la forme: HCl (g) + H2O H3O+ + Cl-. Dans cette réaction HCl joue le rôle de donneur d’ion hydrogène: c’est un acide de Bronsted. L’eau joue le rôle d’accepteur d’ion hydrogène: c’est une base de Bronsted. Toutes les molécules de HCl sont ionisées dans l’eau. Le chlorure d’hydrogène HCl est un électrolyte fort. La solution d’acide chlorhydrique contient les ions chlorure Clet les ions hydrogène H3O+. HCl Un flacon d’acide chlorhydrique commercial. Solution diluée d’acide chlorhydrique. 89 C h a p i t r e 5 : Les acides et les bases de Bronsted 2. L’acide nitrique Les solutions aqueuses d’acide nitrique sont obtenues par réaction de l’acide nitrique HNO3 avec l’eau. Au cours de cette réaction il se produit un transfert d’ion hydrogène de l’acide nitrique HNO3 vers l’eau H2O. L’équation chimique de la réaction d’ionisation de HNO3 dans l’eau est : HNO3 + H2O H3O+ + NO3-. Dans cette réaction HNO3 joue le rôle de donneur d’ion hydrogène : c’est un acide de Bronsted. L’eau joue le rôle d’accepteur d’ion hydrogène : c’est une base de Bronsted. Toutes les molécules de HNO3 sont ionisées dans l’eau. L’acide nitrique HNO3 est un électrolyte fort. La solution d’acide nitrique contient les ions nitrate NO3- et les ions hydronium H3O+. HCl 0,1M Un flacon d’acide nitrique commercial. Solution diluée d’acide nitrique. 3. L’acide sulfurique Les solutions aqueuses d’acide sulfurique sont obtenues par réaction de l’acide sulfurique H2SO4 avec l’eau. Au cours de cette réaction il se produit un transfert d’ion hydrogène de l’acide sulfurique H2SO4 vers l’eau H2O. L’équation chimique de la réaction d’ionisation de H2SO4 dans l’eau est: H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO42-. Dans cette réaction H2SO4 joue le rôle de donneur d’ion hydrogène : c’est un acide de Bronsted. L’eau joue le rôle d’accepteur d’ion hydrogène: c’est une base de Bronsted. Toutes les molécules de H2SO4 sont ionisées dans l’eau. L’acide sulfurique H2SO4 est un électrolyte fort. La solution d’acide sulfurique contient les ions sulfate SO42- et les ions hydronium H3O+. Un flacon d’acide sulfurique Commercial. Solution diluée d’acide sulfurique. 90 Les accumulateurs au plomb contiennent comme électrolyte une solution diluée d’acide sulfurique. 5 4. L’acide éthanoïque Les solutions aqueuses d’acide éthanoïque (couramment appelé acide acétique) sont obtenues par réaction de l’acide éthanoïque CH3CO2H avec l’eau. L’équation chimique de la réaction d’ionisation de CH3CO2H dans l’eau est: CH3CO2H + H2O H3O+ + CH3CO2-. Au cours de cette réaction il se produit un transfert d’ion hydrogène de l’acide éthanoïque CH3CO2H vers l’eau H2O: le compose´ CH3CO2H est un acide de Bronsted et l’eau est une base de Bronsted. La réaction d’ionisation n’est pas totale car la solution d’acide éthanoïque contient les ions éthanoate CH3CO2- et les ions hydronium H3O+ et des molécules d’acide éthanoïque CH3CO2H non dissociées. L’acide éthanoïque CH3CO2H est un électrolyte faible. Un flacon d’acide éthanoïque. Commercial. Le vinaigre contient de l’acide éthanoïque. Remarque On utilise souvent les appellations acide chlorhydrique, acide nitrique, acide sulfurique ou acide éthanoïque pour désigner les solutions aqueuses correspondantes. Pour l’acide nitrique, l’acide sulfurique et l’acide éthanoïque cette appellation est impropre car cela revient à confondre les solutés HNO3, H2SO4 et CH3CO2H avec leurs solutions correspondantes. III. EXEMPLES DE BASES USUELLES III.1 L’hydroxyde de sodium L’hydroxyde de sodium (appelée couramment soude) de formule NaOH est un solide blanc vendu sous forme de pastilles ou de paillettes. Il est déliquescent à l’air car il fixe l’humidité de l’air. Les solutions aqueuses d’hydroxyde de sodium sont obtenues par réaction de la soude NaOH avec l’eau. L’équation chimique simplifiée de la réaction d’ionisation de NaOH dans l’eau est: NaOH (sd) Na+ + OH-. Toutes les molécules de soude NaOH sont ionisées dans l’eau. La soude NaOH est un électrolyte fort. La solution d’hydroxyde de sodium contient les ions sodium Na+ et les ions hydroxyde OH-. 91 C h a p i t r e 5 : Les acides et les bases de Bronsted Un flacon contenant de la soude en pastille. Solution diluée d’hydroxyde de sodium. 2. L’ammoniac L’ammoniac de formule NH3 est un gaz très soluble dans l’eau. Les solutions aqueuses d’ammoniac sont obtenues par dissolution de l’ammoniac NH3 gazeux dans l’eau. La réaction de l’ammoniac avec l’eau conduit à la formation d’ions + ammonium NH4 et d’ions hydroxyde OH-. L’équation chimique de la réaction d’ionisation de NH3 dans l’eau peut s’écrire sous la forme: + NH3 (g) + H2O NH 4 + OH . Au cours de cette réaction, il se produit un transfert d’ion hydrogène de l´eau H2O vers l`ammoniac NH3: le composé NH3 est une base de Bronsted et l’eau est un acide de Bronsted. La réaction d’ionisation n’est pas totale car la solution aqueuse d’ammoniac contient + des ions ammonium NH4 et des ions hydronium H3O+ et des molécules d’ammoniac NH3 non dissociées. L’ammoniac NH3 est un électrolyte faible. Un flacon contenant de l’ammoniac commercial. Solution diluée d’ammoniac. 3. L’hydroxyde de potassium L’hydroxyde de potassium (appelée couramment potasse) de formule KOH est un solide blanc vendu sous forme de pastilles ou de paillettes. Il est déliquescent à l’air comme la soude. Les solutions aqueuses de potasse sont obtenues par réaction de la potasse KOH avec l’eau. L’équation chimique simplifiée de la réaction d’ionisation de la potasse KOH dans l’eau est : KOH (sd) K+ + OH-. Toutes les molécules de potasse KOH sont ionisées dans l’eau. La potasse KOH est un électrolyte fort. La solution d’hydroxyde de potassium contient les ions potassium K+ et les ions hydroxyde OH-. 92 5 Solution diluée de potasse. Un flacon contenant de la potasse en pastille. Remarque Il est impropre d’utiliser les appellations soude, ammoniac ou potasse pour désigner la solution aqueuse d’hydroxyde de sodium, d’ammoniac ou d’hydroxyde de potassium car cela revient à confondre les solutés NaOH, NH3 et KOH avec leurs solutions aqueuses correspondantes. APPLICATION SUR LE VECU A. LES DETERGENTS MENAGERS CONTENANT DE L’ACIDE CHLORHYDRIQUE Les produits ménagers contenant de l’acide chlorhydrique sont souvent utilisés pour le nettoyage des lavabos et des cuves en céramique. Ces produits sont à manipuler avec beaucoup de précaution en utilisant des lunettes de protection et une paire de gants. L’étiquette d’un flacon commercial indique que ce liquide ménager contient 4,2% d’acide chlorhydrique soit 4,2 g de chlorure d’hydrogène dissous dans 100 g de solution. 1. Déterminer la concentration molaire C de cette solution commerciale sachant que sa densité est égale à 1,13. 2. Calculer le volume à prélever de la solution commerciale pour préparer 1L d’une solution de nettoyage de concentration égale à 0,025 mol.L-1 en acide chlorhydrique. Donnée : MHCl = 36,5 g.mol-1. Détartrant ménager contenant de l’acide chlorhydrique. 93 C h a p i t r e 5 : Les acides et les bases de Bronsted B. LES DEBOUCHEURS MENAGERS CONTENANT DE L’HYDROXYDE DE SODIUM Pour déboucher les éviers et les canalisations on utilise des solutions commerciales assez concentrées de soude contenant en plus quelques adjuvants (produits odorants, colorants, etc…) en faible proportion. Ces solutions sont à manipuler avec précaution en portant des lunettes de protection et une paire de gants. L’étiquette d’un flacon commercial indique que ce liquide ménager contient 20% de soude soit 20 g de soude dissoute dans 100 g de solution. Calculer : 1. La quantité de soude contenue dans un litre de solution commerciale. 2. La concentration molaire C de cette solution commerciale sachant que sa masse volumique est égale à 1,2 g.mL-1. 3. Le volume qu’il faut prélever de la solution commerciale pour préparer 1 L d’une solution de déboucheur diluée de C concentration C’= 40 Donnée : MNaOH = 40 g.mol-1. Déboucheur de lavabo contenant de la soude PREMIER EXERCICE RESOLU Pour préparer le chlorure d’hydrogène, on fait réagir 3,6 litre de dihydrogène H2 gazeux avec un volume V de dichlore Cl2 gazeux. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit. 2. Déterminer le volume V de dichlore gazeux juste nécessaire pour faire réagir totalement le dihydrogène H2 gazeux ? 3. Calculer la quantité de chlorure d’hydrogène gazeux obtenu. 4. Le gaz obtenu est dissous dans 150 mL d’eau. a) Calculer la concentration molaire C de la solution aqueuse d’acide chlorhydrique. b) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui a lieu. Donnée : Le volume molaire gazeux est pris égal à 24 L.mol-1. 94 5 Méthode et conseils de résolution - Le nombre de mol d’atome de chaque élément doit être conservé dans une équation chimique correctement écrite. Solution 1. H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g). 2. D’après l’équation chimique précédente on a : n (H 2 ) 1 = = 1. Dans cette relation n désigne une n (Cl 2 ) 1 quantité de matière. D’où : n(Cl2) = n(H2). V( H2 ) - Poser la relation qui permet de calculer le Or : n(H ) = où V désigne le volume molaire 2 V nombre de mole d’un gaz quand on connaît son volume et le volume molaire des gaz. Soit : gazeux. 3,6 n(H2) = = 0,15 mol. 24 Le volume du dichlore est : V(Cl2) = n(Cl2).V = 0,15 x 24 = 3,6 L. - Exploiter l’équation chimique en cherchant les relations entre les quantités de matière de réactifs et de produits. 3. D’après l’équation chimique on a : 2 n (HCl) = = 2. D’où : 1 n(Cl 2 ) n(HCl) = 2. n(Cl2) = 2 x 0,15 = 0,3 mol. - Ecrire l’expression de définition de la concentration molaire. 0,3 n (HCl) = = 2 mol. L-1 V 0,15 b) HCl + H2O H3O+ + Cl-. 4. a) C = - Ne pas oublier les unités. DEUXIEME EXERCICE RESOLU L’acide sulfamilique de formule NH2SO3H est un solide, blanc soluble dans l’eau, utilisé comme produit ménager pour détartrer les cafetières électriques. Cet acide réagit avec le carbonate de calcium CaCO3 solide formant le tartre pour produire un dégagement de gaz carbonique CO2 et du sulfamate de calcium Ca(NH2SO3)2. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de l’acide sulfamilique dans l’eau. Préciser l’acide et la base de Bronsted. 2. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit entre l’acide sulfamilique et le carbonate de calcium CaCO3. 3. Donner l’équation chimique simplifiée. Préciser l’acide et la base de Bronsted. 95 C h a p i t r e 5 : Les acides et les bases de Bronsted Méthode et conseils de résolution Solution 1. NH2SO3H (sd) + H2O H3O+ + NH2SO3- . - Une équation chimique doit être électriquement neutre et doit conserver le nombre de mole Au cours de cette réaction NH SO H cède un ion 2 3 d’atome de chaque élément. hydrogène à l’eau et se transforme en ion NH2SO3-: NH2SO3H est un acide de Bronsted et H2O est une base de Bronsted. 2. 2 NH2SO3- + 2 H3O+ + CaCO3 Ca(NH2SO3)2 - Utiliser la définition d’un acide et d’une base de Bronsted. CO2 + 3H2O + 3. L’équation chimique simplifiée est : 2 H3O+ + CO32- CO2 + 3 H2O. Au cours de cette réaction H3O+ cède un ion d’hydrogène à l’ion carbonate CO32- et se transforme en eau : H3O+ est un acide de Bronsted et CO32- est une base de Bronsted. TROISIEME EXERCICE RESOLU On dissout 7,2 L d’ammoniac NH3 gazeux dans 500 mL d’eau. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’ionisation de l’ammoniac dans l’eau. Préciser l’acide et la base de Bronsted. 2. Calculer la concentration molaire de la solution. 96 5 Méthode et conseils de résolution - Utiliser la définition d’un acide et d’une base de Bronsted. Solution 1. NH3 (g) + H2O ➙ NH4+ + OH- . Au cours de cette réaction NH3 cède un ion hydrogène à l’eau et se transforme en ion ammonium NH4+: NH3 est une base de Bronsted et H2O est un acide de Bronsted. - Ecrire l’expression de définition de la concentration molaire. n ( NH 3 ) V V ( NH 3 ) Or : n(NH3) = où V désigne le volume V 2. C = molaire des gaz. Soit : - Ne pas oublier les unités. 7 ,2 = 0,3 mol. 24 0,3 D’où : C = = 0,6 mol.L-1. 0,5 n(NH3) = L’ESSENTIEL DU COURS ♦ Un acide est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable de libérer un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. ♦ Tous les acides sont des électrolytes. ♦ Une base est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable de capter un ion hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique. ♦ Toutes les bases sont des électrolytes. ♦ Une réaction acide base est une réaction de transfert d’ion hydrogène de l’acide vers la base. Adresses de sites Internet conseillés http://www.discip.crdp.ac-caen.fr/phch/lyceepro/solutions.htm http://www.bnlo.ca/%7Ejdeblois/acidesbases/contenu/acidebase.html http://fr.encarta.msn.com/encyclopidia_761562874/acides_et_bases.html 97 C h a p i t r e 5 : Les acides et les bases de Bronsted EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices. 1. L’acide de Bronsted est une entité capable de …………. un ……...….......... 2. La base de Bronsted est une entité capable de ………… un ……............…. 3. La solution aqueuse d’acide chlorhydrique contient des ions ……………….. et des ions ……….. 4. La solution aqueuse d’hydroxyde de sodium contient des ions ………........ et des ions ............................ B. Questions avec choix de réponses multiples B.I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. Dans une réaction acide base le transfert d’ion hydrogène a lieu entre : a) un acide et un autre acide; b) une base et une autre base; c) un acide et une base. 2. En réagissant avec le chlorure d’hydrogène, l’ammoniac NH3 : a) est une base de Bronsted; b) est un acide de Bronsted; c) n’est ni un acide ni une base de Bronsted. 3. Au cours de la dissociation ionique de la potasse dans l’eau : a) on forme des ions hydroxyde et des ions potassium; b) tous les ions formés sont hydratés; c) on forme des ions hydronium car la potasse est un acide de Bronsted. 4. L’acide nitrique : a) est un électrolyte faible; b) est un électrolyte fort; c) n’est pas un électrolyte. 5. La solution aqueuse d’ammoniac contient : a) des ions ammonium NH4+, des ions hydroxyde et de l’ammoniac; b) des ions ammonium NH4+ et des ions hydroxyde seulement; c) des ions ammonium NH4+ et de l’ammoniac seulement. B.II Répondre par vrai ou faux 1. Un acide est un composé qui s’ionise dans l’eau avec formation d’ions hydronium H3O+. 2. Les acides ne sont pas des électrolytes. 3. Une base est un corps composé qui s’ionise dans l’eau avec formation d’ions hydroxyde OH- et des cations. 4. Toutes les bases sont des électrolytes forts. 98 5 UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Pour tous les exercices le volume molaire gazeux sera pris égal à 24 L.mol-1 Exercice 1 Dans 500 mL d’eau distillée, on dissout 1,2 L de chlorure d’hydrogène HCl gazeux. 1. Calculer la concentration molaire de la solution. 2. Déterminer la quantité de matière d’ions hydronium H3O+ libérés dans 50 mL de cette solution. Exercice 2 On dissout 0,6 L de gaz ammoniac NH3 dans 250 mL d’eau distillée. 1. Ecrire l’équation de la réaction d’ionisation de l’ammoniac NH3 dans l’eau. 2. L’eau joue-t-elle ici le rôle d’acide ou de base de Bronsted? 3. Calculer la concentration molaire C de la solution. 4. L’ammoniac est un électrolyte faible, la concentration molaire des ions hydroxyde est-elle inférieure ou supérieure à C ? Exercice 3 L’acide nitrique HNO3 est un électrolyte fort. On fait dissoudre 0.001 mol d’acide nitrique HNO3 dans 100 mL d’eau. Soit (S1) la solution obtenue. 1. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation de l’acide nitrique HNO3 dans l’eau. 2. Calculer la concentration molaire C1 de la solution (S1). 3. On prélève 20 mL de la solution (S1) et on complète avec de l’eau distillée pour obtenir 200 mL d’une nouvelle solution (S2). Déterminer : a) la concentration molaire C2 de la solution (S2); b) la quantité de matière des ions H3O+ et des ions NO3- libèrès dans (S2). Exercice 4 La potasse KOH est un électrolyte fort. On dissout 2,24 g de potasse dans assez d’eau pour obtenir 50 mL de solution. 1. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation de la potasse dans l’eau. 2. Calculer la concentration molaire de la solution. 3. Déterminer le volume qu’il faut prélever de la solution précédente pour préparer 200 mL d’une nouvelle solution de concentration molaire égale à 0,2 mol.L-1. 99 C h a p i t r e 5 : Les acides et les bases de Bronsted UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 5 L’acide chlorhydrique HCl et l’acide nitrique HNO3 sont deux électrolytes forts. On mélange un volume V1 = 100 mL d’une solution d’acide nitrique 0,1 M avec un volume V2 = 50 mL d’une solution d’acide chlorhydrique 0,2 M ; on obtient une solution aqueuse acide (S). 1. Calculer les concentrations molaires de tous les ions apportés par HCl et par HNO3 dans la solution (S). 2. Vérifier que la solution (S) est électriquement neutre. 100 5 EXERCICE DOCUMENTAIRE Le savon A- Fabrication La fabrication du savon résulte d’une réaction chimique, dite réaction de saponification, entre la soude en solution aqueuse et les acides gras. En Tunisie les acides gras proviennent soit des huiles issues des grignons d’olivier (dont le degré d’acidité est très élevé (Doc 1.) ou des huiles végétales. La soude est fournie à l’état de cristaux par l’usine de cellulose de Kasserine. Industriellement la fabrication du savon comprend trois phases: 1. L’empattage Dans de grandes chaudières chauffées par de la vapeur d’eau surchauffée à 170°C, la matière grasse et la lessive de soude (il s’agit d’une solution aqueuse de soude de concentration molaire élevée) sont mélangées à raison de quatre volumes d’acide gras pour un volume de base. Le mélange est ensuite abondonné pendant 24 heures environ. 2. Le relargage Le relargage consiste à ajouter de l’eau salée pour dégager le savon insoluble dans l’eau salée. Cette opération dure également 24 heures environ. 3. La Cuisson La saponification est achevée en additionnant une solution concentrée de soude lors d’une dernière cuisson. L’eau salée contenant l’excès de soude est alors éliminée. Le savon est ensuite récupéré après l’avoir rendu lisse par lavage à l’eau. Séché, le savon est livré à la consommation. Doc1. Les olives sont très riches en acide oléique qui est un acide gras. 101 C h a p i t r e 5 : Les acides et les bases de Bronsted B- Les différents types de savon Les savons durs sont préparés en faisant réagir la soude sur des huiles et des graisses contenant un fort pourcentage d’acides saturés. Les savons mous ou semifluides (comme ceux utilisés pour la barbe) sont préparés en saponifiant l’huile de linette, l’huile de graine de coton et les huiles de poisson avec de la potasse. Le suif (matière grasse d’origine bovine et ovine) fournit un savon très dur et peu soluble pour obtenir un effet moussant satisfaisant; on le mélange d’ordinaire avec de l’huile de coprah. L’huile de coprah seule donne un savon dur et pratiquement insoluble. Il est très peu utilisé dans l’eau douce. 1. Décrire en deux lignes le procédé de fabrication artisanale du savon telle que nos ancêtres l’ont déjà pratiqué dans beaucoup de foyers tunisiens. 2. Citer quelques bases utilisées pour la fabrication des savons signalés dans le texte. 3. Où trouve-t-on les acides gras nécessaire à la fabrication des différents types de savon cités ? 4. Quelle est l’origine du suif ? 5. En Tunisie où fabrique-t-on la base nécessaire à la réaction de saponification ? 6. Rechercher par vos propres moyens la formule brute de l’acide oléique. 7. En admettant que la lessive de soude est une solution saturée de soude, déterminer la masse de soude à dissoudre pour préparer 1 L de lessive de soude à 25°C. Données : La solubilité de la soude est égale à 2 mol.L-1 environ à 25°C. Les masses molaires atomique en g. mol-1 sont : Na = 23 ; H = 1 et O = 16. 102 5 DOCUMENT LES PLUIES ACIDES Les pluies acides provoquent le dépérissement des arbres de certaines forêts (doc1), l’acidification des lacs et leur mort biologique ainsi que la corrosion des monuments en pierre et des constructions métalliques (doc 2). Document 1.Les feuilles du palmier sont attaquées par les pluies acides. Document 2. Montagne rocheuse du haut tell Tunisien. Quels sont les acides présents dans ces pluies et d’où proviennent-ils ? L’acidité des pluies résulte de la dissolution de quelques gaz provenant des rejets industriels tels que le dioxyde de carbone CO2, le dioxyde de soufre SO2 et les oxydes d’azote NOx. L’acide sulfurique H2SO4 Il résulte de la dissolution dans l’eau du trioxyde de soufre SO3 provenant de la combustion du charbon et des fiouls contenant du soufre S. Ainsi par oxydation avec l’oxygène de l’air, le soufre S donne le dioxyde de soufre gazeux qui se transforme à son tour en trioxyde de soufre gazeux: S(sd) + O2(g) SO2(g) et 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) . Au contact de l’eau on obtient : SO3(g) + H2O H2SO4 103 C h a p i t r e 5 : Les acides et les bases de Bronsted L’acide nitrique HNO3 Le diazote N2 peut réagir dans les moteurs des véhicules, à haute température, avec l’oxygène de l’air pour former le monoxyde d’azote NO, le dioxyde d’azote NO2 et d’autres oxydes d’azote. Le gaz NO2 se dissout dans l’eau de pluie pour donner l’acide nitrique HNO3. les équations chimiques à considérer sont : N2(g) + O2(g) 2 NO(g) ; 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) ; NO2(g) + H2O HNO3. L’acide chlorhydrique Il est le moins fréquent dans les pluies acides. Il résulte de l’incinération des matières plastiques et des bouteilles en chlorure de polyvinyle (appelé PVC couramment) dont la formule brute est C2nH3nCln. La réaction de combustion provoque un dégagement de chlorure d’hydrogène HCl gazeux selon la réaction : 2C2nH3nCln + (5n) O2(g) 4n CO2(g) + 2n HCl(g) + 2n H2O. Le chlorure d’hydrogène se dissout dans l’eau en formant l’acide chlorhydrique : HCl(g) + H2O H3O+ + Cl-. 104 Chapitre 6 L’IONISATION PROPRE DE L’EAU Objectifs L´élève sera capable de : - reconnaître une solution acide ou basique d’après la molarité des ions H3O+ ou des ions OH-. Prérequis - phénomène d’électrolyse. - conductibilité électrique; - solution acide ; - solution basique. Montage expérimental permettant la préparation de l’eau distillée. L’eau de robinet et les eaux minérales contiennent des ions et conduisent le courant électrique. Il s’agit de solutions électrolytiques. Qu’en est-il pour l’eau fraîchement distillée ? 105 C h a p i t r e 6 : L’ionisation propre de l’eau L’IONISATION PROPRE DE L’EAU L’eau pure conduit-elle le courant électrique ? I. CONDUCTIBILTE DE L’EAU PURE I.1. Expérience et observation Réaliser le montage décrit par la figure 1 et comportant un générateur G de tension continue, un électrolyseur contenant de l’eau fraîchement distillée, un milliampèremètre et un interrupteur K montés en série. Fermer le circuit électrique. Le milliampèremètre indique le passage d’un courant électrique d’intensité très faible. Figure 1. Expérience sur la conductibilité de l’eau pure. I.2. Interprétation La très faible conductibilité de l’eau pure prouve que celle-ci contient des ions positifs et des ions négatifs en quantité très faibles. Il s’agit des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH-. Ces ions sont formés au cours de la réaction d’ionisation de l’eau. En effet au cours des interactions moléculaires une molécule d’eau H2O cède un ion hydrogène H+ à une autre molécule, on obtient alors les ions H3O+ et OH-. L’équation chimique de la réaction d’ionisation est la suivante : H3O+ + OH(1). H2O + H2O Au cours de cette réaction il s’est produit un transfert d’ion hydrogène d’une molécule d’eau à une autre molécule d’eau comme s’est illustré sur le schéma suivant: Représentation schématique du transfert d’ion hydrogène entre deux molécules d’eau. I.3. Conclusion Au cours de la réaction d’ionisation, certaines molécules d’eau jouent le rôle d’acide et d’autres jouent le rôle de base de Bronsted. L’eau est un amphotère acide base. C’est un ampholyte. 106 6 II. L’IONISATION DE L’EAU ABOUTIT A UN ETAT D’EQUILIBRE II.1. L’état d’équilibre Comme l’eau pure conduit très faiblement le courant électrique, la réaction (1) d’ionisation de l’eau H2O + H2O H3O+ + OH- est très limitée par la réaction (2) dont l’étude sera détaillée dans le chapitre relatif à l’étude de la réaction d’un acide fort sur une base forte: H3O+ + OH- H2O + H2O (2). Comme les réactifs de la réaction (1) sont les produits de la réaction (2) on dit que ces deux réactions sont inverses l’une de l’autre. On convient de les représenter par une seule équation chimique écrite avec une double flèche : la flèche orientée de gauche à droite correspond à la réaction directe et la flèche orientée de droite à gauche correspond à la réaction inverse. H2O + H2O H3O+ + OH-. En partant de l`eau pure, à l’échelle macroscopique, il arrive un moment où les concentrations molaires des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OHdeviennent constantes. Aucune transformation ne se produit. On dit qu’on a atteint un état d’équilibre ou simplement un équilibre. A 25°C les mesures expérimentales des concentrations molaires des ions H3O+ et des ions OH- permettent de montrer que le produit de ces molarités est constant et égal à : [H3O+][OH-] = 10-14. Comme l’ionisation de l’eau donne autant d’ions hydronium H3O+ que d’ions hydroxyde OH- on a alors dans l’eau pure : [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1 à 25°C. Remarque A l’état d’équilibre, les deux réactions directe (1) et inverse (2) continuent à se produire à l’échelle microscopique avec la même rapidité. L’équilibre obtenu est appelé équilibre dynamique. II.2. Conclusion L’eau pure conduit très faiblement le courant électrique. Elle renferme à la fois des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH- en concentration très faible et des molécules d’eau en concentration très grande. 107 C h a p i t r e 6 : L’ionisation propre de l’eau III. IONISATION DE L’EAU DANS LES SOLUTIONS AQUEUSES ELCTROLYTIQUES Une solution aqueuse de nitrate de potassium KNO3 par exemple, contient les ions potassium K+ et des ions nitrate NO3- issus de la dissociation ionique de KNO3 ainsi que les ions hydronium H3O+ et les ions hydroxyde OH- issus de l’ionisation propre de l’eau. Les équations chimiques à prendre en considération sont : KNO3 K+ + NO3et H2O + H2O H3O+ + OH-. Toutes les solutions aqueuses d’électrolytes renferment en plus des ions apportés par la dissociation ionique de l’électrolyte, les ions hydroxyde OH- et les ions hydronium H3O+ provenant de l’ionisation propre de l’eau. Pour toutes ces solutions aqueuses, l’ionisation propre de l’eau et son inverse aboutissent toujours à un équilibre dynamique où le produit des molarités de H3O+ et de OH- est constant et égal à : [H3O+][OH-] = 10-14 à 25°C. Toutefois les molarités de H3O+ et de OH- peuvent être différentes de 10-7 mol.L-1 selon la nature de la solution mais leur produit est constant puisqu’il est égal à 10-14 à 25°C. III.1. Cas des solutions aqueuses d’acide La dissolution d’un acide dans l’eau pure donne des ions hydronium H3O+. En conséquence la molarité des ions hydronium H3O+ augmente et devient supérieure à celle de ions hydronium H3O+ dans l’eau pure : [H3O+]sln > [H3O+] eau pure Comme le produit des molarités de H3O+ et de OH- est constant alors la molarité des ions hydroxyde OH- diminue et devient inférieure à celle des ions hydroxyde OHdans l’eau pure : [OH-]sln < [OH-] eau pure En conséquence dans les solutions aqueuses d’acide on a toujours : [H3O+] > [OH-]. 108 6 III.2. Cas des solutions aqueuses de base La dissolution d’une base dans l’eau pure donne des ions hydroxyde OH-. En conséquence la molarité des ions hydroxyde OH- augmente et devient supérieure à celle des ions hydroxyde OH- dans l’eau pure : [OH-]sln > [OH-]eau pure Comme le produit des molarités de H3O+ et de OH- est constant alors la molarité des ions hydronium H3O+ diminue et devient inférieure à celle des ions hydronium H3O+ dans l’eau pure : [H3O+]sln < [H3O+]eau pure En conséquence dans les solutions aqueuses de base on a toujours : [OH-] > [H3O+] III.3. Cas des solutions aqueuses neutres Dans un milieu neutre il y a autant d’ions hydronium H3O+ que d’ions hydroxyde OHen conséquence on a: [H3O+] = [OH-]. III.4. Conclusion Les constatations précédentes peuvent être groupées dans le schéma suivant : 109 C h a p i t r e 6 : L’ionisation propre de l’eau EXERCICE RESOLU 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’ionisation propre de l’eau pure. 2. L’eau est-elle un acide et/ou une base de Bronsted? 3. Déterminer les concentrations molaires des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH- sachant qu’à 25°C on a : [H3O+][OH-] = 10-14. 4. L’eau pure est-elle à caractère acide ou basique ? 5. On considère à 25°C, une solution aqueuse de concentration molaire en ions hydronium H3O+ égale à 10-2 mol.L-1. a) Calculer la concentration molaire des ions hydroxyde OH- dans cette solution. b) Préciser si la solution à un caractère basique ou acide. Méthode et conseils de résolution - Dans une équation chimique on doit conserver les charges électriques et le nombre de mole d’atome de chaque élément. Solution 1. L’équation chimique de la réaction d’ionisation de l’eau s’écrit : H2O + H2O H3O+ + OH-. 2. Au cours de cette réaction une molécule d’eau cède un ion hydrogène à une autre molécule d’eau : l’eau joue le rôle à - Utiliser les définitions des acides et la fois d’acide et de base de Bronsted. C’est un amphotère. des bases de Bronsted. 3. L’eau étant électriquement neutre, elle contient autant de - Se rappeler que toute solution est charges positives que de charges négatives on a donc : électriquement neutre. [H3O+] = [OH-]. Or : [H3O+][OH-] = 10-14 on en déduit que: [H3O+]2 = 10-14 d’où : [H3O+] = [OH-] =10-7 mol.L-1. - Pour une solution neutre on a 4. La concentration molaire de H3O+ est égale à celle toujours [H3O+] = [OH-]. de OH-: l’eau n’est ni acide ni basique. L’eau est neutre. 5. - Pour une solution acide on a toujours [H3O+] > [OH-]. a) Comme [H3O+] =10-2 mol.L-1 on en déduit que : 10− 14 -12 mol.L-1. [OH-] = − 2 = 10 10 b) La molarité de H3O+ étant supérieure à 10-7 mol.L-1 : la solution a un caractère acide. 110 6 L’ESSENTIEL DU COURS a) L’eau pure conduit faiblement le courant électrique car elle contient les ions hydroxyde OH- et les ions hydronium H3O+ en très faible concentration. b) L’ionisation de l’eau pure conduit à un équilibre dynamique où le produit [H3O+] [OH-] est constant à température constante. c) L’eau est un composé amphotère car elle est à la fois un acide et une base de Bronsted. C’est un ampholyte. d) Dans toutes les solutions aqueuses ioniques, le produit [H3O+] [OH-] = 10-14 à 25°C. e) A 25°C : - si [H3O+] > [OH-] la solution est acide ; - si [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1 la solution est neutre ; - si [H3O+] < [OH-] la solution est basique. Adresses de sites Internet conseillés http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/chimisterie/chimie534 http://perso.wanado.fr/physique.chimie/ 1s_Chimie/1_s_chimie-6 http://www.web-sciences.com. 111 C h a p i t r e 6 : L’ionisation propre de l’eau EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices 1. L’eau pure conduit ………… le courant électrique. 2. L’eau pure contient des ions ……….et des ions …………….en plus des molécules……….. 3. Dans les solutions aqueuses, le produit [OH-].[H3O+] est ……………….à une température donnée. A 25°C il est égal à……. 4. Compléter l’équation chimique de la réaction d’ionisation de l’eau: H2O + ………. …….. + OH- B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. L’ionisation propre de l’eau est: a) toujours totale; b) toujours partielle; c) tantôt totale, tantôt partielle selon que le milieu est acide ou neutre. 2. Dans l’eau pure les entités présentes, en plus de l’eau, sont : a) les ions hydronium H3O+ seulement ; b) les ions hydroxyde OH- seulement ; c) les ions hydroxyde OH-et les ions hydronium H3O+. 3. L’eau est un amphotère car elle : a) joue le rôle d’accepteur d’ion hydrogène vis-à-vis d’un acide ; b) joue le rôle de donneur d’ion hydrogène vis-à-vis d’une base ; c) est un solvant ; d) elle joue le rôle d’accepteur d’ion hydrogène vis-à-vis d’un acide et de donneur d’ion hydrogène vis-à-vis d’une base. B. II Répondre par vrai ou faux 1. 2. 3. 4. Dans l’eau pure on a toujours [OH-] = [H3O+] = 10-7 mol.L-1. La solution est acide si [OH-] > [H3O+]. La solution est basique si [OH-] < [H3O+]. La solution est neutre si [OH-] = [H3O+]. 112 6 UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Pour tous les exercices on prendra : -1 24 L.mol pour le volume molaire des gaz et [H3O+][OH-] = 10-14 à 25°C. Exercice 1 Dans le tableau ci-dessous on donne à 25°C la concentration molaire des ions hydronium H3O+ ou des ions hydroxyde OH- pour quelques solutions d’usage courant. Solution [H3O+] en mol.L-1 [OH-] en mol.L-1 physiol Eau de javel vinaigre ……. ……. 10-7 10-5 ……. 10-11 1. Compléter ce tableau en calculant les concentrations molaires manquantes. 2. Les solutions proposées sont-elles acides, basiques ou neutres ? Exercice 2 L’acide bromhydrique HBr est un électrolyte fort. Soit une solution aqueuse d’acide bromhydrique HBr de concentration C égale à 10-2 mol.L-1. 1. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation ionique de HBr dans l’eau. 2. Une mesure expérimentale de la molarité des ions hydronium H3O+ donne : [H3O+] = 10-2 mol.L-1à 25°C. a) Préciser si la solution est à caractère acide ou à caractère basique. b) Calculer la molarité des ions hydroxyde OH- et des ions bromure Br- dans la solution. Exercice 3 Soit une solution aqueuse de potasse KOH contenant 1,68 g de soluté par litre de solution. 1. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation ionique de la potasse dans l’eau. 2. Calculer la concentration molaire de la potasse dans la solution. 3. Calculer la molarité : a) des ions hydroxyde OH-. b) des ions hydronium H3O+. c) des ions potassium K+. 4. Vérifier que la solution aqueuse de potasse est électriquement neutre. Donnée : les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont: 113 K = 39 ; H = 1 et O = 16. C h a p i t r e 6 : L’ionisation propre de l’eau Exercice 4 L’acide nitrique HNO3 est un électrolyte fort. 1. Ecrire l’équation de la réaction de dissociation ionique de cet acide dans l’eau. 2. Dans 100 mL d’eau distillée on dissout 2.10-4 mol d’acide nitrique et 10-4 mol de chlorure d’hydrogène HCl. Calculer la molarité de tous les ions présents dans la solution. UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 5 Le chlorure d’hydrogène HCl est un électrolyte fort. On prépare une solution (S) de chlorure d’hydrogène HCl en dissolvant 0,36 L de ce gaz dans assez d’eau pour obtenir 1,5 L de solution. 1. Ecrire l’équation de la réaction d’ionisation du chlorure d’hydrogène gazeux dans l’eau. 2. Calculer la concentration molaire C de la solution d’acide chlorhydrique. 3. En déduire les concentrations de tous les ions présents dans cette solution. 4. Montrer que la solution est électriquement neutre. Exercice 6 On considère deux solutions (S1) et (S2) préparées à 25°C. La concentration molaire des ions hydroxyde dans chacune de ces solutions est : [OH-]1 = 10-2 mol.L-1 pour la solution (S1) ; [OH-]2 = 10-12 mol.L-1 pour la solution S2. 1. Préciser le caractère acide ou basique de chaque solution. 2. Calculer la concentration molaire des ions hydronium H3O+ contenus dans (S1) et dans (S2). Exercice 7 On prépare 250 mL d’une solution aqueuse (S) d’ammoniac en faisant dissoudre 600 mL d’ammoniac NH3 gazeux dans 250 mL d’eau. La mesure de la molarité en ions hydronium H3O+ donne [H3O+] = 7,5.10-12 mol.L-1. 1. Préciser si l’ammoniac est un composé à caractère acide ou à caractère basique. 2. Ecrire l’équation de la réaction d’ionisation de l’ammoniac dans l’eau. 3. Calculer : a) la concentration molaire C de la solution (S). b) la molarité des ions hydroxyde OH- dans la solution (S). 4. Préciser si l’ammoniac est un électrolyte fort ou un électrolyte faible. 114 6 EXERCICE DOCUMENTAIRE Quelle est la destinée des ions hydronium H3O+ dans les urines La quantité d’acide sécrétée dans l’urine dépend des différentes réactions qui ont lieu au cours du métabolisme. Chez l’homme la concentration en ions hydronium H3O+ d’une urine normale est égale à 10-4,5 mol.L-1 environ soit : [H3O+] = 3,16 10-5 mol.L-1. S’il n’y avait pas dans l’urine des entités chimiques pouvant réagir avec les ions hydronium H3O+, cette valeur de la concentration serait atteinte rapidement et la sécrétion d’ions hydronium H3O+ s’arrêterait. Parmi les entités qui neutralisent les ions hydronium H3O+ on peut citer les ions hydrogénocarbonate HCO3-, les ions hydrogénophosphate HPO42- et l’ammoniac NH3. Les équations des réactions chimiques qui en découlent sont : a) H3O+ + HCO3- CO2(g) + 2 H2O b) H3O+ + HPO42- H2PO4- + H2O c) H3O+ + NH3 NH4+ + H2O. Questions 1- L’urine d’un homme normal est-elle acide ou basique? Justifier. 2- Calculer la concentration des ions hydroxyde dans ce cas. 115 Chapitre 7 Le pH DES SOLUTIONS AQUEUSES Objectifs L´élève sera capable de : - définir le pH d’une solution aqueuse ; - déterminer le pH d’une solution à l’aide d’un papier pH ou d’un pH mètre ; - calculer les molarités des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH- à partir de la valeur du pH d’une solution aqueuse ; - classer les substances courantes en acides et bases selon la valeur de leur pH. Prérequis - Solution acide, solution basique et solution neutre. - Produit ionique de l’eau à 25°C : [H3O+][ OH-] = 10-14. - Relation entre la valeur de la concentration molaire des ions H3O+ et la nature de la solution. Détergents de pH différents. Eau minérale dont le pH est égal à7.5. L’étiquette de plusieurs produits de consommation courante porte comme indication la valeur du pH des produits emballés. Quelle est la signification de cette grandeur ? Appareil de mesure du pH. 116 7 Le pH DES SOLUTIONS AQUEUSES I. INTRODUCTION L’eau citronnée est souvent qualifiée comme étant une solution acide ou une solution au goût “acide". A l’opposé l’eau de source non gazéifiée est qualifiée de solution “neutre“. Pour nous laver nous utilisons des solutions d’eau savonneuses qu’on qualifie souvent de “basique“. Toute solution a donc un caractère acide, neutre ou basique. Déterminer le caractère d’une solution par le goût n’est pas toujours précis et parfois dangereux en raison de la toxicité de la plupart des solutions. Pour cette raison on caractérisera l’acidité ou la basicité d’une solution par la valeur de son pH. II. DEFINITION DU pH La notion de pH qui est l’abréviation de l’expression “potentiel d’hydrogène“ a été introduite en 1909 par le chimiste Danois S.P.L Soërensen (1868-1939). Le pH est une grandeur exprimée par un nombre positif lié à la molarité des ions hydronium H3O+ d’une solution aqueuse. Il permet de caractériser l’acidité ou la basicité d’une solution aqueuse. Il est défini par la relation : [H3O+] = 10-pH. Cette relation n’est valable ni pour les solutions concentrées pour lesquelles la concentration molaire est supérieure à 10-2 mol.L-1 ni pour les solutions diluées où la concentration molaire est inférieure à 10-6 mol.L-1. Fenêtre : C’est le chimiste danois S.P.L Soërensen (1868-1939) qui a introduit en 1909 le concept de pH, facilitant ainsi l’étude des propriétés acidobasiques des solutions. Exemples a) Si [H3O+] = 10-4 mol.L-1 le pH est : pH = 4. b) Si [H3O+] = 10-7 mol.L-1 le pH est : pH = 7. c) Si [H3O+] = 10-10 mol.L-1 le pH est : pH = 10. Remarque D’après ces exemples on constate que le pH et la molarité des ions hydronium H3O+ varient en sens inverse : plus le pH est grand et plus la molarité des ions hydronium H3O+ est faible et réciproquement. Nota Dans la suite, et sauf indication contraire, la température sera prise égale à 25°C. 117 C h a p i t r e 7 : Le pH des solutions aqueuses APPLICATIONS Exercice I Reproduire et compléter le tableau suivant : Solution Eau pure Acide nitrique 10-2 M Potasse 10-2 M [H3O+] (en mol.L-1) [OH-] (en mol.L-1) pH Solution - L’eau pure contient des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH-, le principe d’électroneutralité nous permet d’écrire: [H3O+] = [OH-] . Or [H3O+][OH-] = 10-14 d’où : [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1. Comme [H3O+] = 10-pH alors : 10-7 = 10-pH d’où : pH = 7. - L’équation de la réaction de dissociation ionique de l’acide nitrique dans l’eau est : HNO3 + H2O H3O+ + NO3-. Comme l’acide nitrique est un électrolyte fort on a donc (abstraction faite des ions hydronium H3O+ apportés par l’ionisation propre de l’eau) : [H3O+] = C = 10-2 mol.L-1. A partir de la relation [H3O+][OH-] = 10-14 on calcule la molarité des ions hydroxyde OH- : − 14 10 -12 mol.L-1. [OH-] = − 2 = 10 10 Pour le calcul du pH on écrit : [H3O+] = 10-pH soit 10-2 = 10-pH d’où : pH = 2. - L’équation de la réaction de dissociation ionique de la potasse dans l’eau est : KOH K+ + OH-. Comme la potasse est un électrolyte fort on a donc (abstraction faite des ions hydroxyde OH- apportés par l’ionisation propre de l’eau): [OH-] = C = 10-2 mol.L-1. A partir de la relation [H3O+][OH-] = 10-14 on calcule la molarité de H3O+ : 10− 14 -12 mol.L-1. [H3O+] = − 2 = 10 10 118 7 Pour le calcul du pH on écrit : [H3O+] = 10-pH soit 10-12 = 10-pH d’où : pH = 12. En regroupant tous les résultats dans un tableau on obtient : Solution Eau pure Acide nitrique 10-2 M Potasse 10-2 M [H3O+] (en mol.L-1) 10-7 10-2 10-12 [OH-] (en mol.L-1) 10-7 10-12 10-2 pH 7 2 12 Exercice II Enoncé L’étiquette d’une boisson gazeuse indique que le pH est égal à 3,5. En déduire la concentration molaire des ions hydronium H3O+ de la solution. Solution D’après la relation de définition du pH on a : [H3O+] = 10-pH = 10-3,5 = 3,16. 10-4 mol.L-1. III. MESURE DU pH DES SOLUTIONS AQUEUSES A. Utilisation du papier indicateur de pH A.1. Procédure de détermination expérimentale Le papier indicateur de pH ou papier pH (fig. 1) se présente sous la forme de rouleaux ou de languettes. Il permet d’avoir une idée sur la valeur du pH de la solution. La mesure du pH est peu précise, elle est déterminée à 0,5 ou à 1 unité prés. Figure 1. Papiers indicateurs de pH. 119 C h a p i t r e 7 : Le pH des solutions aqueuses Pour estimer le pH d’une solution inconnue utiliser la méthode à la touche en procédant de la manière suivante : - Placer un morceau de papier pH de quelques millimètres de longueur dans un verre de montre propre déposé directement sur la paillasse. - A l’aide d’une baguette de verre déposer sur le papier pH une goutte de la solution pour laquelle vous désirer déterminer le pH. Le papier pH prend une certaine teinte. - Comparer la teinte prise par le papier pH à la gamme de couleur témoin reproduite sur la palette fournie avec la boite de papier pH. A.2. Application En utilisant la méthode à la touche, noter le pH estimatif des solutions indiquées dans le tableau suivant. Préciser le caractère acide ou basique de chaque solution testée. Solution Vinaigre Jus d’orange ammoniac Eau de pluie Lait Eau de batterie pH Nature de la solution B. Utilisation du pH-mètre B.1. Procédure de détermination expérimentale Le pH-mètre est un instrument qui permet de réaliser des mesures précises du pH. Figure 2. Appareil digital de mesure du pH. Il est équipé d’une sonde (constituée de deux électrodes) reliée à un dispositif électronique permettant la mesure du pH soit par lecture de la valeur du pH sur une échelle graduée soit par affichage digital (fig. 2). 120 7 Avec les pH-mètres usuels la valeur du pH est déterminée à 0,1 ou à 0,01 près. Pour mesurer le pH d’une solution inconnue procéder de la manière suivante : - Etalonner d’abord le pH-mètre en introduisant la sonde dans une solution étalon de pH connue et régler la valeur du pH à celle de la solution étalon. - Retirer la sonde de la solution étalon et la rincer à l’eau distillée. - Introduire la sonde dans la solution de pH inconnue et relever la valeur du pH. - Veiller à ce que la partie sensible de la sonde plonge entièrement dans la solution sans toucher les parois de la verrerie utilisée. B. Application En utilisant le pH-mètre mesurer le pH des solutions indiquées dans le tableau suivant. Comparer les valeurs mesurées à celles obtenues par la méthode à la touche. Commenter. Solution Vinaigre Jus d’orange ammoniac Eau de pluie Lait Eau de batterie pH IV. L’ECHELLE DU pH A. Variation du pH avec l’acidité A.1. Expérience et observation Introduire dans un bécher 50 mL d’une solution d’acide chlorhydrique 10-2 M. A l’aide d’un pH-mètre mesurer le pH de cette solution. Ajouter ensuite à cette solution peu à peu de l’eau distillée et mesurer à chaque fois le pH (fig. 3). Noter que le pH augmente progressivement. Pour des solutions aqueuses très diluées il tend vers une valeur limite du pH égal à 7 à 25°C. 02.00 Figure 3. Détermination du pH d’une solution d’acide chlorhydrique 10-2 M. Introduire dans un second bécher 50 mL d’eau fraîchement distillée. A l’aide d’un pHmètre mesurer le pH de cette solution. Ajouter ensuite à cette solution peu à peu de l’acide chlorhydrique et mesurer à chaque fois le pH. Noter que le pH diminue progressivement. 121 C h a p i t r e 7 : Le pH des solutions aqueuses B.2. Interprétation Dans la première partie de l’expérience l’addition d’eau distillée augmente le volume de la solution et fait diminuer la molarité des ions hydronium H3O+ce qui entraîne une augmentation du pH. Une augmentation du pH correspond donc à une diminution de l’acidité de la solution suite à la diminution de la concentration molaire des ions hydronium. Dans la deuxième partie de l’expérience l’addition d’acide chlorhydrique fait augmenter la molarité des ions hydronium H3O+ dans la solution et diminuer le pH. Une diminution du pH correspond donc à une augmentation de l’acidité de la solution. B.3. Conclusion Le pH diminue lorsque l’acidité augmente et réciproquement. B. Variation du pH avec la basicité B.1. Expérience et observation Introduire dans un bécher 50 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium 10-2 M. A l’aide d’un pH-mètre mesurer le pH de cette solution. Ajouter ensuite à cette solution peu à peu de l’eau distillée et mesurer à chaque fois le pH (fig.4). Noter que le pH diminue progressivement. Pour des solutions aqueuses très diluées il tend vers une valeur limite du pH égal à 7 à 25°C. 12.0 Figure 4. Détermination du pH d’une solution d’hydroxyde de sodium 10-2 M. Introduire dans un second bécher 50 mL d’eau fraîchement distillée. A l’aide d’un pH-mètre mesurer le pH de cette solution. Ajouter ensuite à cette solution peu à peu la solution d’hydroxyde de sodium et mesurer à chaque fois le pH. Noter que le pH augmente progressivement. 122 7 B.2. Interprétation Dans la première partie de l’expérience l’addition d’eau distillée fait diminuer la molarité des ions hydroxyde OH- dans la solution. En conséquence la molarité des ions hydronium H3O+ augmente car le produit [H3O+][OH-] doit rester constant d’où une diminution du pH. Une diminution du pH correspond à une diminution de la basicité de la solution suite à l’augmentation de la concentration molaire des ions hydronium. Dans la deuxième partie de l’expérience l’addition de la solution d’hydroxyde de sodium fait augmenter la molarité des ions hydroxyde OH- et diminue celle des ions hydronium H3O+ il en résulte une augmentation du pH. Une augmentation du pH correspond à une augmentation de la basicité de la solution. B.3. Conclusion Le pH augmente lorsque la basicité augmente et réciproquement. C. L’échelle de pH Les conclusions précédentes peuvent nous permettre de proposer l’échelle de pH suivante valable à 25°C. Solutions aqueuses acides [H3O+] > [OH-] Solutions Solutions aqueuses basiques [OH-] > [H3O+] neutres pH < 7 7 Acidité croissante pH > 7 Basicité croissante [H3O+] augmente et [OH-] diminue [H3O+] diminue et [OH-] augmente [H3O+] va en augmentant de droite à gauche 123 C h a p i t r e 7 : Le pH des solutions aqueuses APPLICATION SUR LE VECU Enoncé Le tableau ci-dessous regroupe la valeur du pH de quelques solutions d’usage courant. Solution Jus de citron Eau de javel Coca-cola aspirine shampoing pH 2,6 8,7 3,1 4,5 5,5 1. Préciser si ces solutions ont un caractère acide, neutre ou basique. 2. A-t-on intérêt à boire constamment du jus de citron et du coca-cola ? 3. Pourquoi conseille-t-on aux personnes souffrantes d’un ulcère d’estomac de prendre de “l’aspirine pH 8“ plutôt que de l’aspirine ordinaire pour soulager les maux de tête ? . PREMIER EXERCICE RESOLU Soit une solution d’hydroxyde de sodium NaOH de pH égal à 9,2 à 25°C. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de NaOH dans l’eau. 2. Calculer les concentrations molaires des ions hydronium H3O+, des ions hydroxyde OH- et des ions sodium Na+. 3. Déterminer la molarité de la solution d’hydroxyde de sodium. Méthode et conseils de résolution - Le nombre de mole d’atome de chaque élément doit être conservé dans une équation chimique correctement écrite. - Poser la relation qui permet de définir le pH. Solution 1. NaOH Na+ + OH-. 2. D’après l’expression de définition du pH on a : [H3O+] = 10-pH d’où : [H3O+] = 10-9,2 = 6,31. 10-10 mol.L-1. D’autre part on a : - Le produit [H3O+][OH-] est égal à 10-14 à 25°C. [H3O+][OH-] = 10-14 on en déduit : − 14 10 [OH ] = = 1,58. 10-5 mol.L-1. 6,31 x10 −10 L’hydroxyde de sodium étant un électrolyte fort on a : - Exploiter la relation existant entre la concentration molaire C d’un électrolyte fort et les molarités des ions correspondant. [OH-] = [Na+] = 1,58. 10-5 mol.L-1. 3. L’hydroxyde de sodium est un électrolyte fort : C = 1,58. 10-5 mol.L-1. 124 7 DEUXIEME EXERCICE RESOLU En pédologie (science qui étudie les sols), le pH du sol détermine la culture la plus adaptée au type de sol analysé. Par exemple les fraisiers donnent un rendement satisfaisant sur des sols de pH compris ente 5,1 et 6,2. Les pêchers préfèrent des sols de pH compris entre 5,3 et 6,8 alors que pour la betterave à sucre le pH doit être compris entre 7 et 7,7. Pour connaître le pH du sol, il suffit de tremper un papier pH dans une solution obtenue en mélangeant un peu de terre avec deux ou trois fois son volume d’eau distillée . Si le sol est trop acide on répand de la chaux éteinte pour remonter le pH à une valeur convenable; si le sol est trop basique on répand du terreau acide pour faire descendre le pH à la valeur souhaitée. 1. Indiquer la nature acide, basique ou neutre, de chacun des sols favorables à la culture de la betterave, des pêchers et des fraisiers. 2. Retrouver le pH du sol qui peut être favorable à la fois aux cultures des fraisiers et des pêchers. 3. En se basant sur le dernier paragraphe, justifier comment le pH du sol est modifié par l’apport de chaux ou d’un terreau acide. Méthode et conseils de résolution Solution 1. Pour les fraisiers le pH du sol varie de 5,1 à 6,2, il est inférieur à 7 donc, le sol doit être acide. Pour les pêchers le pH du sol varie de 5,3 à 6,8, il est inférieur à 7, le sol est aussi acide. Pour les betteraves le pH du sol varie de 7 à 7,7, il est supérieur à 7, le sol est basique. 2. 125 C h a p i t r e 7 : Le pH des solutions aqueuses Méthode et conseils de résolution Solution En superposant les deux axes précédents on peut trouver le pH du sol adapté à la fois à la culture des pêchers et des fraisiers. Ce pH doit être compris entre 5,3 et 6,2 : 5,3 ≤ pH≤6,2 3. Si le sol est acide on répand de la chaux éteinte Ca(OH)2 pour remonter le pH à la valeur désirée. En effet en se dissociant la chaux éteinte libère des ions hydroxydes OH- selon : - Exploiter la réaction de dissociation ionique des bases. - Utiliser l’expression de définition du pH. Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH-. L’apport des ions hydroxyde OH- fait diminuer la concentration des ions hydronium H3O+ du sol par neutralisation : H3O+ + OH- 2 H2O. En conséquence le pH augmente car le pH est égal à : [H3O+] = 10-pH. Si le sol est basique on répand du terreau acide pour faire descendre le pH à la valeur souhaitée. En effet - Tenir compte de la variation du pH avec l’apport des ions hydronium H O+ fait diminuer la 3 la concentration molaire des ions concentration des ions hydroxyde OH- du sol par hydronium H3O+. neutralisation : H3O+ + OH- 2 H2O. En conséquence le pH diminue. L’ESSENTIEL DU COURS ♦ Le pH est une grandeur exprimée par un nombre positif lié à la molarité des ions hydronium H3O+ d’une solution aqueuse : [H3O+] = 10-pH. ♦ On mesure le pH d’une solution aqueuse à l’aide du papier pH ou d’un pH-mètre. ♦ A 25°C : - une solution acide a un pH inférieur à 7; - une solution neutre a un pH égal à 7; - une solution basique a un pH supérieur à 7. ♦ Le pH d’une solution acide augmente par dilution tout en restant inférieur à 7 à 25°C ; ♦ Le pH d’une solution basique diminue par dilution tout en restant supérieur à 7 à 25°C ; 126 EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis 7 A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices. 1. A 25°C une solution aqueuse de pH inférieur à 7 est une solution……............. . 2. A 25°C une solution aqueuse……………a un pH égal à 7. 3. A 25°C une solution aqueuse de pH supérieur à 7 est une solution…….............. 4. A partir de la mesure du pH d’une solution on peut déduire la………..des ions……. 5. Le papier pH change de…………..selon le pH de la solution. B. Questions avec choix de réponses multiples B.I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. Pour toute solution aqueuse on a : a) [H3O+] = 10-pH ; b) [OH-] = 10-pH ; c) [H O+][OH-] = 10-pH . 3 2. Le pH-mètre permet de déterminer directement : a) le pH de la solution ; b) la molarité des ions hydronium H3O+ ; c) la molarité des ions hydroxyde OH-. 3. Le pH d’une boisson gazeuse est égal à 2,6. Cette boisson est une solution : a) neutre ; b) basique ; c) acide. 4. La dilution d’une solution aqueuse fait augmenter son pH. Cette solution est : a) neutre ; b) basique ; c) acide. 5. Une solution de chlorure de sodium est neutre. Lorsqu’on la dilue son pH : a) diminue ; b) reste constant ; c) augmente. 127 C h a p i t r e 7 : Le pH des solutions aqueuses B.II Répondre par vrai ou faux 1. 2. 3. 4. 5. 6. A 25°C le pH d’une solution acide est inférieur à 7. A 25°C le pH d’une solution d’acide chlorhydrique 10-8 M est égal à 8. Plus le pH d’une solution est faible plus la solution est basique. Plus le pH d’une solution est grand plus la solution est acide. A 25°C une solution dont le pH est égal à 7,1 est basique. Une solution de pH égal à 9 est plus basique qu’une solution où la molarité des ions hydroxydes est égale 10-5 mol.L-1. 7. Une solution de pH égal à 4 est plus acide qu’une solution où la molarité des ions hydronium H3O+ est égale 10-5 mol.L-1. UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont : H = 1, O = 16, Na = 23, Cl = 35,5 et K = 39. Exercice 1 Compléter le tableau suivant à 25°C. [H3O+] [OH-] pH Nature de la solution 7.6 4.10-2 3.4 6.10-8 neutre 8.10-6 Exercice 2 A 25°C on mesure le pH de trois solution aqueuses (S1), (S2) et (S3). On trouve les valeurs suivantes : pH(S1) = 10.2 ; pH(S2) = 3.4 et pH(S3) = 6.8. 1. Déterminer les concentrations molaires des ions hydronium et des ions hydroxyde dans chacune de ces solutions. 2. Classer ces solutions par acidité croissante. Exercice 3 A 25°C on dispose de deux solutions aqueuses (S1) et (S2) d’acide chlorhydrique. Le pH de (S1) est égal à 1,7 et la molarité des ions hydronium dans (S2) est égale à 4.10-2 mol.L-1. Classer ces solutions par acidité croissante. Exercice 4 Calculer le pH d’une solution aqueuse contenant : 1. 1000 fois plus d’ions hydronium H3O+ que d’ions hydroxyde OH- ; 2. 1000 fois plus d’ions hydroxyde OH- que d’ions hydronium H3O+. 128 7 UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 5 L’hydroxyde de potassium ou potasse KOH est un électrolyte fort. On dispose d’une solution aqueuse (S1) de potasse de concentration molaire égale à 10-3 mol.L-1. 1. Calculer volume de (S1) qu’il faut prélever pour préparer 50 mL d’une solution aqueuse (S2) de potasse de pH égal à 10. 2. Déterminer la masse d’hydroxyde de potassium qu’on devrait dissoudre pour préparer 50 mL de la solution aqueuse (S2). Exercice 6 On mélange 50 mL d’une solution (S1) d`hydroxyde de potassium KOH de concentration égale à 1,68 g.L-1 avec 150 mL d’une solution (S2) d`hydroxyde de potassium de pH égal à 10,8. L`hydroxyde de potassium est un électrolyte fort. Déterminer : 1. La quantité d’ions hydroxyde OH- présents dans la solution finale. 2. Le pH du mélange. Exercice 7 On mélange 40 mL d’une solution (S1) d’acide nitrique de pH égal à 2,4 avec 60 mL d’une solution (S2) d’acide chlorhydrique de pH égal à 3,2 et 100 mL d’une solution de chlorure de sodium de concentration égale à 2,34 g.L-1. Tous les électrolytes sont forts. 1. Déterminer la quantité et la molarité de chacun des ions présents dans la solution finale. 2. Vérifier que les concentrations molaires trouvées sont accord avec le principe de neutralité électrique. 129 C h a p i t r e 7 : Le pH des solutions aqueuses DOCUMENT Le pH dans notre vie quotidienne Le terme de pH est très employé dans notre vie quotidienne. On le trouve sur les emballages de médicament (aspirine pH8 par exemple), sur les flacons de shampoing pour bébé (shampoing pH5,5), sur les étiquettes d’eau minérale (pH6,8), et dans plusieurs secteurs industriels et agricoles. pH et industrie agroalimentaire Dans l’industrie agroalimentaire le pH peut être considéré comme un indicateur de la fraîcheur et de la bonne conservation du lait frais. Un lait de bonne qualité doit avoir un pH compris entre 6,3 et 6,7. Une très faible quantité de lait “acide“ peut faire cailler une grande quantité de lait de très bonne qualité ce qui peut causer des pertes énormes sur le plan industriel. pH et agriculture Le pH d’un sol dépend de sa composition. Les sols siliceux ont un pH acide, les sols calcaires ont un pH basique. Les types de culture doivent être adaptés à la nature du sol et à son pH. Ainsi la betterave à sucre donne un rendement satisfaisant sur des sols de pH compris ente 7 et 7,7. Les pommes de terre préfèrent un sol dont le pH est compris ente 5,5 et 6. Le blé donne un meilleur rendement pour un pH compris ente 5,4 et 7. L’amendement du sol est donc indispensable pour adapter la valeur du pH au type de culture souhaitée. Pour cela l’agriculteur doit ajouter de la chaux pour remonter le pH d’un sol acide. A l’opposé l’épandage de nitrate d’ammonium (appelé “ammonitrate“ ou “ammonitre“ dans le langage courant), du fumier animal ou de l’humus végétal fait descendre le pH des sols basiques. 130 7 EXERCICES DOCUMENTAIRES exercice Le pH du sang humain est constant il a une valeur voisine de 7,4. Tout écart du pH de cette valeur peut être dramatique. Ce sont les mélanges tampon du plasma qui permettent au pH sanguin de rester constant. Au niveau de l’estomac le pH est trop acide. Cette forte acidité peut endommager les parois stomacales. Pour réduire l’acidité de l’estomac l’ingestion de médicament à propriété basique tels que l’antacid dont le principe actif est l’hydroxyde d’aluminium est recommandée. Questions : 1. Calcuer la concentration des ions hydrolyde et des ions hydronium dans 1L de sang 2. Le sang est-il acide on basique ? 3. Expliquer pourquoi l’antacide fait diminuer l’acidité de l’estomac. Fig : 2 Le nitrate d’ammonium est un engrais assurant un apport d’azote pour la plante et permettant le réajustement du pH du sol où il est répandu. Fig. 1 L’antacid est un médicament recommandé pour le traitement des gastralgies En se référant à la fig. 2, calculer la masse d’azote N2 contenue dans le sac. 131 Objectifs Chapitre 8 ACIDES FORTS ET ACIDES FAIBLES BASES FORTES ET BASES FAIBLES L´élève sera capable de : - distinguer un acide fort d’un acide faible d’après la valeur du pH de sa solution aqueuse; -distinguer une base forte d’une base faible d’après la valeur du pH de sa solution aqueuse. Prérequis - Solution acide, solution basique et solution neutre. - Produit ionique de l’eau : [H3O+][OH-] = 10-14 à 25°C. - Electrolytes forts et électrolytes faibles. - Mesure du pH. Flacons d’acide chlorhydrique Flacons d’acide éthanoïque Flacon contenant de la soude Flacon contenant une solution aqueuse de soude Flacon contenant de l’ammoniac commercial Flacon contenant une solution aqueuse d’ammoniac L’acide chlorhydrique et l’acide éthanoïque sont deux acides. L’ammoniac et l’hydroxyde de sodium sont deux bases. Qu’est-ce qui les différencie alors ? 132 ACIDES FORTS ET ACIDES FAIBLES BASES FORTES ET BASES FAIBLES 7 I. COMPARAISON DE LA FORCE DES ACIDES D’APRES LE pH DE LEURS SOLUTIONS I.1. Expérience et observation On dispose de deux solutions aqueuses (S1) et (S2) d’acide chlorhydrique HCl et d’acide éthanoïque CH3CO2H de même concentration molaire Ca = 10-2 mol.L-1. Dans deux béchers identiques verser 50 mL environ de chacune de ces solutions et mesurer le pH à l’aide d’un pH-mètre (fig. 1). Pour la solution (S1) le pH trouvé est égal à 2. Pour la solution (S2) le pH mesuré est égal à 3,4. 02.0 03,4 (a) (b) Figure 1. Mesure du pH : a) d’une solution d’acide chlorhydrique 10-2 M b) d’une solution d’acide éthanoïque 10-2 M I.2. Interprétation Pour la solution (S1), pH(S1) = 2 donc [H3O+](S1) = 10-2 mol.L-1. Le nombre de mole d’ions hydronium H3O+ formés par litre est égal au nombre de mole de HCl dissous dans un litre de solution. En conséquence [H3O+](S1) = Ca = 10-2 mol.L-1. Or l’ionisation d’une mole de HCl dans l’eau ne peut donner qu’une mole d’ions hydronium H3O+ ; donc toutes les molécules HCl introduites initialement en solution sont complètement dissociées selon l’équation: HCl + H2O H3O+ + Cl-. 133 C h a p i t r e 8 : Acides forts et acides faibles ; Bases fortes et bases faibles L’ionisation du chlorure d’hydrogène HCl dans l’eau est totale, on a donc [HCl] = 0 : le chlorure d’hydrogène est un acide fort. Pour la solution (S2), pH(S2) = 3,4 donc [H3O+](S2) = 10-3,4 = 4.10-4 mol.L-1. Le nombre de mole d’ions hydronium H3O+ formés par litre est nettement inférieur au nombre de mole de CH3CO2H dissous dans un litre de solution. En conséquence [H3O+](S2) < Ca = 10-2 mol.L-1. Or l’ionisation d’une mole de CH3CO2H dans l’eau ne peut faire apparaître en solution qu’une mole d’ions hydronium H3O+ ; on en déduit que seules quelques molécules d’acide sont ionisées. L’ionisation de l’acide éthanoïque dans l’eau n’est pas totale ; elle est partielle on a donc [CH3CO2H] ≠ 0 : l’acide éthanoïque est un acide faible. L’équation de la réaction de dissociation ionique est : CH3CO2H + H2O H3O+ + CH3CO2-. La solution finale d’acide éthanoïque contient donc en plus de l’eau, des ions hydronium H3O+, des ions hydroxyde OH-, des ions éthanoate CH3CO2- et de l’acide éthanoïque CH3CO2H. I.3. Généralisation Un acide fort AH est un acide qui s’ionise totalement dans l’eau. La concentration molaire des ions hydronium H3O+ dans une solution aqueuse d’un monoacide fort de concentration molaire C est telle que : [H3O+] = C. Le pH d’une solution aqueuse d’un monoacide fort est tel que : [H3O+] = 10-pH = C. L’équation de la réaction de dissociation ionique est : AH + H2O H3O+ + A-. Les monoacides forts sont les acides qui libèrent par ionisation dans l’eau une mole d’ions hydronium par mole d’acide. Exemples de monoacides forts : l’acide chlorhydrique HCl, l’acide nitrique HNO3, l’acide bromhydrique HBr, l’acide perchlorique HClO4, etc.… Un acide faible AH est un acide qui s’ionise partiellement dans l’eau. La molarité des ions hydronium H3O+ dans une solution aqueuse d’un monoacide faible de concentration molaire C est tel que : [H3O+] < C. Le pH d’une solution aqueuse d’un monoacide faible est tel que : [H3O+] = 10-pH < C. L’équation de la réaction de dissociation ionique est : AH + H2O H3O+ + A-. Exemples de monoacides faibles : l’acide éthanoïque CH3CO2H couramment appelé acide acétique, l’acide méthanoïque HCO2H couramment appelé acide formique, l’acide fluorhydrique HF, l’acide benzoïque C6H5CO2H, etc.… 134 8 Fenêtre : L’acide méthanoïque ou acide formique a été isolé pour la première fois au dix huitième siècle par distillation d’un jus de fourmis écrasés. Des fourmis rousses à la surface de leur nid APPLICATION Enoncé On dispose de deux solutions (S1) d’acide hypochloreux HClO et (S2) d’acide nitrique HNO3 de même concentration 0,01 mol.L-1. Pour la solution (S1) le pH trouvé est égal à 4,75. Pour la solution (S2) le pH mesuré est égal à 2. 1. Préciser s’il s’agit d’acides forts ou d‘acides faibles. 2. Ecrire les équations chimiques de dissociation ionique de ces deux acides. Solution 1. Pour l’acide hypochloreux HClO on a : [H3O+](S1) = 10-4,75 = 1,78. 10-5 mol.L1. Cette valeur est inférieure à 10-2 mol.L-1 : l’acide hypochloreux est un acide faible. Pour l’acide nitrique HNO3 on a: [H3O+](S2) = 10-2 mol.L-1. Cette valeur est égale à la concentration initiale de l`acide: l’acide nitrique HNO3 est un acide fort . 2. HNO3 + H2O ➙ H3O+ + NO3- et HClO + H2O H3O+ + ClO-. II. COMPARAISON DE LA FORCE DES BASES D’APRES LE pH DE LEURS SOLUTIONS II.1. Expérience et observation On dispose de deux solutions aqueuses (S’1) et (S’2) d’hydroxyde de sodium NaOH et d’ammoniac NH3 de même concentration molaire Cb = 10-2 mol.L-1. Dans deux béchers identiques verser 50 mL environ de chacune de ces solutions et mesurer le pH à l’aide d’un pH-mètre (fig. 2). Pour la solution (S’1) le pH trouvé est égal à 12. Pour la solution (S’2) le pH mesuré est égal à 10,6. 135 C h a p i t r e 8 : Acides forts et acides faibles ; Bases fortes et bases faibles 10,6 12,0 (a) (b) Figure 2. Mesure du pH : a) d’une solution d’hydroxyde de sodium 10-2 M b) d’une solution aqueuse d’ammoniac 10-2 M II.2. Interprétation Pour la solution (S’1), pH(S’1) = 12 donc [H3O+](S’1) = 10-12 mol.L-1 et [OH-](S’1) = 10-2 mol.L-1 car le produit [H3O+][OH-] est égale à 10-14. Le nombre de mole d’ions hydroxyde OH- formés par litre est égal au nombre de mole de NaOH dissous dans un litre de solution. En conséquence [OH-](S’1) = Cb = 10-2 mol.L-1. Or l’ionisation d’une mole de NaOH dans l’eau ne peut donner qu’une mole d’ions hydroxyde OH- ; donc toutes les molécules NaOH introduites initialement en solution sont complètement dissociées selon l’équation: NaOH Na+ + OH-. L’ionisation de l’hydroxyde de sodium NaOH dans l’eau est totale ; on a donc [NaOH] = 0: l’hydroxyde de sodium est une base forte. Pour la solution (S’2), pH(S’2) = 10,6 donc [H3O+](S’2) = 10-10,6 = 2,5.10-11 mol.L-1 et [OH-](S’2) = 10-3,4 = 4.10-4 mol.L-1. Le nombre de mole d’ions hydroxyde OH- formés par litre est nettement inférieur au nombre de mole d’ammoniac NH3 dissous dans un litre de solution. En conséquence [OH-](S’2) < Cb = 10-2 mol.L-1. Or l’ionisation d’une mole d’ammoniac dans l’eau ne peut faire apparaître en solution qu’une mole d’ions hydroxyde OH- ; on en déduit que seules quelques molécules d’ammoniac sont ionisées. L’ionisation de l’ammoniac NH3 dans l’eau n’est pas totale ; elle est partielle on a donc : [NH3] ≠ 0 : l’ammoniac est une base faible. L’équation de la réaction de dissociation ionique est : NH3 + H2O NH4+ + OH-. La solution finale de cette base contient en plus de l’eau, des ions hydronium H3O+, des ions hydroxyde OH-, des ions ammonium NH4+ et de l’ammoniac NH3. 136 8 II.3. Généralisation Une base forte B est une base qui s’ionise totalement dans l’eau. La molarité des ions hydroxyde OH- dans une solution aqueuse d’une monobase forte de concentration molaire C est égale à : [OH-] = C. Le pH d’une solution aqueuse d’une monobase forte est tel que : −14 10 [H3O+] = 10-pH = . C L’équation de la réaction de dissociation ionique est : B + H2O BH+ + OHLes monobases fortes sont les bases qui libèrent par ionisation dans l’eau une mole d’ions hydroxyde par mole de base. Exemples de monobases fortes : l’hydroxyde de potassium (ou potasse) KOH, l’hydroxyde de sodium NaOH (ou soude), etc.… Une base faible B est une base qui s’ionise partiellement dans l’eau. La molarité des ions hydroxyde OH- dans une solution aqueuse d’une monobase faible de concentration molaire C est tel que : [OH-] < C. L’équation de la réaction de dissociation ionique est : B + H2O BH+ + OH-. Exemples de monobases faibles : l’ammoniac NH3, la méthylamine CH3NH2, etc.….… APPLICATION Enoncé On dispose de deux solutions (S1) de potasse KOH et (S2) de méthylamine CH3NH2 de même concentration 10-3 mol.L-1. Pour la solution (S1) le pH trouvé est égal à 11. Pour la solution (S2) le pH mesuré est égal à 10,8. 1. Préciser s’il s’agit de bases fortes ou de bases faibles. 2. Ecrire les équations chimiques d’ionisation de ces deux bases. Solution 1. Pour la potasse KOH on a : [H3O+](S1) = 10-11 mol.L-1 et [OH-](S1) = 10-3 mol.L-1. Cette valeur est égale à la concentration molaire de la base: la potasse est une base forte. Pour la méthylamine CH3NH2 on a: [H3O+](S2) = 10-10,8 = 1,6. 10-11 mol.L-1 et [OH-](S2) = 6,25.10-4 mol.L-1. Cette valeur est inférieure à 10-3 mol.L-1 : la méthylamine est une base faible. 2. KOH K+ + OH- et CH3NH2 + H2O CH3NH3+ + OH- . 137 C h a p i t r e 8 : Acides forts et acides faibles ; Bases fortes et bases faibles APPLICATION SUR LE VECU DU RAISIN AU VINAIGRE Les principaux constituants du raisin sont les sucres qui peuvent constituer jusqu’au quart du poids du jus de raisin. Le glucose et le fructose (C6H12O6) sont les deux principaux sucres présents. La fermentation alcoolique transforme les sucres du vin en éthanol C2H5OH sous l’action de certaines levures telles que les saccharomyces cerevisiae. C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2. La teneur moyenne du vin en éthanol C2H5OH (qui est un alcool) est de 10% en volume environ alors que dans le vinaigre cette proportion est nulle. L’acide acétique n’est présent qu’à l’état de traces dans le vin, alors qu’il est le principal composé organique du vinaigre puisqu’on peut trouver entre 80 et 110 g d’acide acétique par litre de vinaigre. La teneur en acide acétique du vinaigre commercial est exprimée en degré acétique. Le degré acétique exprime la masse d’acide dans 100 mL de solution de vinaigre. Un vinaigre à 5% contient donc 5 g d’acide acétique dans 100 mL de solution. 1. Le moût de raisin contient-il de l’éthanol C2H5OH ? 2. Donner la formule de l’acide acétique. 3. A 25°C le pH d’une solution d’un vinaigre commercial est égal à 2,2. En déduire la molarité des ions hydronium H3O+ présents dans cette solution. 4. En admettant que le degré acétique de ce vinaigre commercial est de 2,4% ; calculer la concentration molaire C de cette solution. 5. Préciser le caractère fort ou faible de l’acide acétique. Donnée : la masse molaire de l’acide acétique est égale à 60 g.mol-1. 138 8 EXERCICE RESOLU La morphine est un composé basique qu’on peut symboliser par (B) pour simplifier. La masse molaire de la morphine est égale à 285,3 g.mol-1. On dissout 171,1 mg de (B) dans l’eau pour obtenir 100 mL de solution. La mesure du pH à 25°C de cette solution donne 10. 1. Calculer la concentration molaire de la solution de morphine. 2. Calculer les concentrations molaires des ions hydronium H3O+et des ions hydroxyde OH- présents dans la solution. 3. Préciser si la morphine est une base forte ou une base faible. 4. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’ionisation de la morphine dans l’eau. Méthode et conseils de résolution Solution 1. La concentration molaire C de la solution est : C= - Ecrire l’expression de définition de la concentration molaire. - Ne pas oublier les unités. - Ecrire correctement l’expression de définition du pH. - Utiliser la relation existant entre la molarité des ions H3O+et des ions OH-. n ; n est la quantité de morphine B dissoute V et V le volume de la solution. mB mB Or n = d’où C = MB MBV MB est la masse molaire de la morphine. C= 171,1.10 −3 285,3..100.10 − 3 = 6.10-3 mol.L-1. 2. D’après l’expression de définition du pH on a : [H3O+] = 10-pH = 10-10 mol.L-1. Comme [H3O+][OH-] = 10-14 à 25°C on en déduit que : [OH-] = 10 −14 10 −10 = 10-4 mol.L-1. 3. La concentration molaire des ions hydroxyde OH- Tenir compte de la définition d’une base faible. est inférieure à la concentration molaire C de la solution : la morphine est une base faible. 4. L’équation chimique de la dissociation ionique de la morphine est: B + H2O 139 BH+ + OH-. C h a p i t r e 8 : Acides forts et acides faibles ; Bases fortes et bases faibles L’ESSENTIEL DU COURS ♦ Un acide AH est fort si son ionisation dans l’eau est totale. ♦ L’équation de la réaction d’ionisation d’un acide fort AH dans l’eau est : AH + H2O H3O+ + A-. ♦ Pour un monoacide fort de concentration molaire C on a : [H3O+] = C. ♦ Un acide AH est faible si son ionisation dans l’eau est partielle. Cette ionisation aboutit à un système en équilibre dynamique où il y a coexistence des ions hydronium H3O+, des ions hydroxyde OH- et des molécules d’acide AH non dissociées. ♦ L’équation de la réaction d’ionisation d’un acide faible AH dans l’eau est : AH + H2O H3O+ + A-. ♦ Pour un monoacide faible de concentration molaire C on a : [H3O+] < C. ♦ Une base B est forte si elle s’ionise totalement dans l’eau. ♦ L’équation de la réaction d’ionisation d’une base forte B dans l’eau est : B + H2O BH+ + OH-. ♦ Pour une monobase forte de concentration molaire C on a : [OH-] = C. ♦ Une base B est faible si elle s’ionise partiellement dans l’eau. Cette ionisation aboutit à un système en équilibre dynamique où il y a coexistence des ions hydronium H3O+, des ions hydroxyde OH- et des molécules de base B non dissociées. ♦ L’équation de la réaction d’ionisation d’une base faible B dans l’eau est : B + H2O BH+ + OH-. ♦ Pour une monobase faible de concentration molaire C on a : [OH-] < C. 140 8 EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices 1. Un acide fort s’ionise……………..dans l’eau 2. L’ionisation d’un acide …………dans l’eau est partielle. 3. Une base ………….s’ionise totalement dans l’eau. B. Questions avec choix de réponses multiples B.I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. La potasse est une base forte : a) elle s’ionise partiellement dans l’eau ; b) la concentration molaire de OH- est égale à la concentration molaire C de la solution ; c) le pH de sa solution aqueuse est supérieur à 7 à 25°C. 2. L’acide nitrique est un acide fort : a) il s’ionise partiellement dans l’eau ; b) la concentration molaire de l’entité H3O+ est égale à la concentration molaire C de la solution ; c) le pH de sa solution aqueuse est inférieur à 7 à 25°C. 3. L’ammoniac NH3 est une base faible : a) l’équation chimique de sa réaction d’ionisation dans l’eau est : NH3+ H2O NH4+ + OH- ; b) la concentration molaire de l’entité OH- est inférieure à la concentration molaire C de la solution ; c) le pH de la solution est égal à 7. B.II Répondre par vrai ou faux 1. La méthylamine est une base faible car elle est dissociée partiellement dans l’eau. 2. Pour une solution de base faible le pH est inférieur à 7 et pour une solution de base forte le pH est supérieur à 7. 3. Une solution aqueuse d’acide faible AH ne contient que les ions hydronium H3O+ et les ions hydroxyde OH-. 4. Dans une solution aqueuse de base forte B on a :[B] ≠ 0. UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Exercice 1 L’acide méthanoïque HCO2H est un acide faible. 1. Ecrire l’équation chimique de sa réaction de dissociation ionique. 2. Préciser les entités chimiques présentes dans la solution. Exercice 2 L’éthylamine C2H5NH2 est une base faible. 1. Ecrire l’équation chimique de sa réaction de dissociation ionique. 2. Préciser les entités chimiques présentes dans la solution. 141 C h a p i t r e 8 : Acides forts et acides faibles ; Bases fortes et bases faibles Exercice 3 L’acide nitrique HNO3 est un acide fort. Soit une solution aqueuse d’acide nitrique HNO3 de pH égal à 2. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet acide. 2. Calculer la concentration molaire des ions hydroxyde. 3. En déduire la concentration molaire de la solution. 4. On introduit dans trois récipients 2 mL de cette solution et on ajoute de l’eau de façon à avoir trois solutions (S1), (S2) et (S3) de volumes respectifs : V1 = 20 mL, V2 = 200 mL et V3 = 2 L. a) Déterminer le pH des solutions (S1), (S2) et (S3). b) Préciser l’effet de la dilution sur le pH. Exercice 4 La potasse KOH est une base forte. Soit une solution aqueuse d’hydroxyde de potassium de pH égal à 10,6. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cette base. 2. Calculer la concentration molaire des ions hydroxyde. 3. En déduire la concentration molaire de la solution. 4. On introduit dans trois récipients 2 mL de cette solution et on ajoute de l’eau de façon à avoir trois solutions (S1), (S2) et (S3) de volumes respectifs : V1 = 20 mL, V2 = 200 mL et V3 = 2 L. a) Déterminer le pH des solutions (S1), (S2) et (S3) ? b) Préciser l’effet de la dilution sur le pH. UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 5 On prépare deux solutions (S1) et (S2) de même concentration molaire Ca = 0,01 mol.L-1 en dissolvant dans l’eau pure les monoacides A1H et A2H. La mesure de leur pH à 25°C donne respectivement : pHS1 = 2 et pHS2 = 3,4. 1. Calculer la concentration molaire des ions hydronium H3O+ dans chaque solution. 2. Préciser le caractère fort ou faible de A1H et de A2H. 3. L’acide fort est l’acide chlorhydrique. Il est obtenu en faisant barboter le chlorure d’hydrogène gazeux dans l’eau. a) Ecrire l’équation chimique de la réaction de dissociation ionique de cet acide. b) Calculer le volume de chlorure d’hydrogène gazeux nécessaire pour obtenir la solution d’acide chlorhydrique de concentration molaire Ca. Donnée : le volume molaire des gaz est pris égal à 24 L.mol-1 dans les conditions de l’expérience. Exercice 6 Les solutions (S1), (S2) et (S3) contiennent trois monobases B1, B2 et B3 à la même concentration molaire 10-2 M. La mesure de leurs pH donne: pH1 =12, pH2 = 11 et pH3 = 10,5. 1. Calculer la concentration molaire des ions hydronium H3O+ dans chaque solution. 2. En déduire la concentration molaire des ions hydroxyde dans chaque cas. 3. Justifier le caractère fort ou faible de chacune des monobases B1, B2 et B3. 142 Chapitre 9 Objectifs REACTION D’UN ACIDE FORT AVEC UNE BASE FORTE L´élève sera capable de : - utiliser un indicateur coloré ; - décrire l’équation de la réaction entre un acide fort et une base forte ; -réaliser le dosage d’un acide fort par une base forte et réciproquement. Prérequis - Solution acide, solution basique et solution neutre. - Réaction exothermique et réaction endothermique. - Produit ionique de l’eau à 25°C : [H3O+][OH-] = 10-14. - Mesure du pH d’un milieu aqueux. - Variation du pH avec l’acidité de la solution. Détartrant ménager contenant 5% en masse d’acide chlorhydrique environ. Déboucheur de lavabo contenant 20% en masse de soude environ. Les déboucheurs vendus dans le commerce contiennent 20% en masse environ de soude NaOH. Un détartrant commercial contient en moyenne 5% d’acide chlorhydrique. Dans un laboratoire d’analyse comment peut-on déterminer la concentration molaire exacte de ces solutions ? 143 C h a p i t r e 9 : Réaction d’un acide fort avec une base forte REACTION D’UN ACIDE FORT AVEC UNE BASE FORTE I. REACTION D’UN ACIDE FORT AVEC UNE BASE FORTE I.1. Expérience et observation On dispose de deux solutions aqueuses (S1) et (S2) d’acide chlorhydrique HCl et d’hydroxyde de sodium NaOH de même concentration molaire C = 10-2 mol.L-1. A l’aide d’un thermomètre déterminer la température initiale θin de chaque solution. Mélanger 200 mL de chacune des deux solutions précédentes dans un même bécher. Relever la température finale θF du mélange et mesurer le pH au moyen d’un pH- mètre (fig.1). Constater que la température a augmenté de quelques degrés (θF > θin) et que le pH est voisin de 7. Figure 1 : Détermination de la température et du pH d’un mélange d’acide chlorhydrique et de soude. Introduire quelques millilitres du mélange précédent dans un creuset en verre et chauffer la solution jusqu’à évaporation complète du liquide (fig.2). Constater l’apparition de cristaux solides de chlorure de sodium NaCl au fond et sur les parois du creuset en verre. Figure 2 : Mise en évidence du chlorure de sodium NaCl. 144 9 Remarque En dissolvant quelques cristaux de solide dans l’eau on pourrait mettre en évidence la présence des ions sodium Na+ par le test à la flamme et les ions chlorure Cl- par le test au nitrate d’argent AgNO3 (voir chapitre 4). I.2. Interprétation En mélangeant l’acide chlorhydrique et la soude il se produit une réaction chimique exothermique qui est à l’origine de l’augmentation de la température de la solution. Par ailleurs dans les solutions aqueuses (S1) et (S2) de départ on a : [H3O+](S1) = 10-2 mol.L-1 et [OH-](S2) = 10-2 mol.L-1. Le pH du mélange est voisin de 7 on en déduit que la molarité des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH- dans le mélange est de l’ordre de 10-7 mol.L-1 car le produit [H3O+][OH-] est égale à 10-14. Cette diminution de la molarité ne peut pas être due à une simple dilution car le volume a été seulement multiplié par deux si oui on aurait [H3O+] = 5.10-3 mol.L-1 et [OH-] = 5.10-3 mol.L-1ce qui n’est pas le cas. On doit donc admettre que les ions hydronium H3O+ ont réagi avec les ions hydroxyde OH-. L’équation chimique de la réaction qui s’est produite est : H3O+ + Cl- + Na+ + OH- 2 H2O + Na+ + Cl-. Comme les ions sodium Na+ et les ions chlorure Cl- ne participent pas réellement à la réaction (ce sont des ions spectateurs), on peut simplifier l’équation chimique précédente en écrivant simplement : H3O+ + OH- 2 H2O. Cette réaction acide base est souvent appelée réaction de neutralisation de l’acide par la base. II. ETUDE QUANTITATIVE A. Variation du pH au cours de la réaction acide base A.1. Expérience et observation Introduire dans un bécher un volume Va égal à 10 mL d’acide chlorhydrique 10-2 M mesuré à la pipette et deux à trois gouttes de bleu de bromothymol. La solution prend une teinte jaune. A l’aide d’une burette graduée, ajouter par fraction de un mL une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium NaOH 10-2 M. Mesurer à chaque fois le pH après avoir homogénéisé la solution par agitation et noter la couleur de la solution. Constater que (fig. 3) : 145 C h a p i t r e 9 : Réaction d’un acide fort avec une base forte Figure 3 : Dosage d’une base forte par un acide fort. a) Le pH initial est égal à 2 et la solution est jaune. b) La solution demeure jaune et que le pH augmente progressivement tout en restant inférieur à 7 tant que le volume Vb de base ajouté est inférieur à 9 mL environ. Pour un volume de base Vb égal à 10 mL le pH est égal à 7. c) Pour un volume de base ajouté compris entre 9 mL et 11 mL environ, une variation brusque du pH de 3,3 à 10,7 se produit et la couleur de la solution vire du jaune au bleu. d) Pour un volume de base ajouté supérieur à 11 mL, le pH varie légèrement et la couleur de la solution demeure bleue. A.2. Interprétation L’augmentation du pH par addition de la soude correspond à la diminution de la molarité des ions hydronium H3O+ qui réagissent avec les ions hydroxyde OHapportés par la soude selon la réaction acide base : H3O+ + OH- 2 H2O. Pour un volume de base ajouté égal à 10 mL le pH est égal à 7, la molarité des ions hydronium H3O+ est : [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1 : la solution est alors neutre. En conséquence les ions hydronium H3O+ provenant de la dissociation de l’acide chlorhydrique ont réagi complètement avec les ions hydroxyde OH- introduits par la base. Tout se passe comme si les ions hydronium H3O+ et les ions hydroxyde OHprésents en solution sont issus de la réaction d’ionisation de l’eau : H2O + H2O H3O+ + OH-. Pour un volume de base ajouté supérieur à 10 mL le pH devient supérieur à 7 car la soude est en excès par rapport à l’acide chlorhydrique. 146 9 B. L’équivalence acido basique 1. Définition du point d’équivalence Dans l’expérience précédente la valeur 7 du pH a été obtenue quand le volume de base Vb ajouté est égal à 10 mL. Les molarités des ions hydronium H3O+ et des ions hydroxyde OH- sont égales: [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1. Ces molarités sont les mêmes que celle dans l’eau pure. En conséquence les ions hydronium H3O+ provenant de l’ionisation de l’acide ont réagi totalement avec les ions hydroxyde OH- apportés par la base. On dit qu’on a atteint le point d’équivalence. L’équivalence acido basique est obtenue dans le cas où le nombre de mole d’ions hydronium H3O+ susceptible d`être fournis par la solution aqueuse d’acide est égal au nombre de mole d’ions hydroxyde OH- susceptible d`être fournis par la solution aqueuse de base. A l’équivalence on a : n(H3O+)acide = n(OH-)base. 2. Relation entre les concentrations molaires à l’équivalence Soit Va le volume de la solution d’acide de concentration molaire Ca et Vb.E le volume de la solution de base de concentration molaire Cb nécessaire pour obtenir l’équivalence acido basique. Au point d’équivalence on a : n(H3O+)acide = n(OH-)base. Le nombre de mole n(H3O+)acide d’ions hydronium H3O+ fournis par l’acide est : n(H3O+)acide = Ca .Va. (1) Le nombre de mole n(OH-)base d’ions hydroxyde OH- fournis par la base est : n(OH-)base = Cb.Vb.E. (2) En conséquence : Ca.Va = Cb.Vb.E. 147 C h a p i t r e 9 : Réaction d’un acide fort avec une base forte Remarque Les relations (1) et (2) ne sont valables que pour un monoacide fort et une monobase forte respectivement. C. Comment peut-on détecter le point d’équivalence ? 1. Expérience, observation et commentaire Mélanger 10 mL d’acide chlorhydrique 10-2 mol.L-1 avec deux à trois gouttes de bleu de bromothymol (BBT). Noter la couleur de la solution. Ajouter à la burette de l’hydroxyde de sodium NaOH 10-2 mol.L-1 progressivement et noter la couleur. Si le volume de base ajouté Vb < Vb.E, le BBT a la teinte jaune : la solution est encore acide car le nombre de mole d’ions hydroxyde OH- fournis par la base est inférieur au nombre de mole d’ions hydronium H3O+ fournis par l’acide. Si le volume de base ajouté Vb > Vb.E, le BBT a la teinte bleu : la solution est basique car tous les ions hydronium H3O+ de l’acide ont disparu et les ions hydroxyde OH- ont été introduits en excès. Le changement de couleur du BBT marque donc le passage par un milieu neutre. Au moment exact du virage du BBT on a l’équivalence acido basique. A ce moment précis la teinte du BBT est verte. Le bleu de bromothymol (BBT) est un indicateur coloré qui permet de repérer le point d’équivalence car sa couleur en milieu acide (pH < 7) est différente de sa couleur en milieu basique (pH > 7). 148 9 III. APPLICATION : DOSAGE D’UN ACIDE FORT PAR UNE BASE FORTE ET RECIPROQUEMENT III.1. Définition Le dosage d’une solution aqueuse d’acide par une solution de base de concentration molaire Cb connue consiste à déterminer la concentration molaire Ca de l’acide. Réciproquement le dosage d’une solution aqueuse de base par une solution d’acide de concentration molaire Ca connue consiste à déterminer la concentration molaire Cb de la base. III.2. Réalisation pratique du dosage Soit à doser (fig. 4) une solution d’acide chlorhydrique de concentration molaire Ca inconnue par une solution d’hydroxyde de sodium de concentration molaire Cb = 0,1mol.L-1. Pour cela : - Introduire dans un erlen méyer (ou un bécher) propre un volume Va (égal à 10 ou à 20 mL par exemple) d’acide chlorhydrique mesuré à la pipette. - Ajouter deux ou trois gouttes de bleu de bromothymol (BBT) et noter la couleur de la solution. - Rincer la burette avec un faible volume de la solution d’hydroxyde de sodium. - Remplir la burette jusqu’au trait zéro avec la solution d’hydroxyde de sodium de concentration molaire Cb connue. - Ajouter par petites fractions la solution d’hydroxyde de sodium tout en agitant et surveiller la couleur de la solution. - Arrêter l’addition de la soude au moment même où la couleur de la solution passe du jaune au bleu. Noter le volume V de base ajouté à l’équivalence. - Refaire l’expérience en ajoutant d`abord, en une seule fois un volume V`de soude légèrement inférieur à V et continuer l`ajout de la base goutte a`goutte jusqu`au virage du BBT. - Déterminer le volume moyen Vb.E de base ajouté à l’équivalence après deux ou trois essais. - Calculer la concentration molaire Ca de l’acide. 149 C h a p i t r e 9 : Réaction d’un acide fort avec une base forte Figure 4 : Réalisation pratique du dosage d’un acide fort par une base forte. Remarque Pour réaliser le dosage de la soude par l’acide chlorhydrique il faut introduire la solution de soude dans le bécher propre avec deux ou trois gouttes de bleu de bromothymol (BBT) et ajouter par petites fractions la solution d’acide chlorhydrique introduite dans la burette, jusqu’au virage de l’indicateur du bleu au jaune. Suivre les mêmes étapes que précédemment pour déterminer la concentration molaire Cb de la base. APPLICATION Enoncé On mélange 10 mL d’une solution d’acide chlorhydrique commerciale avec suffisamment d’eau pour obtenir 100 mL de solution diluée (S1). On dose 10 mL de cette solution (S1) par une solution d’hydroxyde de sodium de concentration molaire Cb = 0,15 mol.L-1. L’équivalence est obtenue pour Vb.E = 7,4 mL. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dosage. 2. Déterminer la concentration molaire Ca de la solution d’acide chlorhydrique diluée. 3. Déterminer la concentration molaire C’a de la solution d’acide chlorhydrique commerciale. 4. Déterminer la concentration massique de la solution d’acide commerciale. Exprimer ce résultat en pourcentage massique. Données : La masse molaire moléculaire de HCl est égale à 36,5 g.mol-1. La densité de la solution d’acide commerciale est égale à 1,18. 150 9 Solution 1. L’équation chimique de la réaction de dosage est : H3O+ + Cl- + OH- + Na+ Na+ + Cl- + 2 H2O. Comme les ions sodium Na+ et les ions chlorure Cl- ne réagissent pas on peut écrire : H3O+ + OH- 2 H2O. 2. A l’équivalence on a : n(H3O+)acide = n(OH-)base. Soit : Ca.Va = Cb.Vb.E. D’où : Ca = C b VbE Va = 0,15x 7, 4.10 <3 10.10 <3 Ca = 0,111 mol.L-1. 3. La solution d’acide chlorhydrique commerciale a été diluée 100 fois on a donc : C’a = 100. Ca = 100. 0,111 = 11,1 mol.L-1. 4. La concentration massique de la solution d’acide commerciale est : C = M(HCl). C’a où M(HCl) est la masse molaire moléculaire de HCl. C = 36,5. 11,1 = 405,15 g. L-1 . Le pourcentage massique est donc égal à : %(HCl)= 405,15x100 = 34 ,3%. 1180 La solution commerciale d’acide chlorhydrique contient donc 34,3 g de chlorure d’hydrogène dissous dans 100 g de solution. APPLICATION SUR LE VECU ETUDE D’UN DETERGENT MENAGER CONTENANT DE LA SOUDE Nous considérons une solution commerciale utilisée pour le débouchage des éviers. L’étiquette portée par le flacon indique que ce liquide contient 20% environ d’hydroxyde de sodium soit 20 g environ de soude pure par 100 g de solution. Pour déterminer le pourcentage massique exact de ce liquide nous le dosons par l’acide chlorhydrique. 151 C h a p i t r e 9 : Réaction d’un acide fort avec une base forte Déboucheur de lavabo contenant de la soude. On mélange 10 mL de la solution commerciale du déboucheur avec suffisamment d’eau pour obtenir 50 mL de solution diluée (S1). On dose 20 mL de cette solution (S1) par une solution d’acide chlorhydrique de concentration molaire Ca = 0,15 mol.L-1. L’équivalence est obtenue pour Va.E = 15,8 mL. 1.Ecrire l’équation chimique de la réaction de dosage. 2. Déterminer la concentration molaire Cb de la solution (S1) de déboucheur diluée. 3.En déduire la concentration molaire C’ b de la solution de déboucheur commerciale. 4. Déterminer la concentration massique de la solution commerciale. Exprimer ce résultat en pourcentage massique. 5. Comparer la valeur trouvée à celle affichée par le fabricant. Commenter. Données : La masse molaire moléculaire de NaOH est égale à 40 g.mol-1. La densité de la solution commerciale est égale à 1,2. EXERCICE RESOLU On introduit dans un bécher un volume Va égal à 25 mL d’une solution d’acide nitrique HNO3 de concentration molaire Ca inconnue et deux gouttes de bleu de bromothymol. Le mélange est dosé par une solution de potasse KOH de concentration molaire Cb égale à 0,08 mol.L-1. L’équivalence est atteinte pour VbE = 12,5 mL. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dosage. 2. Déterminer la concentration molaire Ca de la solution d’acide nitrique. 3. Trouver la valeur du pH à l’équivalence. 4. Préciser le sens de variation du pH au cours du dosage. 5. Calculer la masse du sel obtenu après évaporation totale de l’eau de la solution obtenue à l’équivalence. Donnée : La masse molaire moléculaire de KNO3 est égale à 101 g.mol-1. 152 9 Méthode et conseils de résolution Solution 1. L’équation chimique de la réaction de dosage est : H3O+ + NO3- + OH- + K+ K+ + NO3- + 2 H2O. Comme les ions potassum K+ et les ions nitrate NO3- Exploiter la relation entre Ca, Va, Cb et CbE valable à l’équivalence. sont indifférents (spectateurs), l’équation précédente peut être écrite de façon plus simple : H3O+ + OH- 2 H2O. 2. A l’équivalence on a : Ca.Va = Cb.Vb.E. - Ne pas oublier les unités. Ca = C b VbE Va = 0, 08x12, 5 -1 = 0,04 mol.L . 25 3. Comme l`acide et la base sont forts, a` l’équivalence - Utiliser la relation existant entre la molarité des ions potassum H3O+ et des ions nitrate OH-. - Ecrire correctement l’expression de définition du pH . la solution est neutre : [H3O+] = [OH-]. Or [H3O+][OH-] = 10-14 donc : [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1. Le pH de la solution est tel que : [H3O+] = 10-pH = 10-7 soit : pH = 7. 4. Au cours du dosage les ions hydronium H 3 O + fournis par l’acide nitrique sont consommés par les ions hydroxyde OH- apportés par la base. La concentration de H3O+ diminue et le pH augmente. - Exploiter l’équation chimique de la 5. Après évaporation complète de l’eau on obtient un réaction de dosage en cherchant la relation entre le nombre de mole de KNO3 dépôt de nitrate de potassium KNO3. et le nombre de mole d’acide nitrique. D’après l’équation chimique de la réaction de dosage on peut écrire : n = n (KNO 3 ) . (H 3 O + ) L’acide nitrique étant un monoacide fort on a : n (H O + ) = n (HNO ) = Ca.Va = 0,0425.10-3= 10-3mol. - Utiliser la relation existant entre la 3 3 -3 molarité des ions H3O+ et la concentration D’où : n (KNO 3 ) = 10 mol. molaire d’une solution d’un monoacide La masse de nitrate de potassium obtenue est : fort. m ( KNO 3 ) = n(KNO ) . M ( KNO ) . 3 3 m ( KNO 3 ) = 10-3.101 = 0,101 g. 153 C h a p i t r e 9 : Réaction d’un acide fort avec une base forte L’ESSENTIEL DU COURS ♦ L’équation chimique de la réaction simplifiée d’un monoacide fort avec une monobase forte est : H3O+ + OH- 2 H2O. ♦ L’équivalence acido basique est atteinte quand le nombre de mole d’ions hydronium H3O+ fournis par l’acide est égal au nombre de mole d’ions hydroxyde OH- apportés par la base. - A l’équivalence la solution issue de la réaction d’un acide fort avec une base forte est neutre, son pH est égal à 7 à 25°C. - Un dosage est une opération qui consiste à déterminer la concentration molaire d’une solution aqueuse d’acide ou de base. - Au cours d’un dosage d’une solution d’acide fort par une solution de base forte, le point d’équivalence est repéré par le changement de couleur du B.B.T, indicateur coloré utilisé au cours du dosage. 154 9 EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices 1. Au cours de la réaction d’une base forte avec un acide fort les ions…..réagissent avec les ions……Il se forme de……… et un sel. 2. La relation Ca.Va = Cb.Vb est valable seulement à……. …… 3. Doser une base par un acide consiste à déterminer la………….. d`une solution ……. B. Questions avec choix de réponses multiples B.I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. Au cours du dosage d’un acide fort par une base forte : a) on ajoute à la burette la solution de l’acide fort; b) on ajoute à la burette la solution de base forte ; c) on mesure le volume de la base à la pipette. 2. Au cours du dosage d’une base forte par un acide fort le pH à l’équivalence est : a) supérieur à 7. b) égal à 7. c) inférieur à 7. 3. Au cours du dosage d’une base forte par un acide fort en présence de bleu de bromothymol, la couleur de la solution à l’équivalence est : a) jaune. b) bleu. c) verte. B.II Répondre par vrai ou faux 1. Au cours du dosage d’un acide fort par une base forte le pH diminue. 2. A l’équivalence le nombre de mole d’ions hydronium H3O+ est inférieur au nombre de mole d’ions hydroxyde OH-. 3. La réaction d’un acide fort avec une base forte est endothermique. 155 C h a p i t r e 9 : Réaction d’un acide fort avec une base forte UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Le volume molaire des gaz sera pris égal à 24 L.mol-1 . Exercice 1 On mélange 20 mL d’acide nitrique HNO3 0,02 mol.L-1 avec 4 mL de potasse 0,1 mol.L-1. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit. 2. Déterminer le pH du mélange obtenu. 3. Calculer la masse de nitrate de potassium KNO3 obtenue après évaporation totale de l’eau. Donnée : La masse molaire moléculaire de KNO3 est égale à 101 g.mol-1. Exercice 2 Déterminer le volume d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration molaire égale à 0,02 mol.L-1 qu’il faut ajouter à 20 mL d’acide chlorhydrique de concentration molaire égale à 0,04 mol.L-1, pour obtenir un mélange de pH égal à 7. Exercice 3 Déterminer le volume de chlorure d’hydrogène gazeux qu’il faut dissoudre dans 20 mL de potasse KOH de concentration molaire égale à 0,015 mol.L-1 pour obtenir l’équivalence acido basique. Exercice 4 On mélange 10 mL d’une solution d’acide chlorhydrique 0,2 M avec 25 mL de potasse 0,03 mol.L-1 en présence de quelques gouttes de bleu de bromothymol. 1. Dans le mélange le nombre de mole d’ions hydronium H3O+ est-il inférieur ou supérieur au nombre de mole d’ions hydroxyde OH- ? 2. Préciser la couleur de l’indicateur dans le mélange. Exercice 5 On mélange 15 mL d’acide nitrique 0,15 mol.L-1 avec 10 mL d’acide chlorhydrique 0,2 mol.L-1. 1. Déterminer les concentrations molaires des ions hydronium H3O+, des ions chlorure Cl- et des ions nitrate NO3- dans le mélange. 2. On ajoute au mélange précédent 25 mL de soude 0,3 M. a) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit. b) Le mélange obtenu est-il neutre, acide ou basique ? 156 9 UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 6 On ajoute de l’eau distillée à 5 mL d’une solution (S1) de soude pour obtenir 100 mL de solution diluée (S2). A 10 mL de (S2) contenant quelques gouttes de bleu de bromothymol on ajoute progressivement à l’aide d’une burette graduée une solution d’acide nitrique HNO3 de concentration molaire égale à 0,01 mol.L-1. Le virage de l’indicateur a lieu pour un volume VaE égal à 15 mL. 1. Préciser la couleur de l’indicateur dans la solution (S2). 2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dosage. 3. Déterminer la concentration molaire Cb de la solution (S2). 4. En déduire la concentration molaire C’b de la solution (S1). 5. Déterminer le pH de la solution (S2) et celui de la solution (S1) . Exercice 7 On dose 10 mL d’une solution (Sa) d’acide chlorhydrique par une solution (Sb) de potasse 0,05 mol.L-1 en présence de bleu de bromothymol. Le volume ajouté à l’équivalence est VbE égal à 20 mL. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de dosage. 2. Déterminer la concentration molaire Ca de la solution (Sa). 3. Déterminer la valeur du pH à l’équivalence. La solution obtenue est-elle neutre, acide ou basique ? 4. Calculer la masse de sel déposé après évaporation totale de l’eau du mélange obtenu à l’équivalence. Donnée : La masse molaire moléculaire de KCl est égale à 74,5 g.mol-1. 157 THEME III : LES REACTIONS D’OXYDOREDUCTION Comment expliquer la formation de l’image latente (le négatif) lors de la prise de vue à l’aide d’un appareil photographique classique? 158 Chapitre 10 LES REACTIONS D’OXYDOREDUCTION Objectifs L´élève sera capable de : - interpréter l'action d'un acide sur un métal et l'action d'un cation métallique sur un métal par le transfert d'électrons. - définir un oxydant, un réducteur et une réaction d’oxydoréduction. - distinguer l'oxydation de la réduction et l'oxydant du réducteur. - définir un couple oxydant réducteur. - représenter un couple oxydant réducteur par son symbole ou son équation formelle. - écrire l'équation d'une réaction d'oxydoréduction. Prérequis - Les constituants de l’atome : protons et électrons. - Les solutions aqueuses d’acide et de base. - Le pH d’une solution aqueuse. - Tests d’identification des ions Zn2+, Cu2+, Fe2+ et Fe3+. Lorsqu’on achète un bijou en or, il est rarement constitué d’or pur. Comment les bijoutiers vérifient-ils rapidement la teneur en or ? Dans les minerais aurifères l’or est dispersé à l’état métallique. Comment extraire l’or d’un minerai ? 159 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction LES REACTIONS D’OXYDOREDUCTION I. PRESENTATION SOMMAIRE DES METAUX ET DE LEURS IONS Dans les expériences que nous allons décrire dans ce chapitre, nous allons souvent utiliser des métaux. Un métal est un corps simple, donc formé d’un seul élément. A l’état de solides ou de liquides les métaux possèdent tous une bonne conductibilité électrique et thermique et peuvent réfléchir la lumière. Cette dernière propriété est responsable de leur éclat particulier, appelé éclat métallique (fig.1). Figure.1 L’or est un métal précieux recherché pour son éclat inaltérable. Le métal est représenté par le symbole de l’élément auquel il correspond. Ainsi le métal fer est représenté par le symbole Fe. Tous les atomes métalliques peuvent au cours d’une réaction chimique céder des électrons et donner des ions positifs, appelés cations (tableau 1). Nom et symbole du métal Cation correspondant Cuivre Cu Cu+, Cu2+ Fer Fe Fe2+, Fe3+ Zinc Zn Zn2+ Argent Ag Ag+ Aluminium Al Al3+ Calcium Ca Ca2+ Plomb Pb Pb2+ Nickel Ni Ni2+ Sodium Na Na+ Potassium K K+ Magnésium Mg Mg2+ Or Au Au3+ Tableau 1 Symbole de quelques métaux et des ions correspondants. 160 10 En examinant le tableau périodique simplifié (fig.2), on constate que les éléments qui se trouvent à gauche (à l’exception de l’hydrogène) sont des métaux. Les éléments dans la partie droite du tableau (à l’exclusion des gaz rares) ainsi que l’élément hydrogène sont des non métaux. H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Te Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Figure 2 Tableau de la classification périodique simplifiée Métaux Non métaux II. ACTION DES ACIDES SUR LES METAUX II.1 Réaction entre une solution diluée d’acide sulfurique et le fer II.1.a Expériences et observations A l’aide du papier pH, déterminer la valeur approximative du pH d’une solution diluée d’acide sulfurique de concentration 0,1 mol.L-1 environ. Introduire quelques grammes de limaille de fer dans un tube à essais, puis à l’aide d’une pipette munie d’une propipette verser avec précaution environ 2 mL de la solution d’acide sulfurique. Des bulles de gaz apparaissent sur les grains de la limaille de fer (fig.3a) et se dégagent à l’air libre. Figure.3a Réaction entre une solution aqueuse d’acide sulfurique et le fer. Figure 3b : Identification du dihydrogéne gaz Le gaz obtenu est incolore et inodore. Au contact d’une flamme, il brûle en produisant une légère détonation: c’est le dihydrogéne H2 (fig.3b). 161 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction Filtrat. Figure. 4: Mise en évidence des ions Fe2+. Après avoir laissé la réaction se poursuivre quelques temps, noter que le pH de la solution a légèrement augmenté. Filtrer ensuite le contenu du tube et ajouter au filtrat quelques gouttes d’une solution d’hydroxyde de sodium. Il se forme un précipité vert d’hydroxyde de fer (II) (fig.4) de formule Fe(OH)2 qui caractérise la présence d’ions fer (II) de symbole Fe2+. II.1.b Interprétation Les ions Fe2+ ne peuvent provenir que du fer métallique Fe. La faible augmentation du pH indique une diminution de la concentration des ions hydronium H3O+qui sont consommés au cours de la réaction. Le dihydrogène dégagé ne peut provenir que de ces ions H3O+. L’élément hydrogène passe de l’état ionique H3O+ à l’état moléculaire H2. L’équation chimique de la réaction est: Fe (sd) + 2 H3O+ Fe2+ + H2 (g) + 2 H2O (1). D’après cette équation on pourrait croire que des charges positives sont passées des ions hydronium H3O+ au fer Fe. Or nous savons que les charges positives d'un atome (ou d'un ion) sont portées par le noyau, qui n'est pas modifié au cours des réactions chimiques. En conséquence certains électrons, faisant partie de la couche externe, peuvent être mis en commun ou transférés. On peut donc penser qu’il s’est produit un transfert d’électrons du fer aux ions hydronium au cours de la réaction du fer avec l’acide sulfurique. Le fer métallique donne naissance à des ions Fe2+ : chaque atome de fer a donc cédé deux électrons. Cette transformation peut être représentée par la demi (1a). équation: Fe (sd) Fe2+ + 2e– 162 10 Les ions hydronium H3O+ donnent un dégagement de dihydrogène : chacun d’eux a capté un électron selon la demi équation : 2 H3O+ + 2e– H2 (g) + 2 H2O (1b). Ces deux demi équations ne sont que des écritures commodes pour mettre en évidence le transfert d’électrons entre le fer et les ions hydronium. En effet les électrons n’existent pas à l’état libre dans les systèmes étudiés en chimie : un atome de fer ne cède ses deux électrons que si deux ions hydronium sont là pour les capter. L’équation chimique (1) de la réaction entre le fer et les ions hydronium est obtenue en combinant les deux demi équations (1a) et (1b) pour que les électrons transférés n’apparaissent pas: + Fe (sd) Fe2+ + 2 e– 2 H3O+ + 2 e– H2(g) + 2 H2O Fe(sd) + 2 H3O+ Fe2+ + H2 (g) + 2 H2O. La réaction entre le fer métallique et l’acide sulfurique est appelée une réaction d’oxydoréduction. Le fer Fe qui cède des électrons est un réducteur. L’ion hydronium H3O+ qui capte un électron est un oxydant. Remarque Les ions chlorure Cl- sont présents dans le milieu mais ne participent pas à la réaction se sont ses ions spectateurs; donc il n’est pas nécessaire de les faire figurer dans l'équation chimique. II.2 Réaction entre une solution diluée d’acide chlorhydrique et le zinc II.2.a Expériences et observations A l’aide du papier pH, déterminer le pH d’une solution diluée d’acide chlorhydrique de concentration 0,1 mol.L-1 environ. Introduire un peu de grenaille de zinc dans un tube à essais, puis à l’aide d’une pipette munie d’une propipette verser avec précaution 2 mL de la solution d’acide chlorhydrique. Des bulles de gaz apparaissent sur les grains de la grenaille de zinc (fig.5a): il s’agit du dihydrogène. 163 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction Figure. 5a. Réaction entre la solution diluée d’acide chlorhydrique et le zinc. Figure. 5b. Mise en évidence des ions Zn2+. Après avoir laissé la réaction se poursuivre quelques temps, noter que le pH de la solution a légèrement augmenté. Filtrer ensuite le contenu du tube et ajouter au filtrat quelques gouttes d’une solution d’hydroxyde de sodium. Il se forme un précipité blanc gélatineux d’hydroxyde de zinc Zn(OH)2 qui caractérise la présence d’ions zinc Zn2+ (fig.5b). II.2.b Interprétation Comme dans l’expérience précédente, on peut conclure que les ions Zn2+ proviennent des atomes de zinc et le dihydrogène dégagé provient des ions hydronium H3O+. L’équation chimique de la réaction observée est : Zn (sd) + 2 H3O+ Zn2+ + H2 (g) + 2 H2O (2). Au cours de cette réaction les ions hydronium H3O+ arrachent au zinc deux électrons pour donner une molécule de dihydrogène H2 ; il se forme alors un ion Zn2+ qui passe en solution. Il s’agit là aussi d’une réaction de transfert d’électrons. Le zinc métallique donne naissance à des ions Zn2+ : chaque atome de zinc a donc cédé deux électrons. Cette transformation peut être représentée par la demi équation: Zn(sd) Zn2+ + 2 e– (2a). Les ions hydronium H3O+ donnent un dégagement de dihydrogène : chacun d’eux a gagné un électron selon la demi équation: 2 H3O+ + 2 e– H2 (g) + 2 H2O 164 (2b). L’équation chimique (2) de la réaction d’oxydoréduction est obtenue en combinant les deux demi équations (2a) et (2b) pour que les électrons transférés n’apparaissent pas: – Zn(sd) Zn2+ + 2 e + – 2 H3O+ + 2 e H2 (g) + 2 H2O Zn(sd) + 2 H3O+ 10 Zn2+ + H2(g) + 2 H2O. La réaction entre le zinc et l’acide chlorhydrique est une réaction d’oxydoréduction. Le zinc Zn qui cède des électrons est un réducteur. L’ion hydronium H3O+ qui capte un électron est un oxydant. III. ACTION D’UN CATION METALLIQUE SUR UN METAL III.1 Réaction entre une solution contenant l’ion cuivre (II) et le fer III.1.a Expérience et observations Introduire de la limaille de fer dans un tube muni d’un robinet et dont le fond est garni d’un tampon d’ouate (ou de coton) placé au dessus d’un bécher vide. Ajouter dans le tube une solution diluée de sulfate de cuivre (II). En ouvrant le robinet la solution traverse lentement la couche de limaille de fer et on récupère, dans le bécher, un filtrat presque incolore ; en même temps un dépôt rouge de cuivre métallique apparaît sur la limaille de fer (fig.6). Verser quelques millilitres du filtrat dans un tube à essais et ajouter quelques gouttes d’une solution d’hydroxyde de sodium. Il se forme un précipité vert d’hydroxyde de fer (II) Fe(OH)2 qui caractérise la présence d’ions Fe2+ (fig.7). Figure 6 Réaction entre les ions Cu2+ et le fer métallique. Figure7 Identification des ions fer (II). 165 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction III.1.b Interprétation L’absence de la couleur bleue dans le filtrat prouve la disparition des ions cuivre (II). Le dépôt de cuivre provient des ions Cu2+ initialement présents dans la solution. Cette transformation n’aurait pas pu se produire s’il n’y avait pas eu un transfert d’électrons du fer aux ions Cu2+. L’équation chimique de la réaction observée est : Cu Cu2+ + Fe + Fe2+ (3). (sd) (sd) Au cours de cette réaction chaque ion cuivre Cu2+ transformé arrache à un atome de fer Fe deux électrons pour donner du cuivre métallique. Cette transformation peut être représentée par la demi équation: Cu2+ + 2 e– Cu (3a). (sd) Le fer métallique Fe donne naissance à des ions Fe2+. Chaque atome de fer a donc cédé deux électrons. Cette transformation est traduite par la demi équation: Fe2+ + 2 e– Fe (3b). (sd) L’équation chimique (3) de la réaction d’oxydoréduction est obtenue en combinant les deux demi équations (3a) et (3b) : Fe(sd) Fe2+ + 2 e– + Cu2+ + 2e– Cu(sd) Fe (sd) + Cu2+ Fe2+ + Cu(sd). La réaction entre le fer et les ions cuivre Cu2+ est une réaction d’oxydoréduction. Le fer Fe qui cède des électrons est un réducteur. L’ion cuivre Cu2+ qui capte des électrons est un oxydant. III.2 Réaction entre une solution contenant l’ion argent (I) et le cuivre III.2.a Expérience et observation Dans un bêcher contenant une solution de nitrate d’argent 0,1 M environ, plonger un fil de cuivre bien décapé (au papier abrasif) en forme de spirale (fig.8a). Figure 8 Réaction du cuivre métallique avec les ions argent. a) à l’état initial ; b) au bout de quelques minutes. 166 10 Au bout de quelques temps, la partie immergée du fil de cuivre se couvre d’un dépôt gris noirâtre d’argent métallique. La solution initialement incolore bleuit progressivement du fait de la formation d’ions Cu2+ (fig.8b). III.2.b Interprétation L’expérience réalisée précédemment montre que les ions Ag+ ont réagi avec le cuivre métallique Cu pour donner un dépôt d’argent métallique et des ions Cu2+. L’équation chimique de la réaction est: 2 Ag+ + Cu (sd) 2 Ag (sd) + Cu2+ (4). Cette transformation n’aurait pas pu se produire s’il n’y avait pas eu de transfert d’électrons du cuivre aux ions Ag+. Au cours de cette réaction d’oxydoréduction le cuivre est transformé en ions cuivre Cu2+ selon la demi équation: – Cu (sd) Cu2+ + 2 e (4a). Les ions Ag+ sont transformés en argent métallique Ag selon la demi équation: – Ag+ + e Ag (sd) (4b). Pour retrouver l’équation chimique (4) de la réaction d’oxydoréduction il faut multiplier la demi équation (4b) par deux et l’ajouter à (4a) pour que les électrons n’apparaissent pas : – Cu (sd) Cu2+ + 2 e + – 2 x (Ag+ + e Ag (sd) Cu (sd) + 2 Ag+ Cu2+ + 2 Ag (sd) . Le cuivre Cu qui cède des électrons est un réducteur. L’ion argent Ag+ qui captent des électrons est un oxydant. IV. REACTIONS D’OXYDOREDUCTION. OXYDATION ET REDUCTION IV.1 Définition d’une réaction d’oxydoréduction Les expériences décrites dans les paragraphes (II) et (III) nous ont permis de montrer que les réactions chimiques (1), (2), (3) et (4) sont des réactions de transfert d’électrons. Une réaction d’oxydoréduction ou réaction redox est une réaction chimique mettant en jeu un transfert d’électrons entre ses réactifs. 167 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction IV-2 Définition d’un oxydant et d’un réducteur Au cours d’une réaction d’oxydoréduction : - le réactif qui cède les électrons est appelé réducteur ; - le réactif qui capte les électrons est appelé oxydant. IV-3 Définition d’une oxydation et d’une réduction Une oxydation est une transformation correspondant à une perte d’électrons. Une réduction est une transformation correspondant à un gain d’électrons. APPLICATION Enoncé Les ions étain (II) Sn2+ réagissent avec le zinc métallique Zn pour donner un dépôt d’étain Sn métallique et des ions zinc Zn2+. 1. Ecrire les deux demi équation représentant les transformations subies par le zinc Zn et les ions étain (II) Sn2+. 2. En déduire l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction. 3. Préciser l’entité qui joue le rôle d’oxydant et celle qui joue le rôle de réducteur. 4. Préciser l’entité qui subit l’oxydation et celle qui subit la réduction. Solution 1. Au cours de la réaction: - l’ion étain (II) Sn2+ fixe deux électrons et se transforme en étain métallique Sn. La demi équation est: – Sn2+ + 2 e Sn(sd). - le zinc métallique Zn donne naissance à des ions zinc Zn2+; chaque atome de zinc cède donc deux électrons. La demi équation est: – Zn2+ + 2 e . Zn (sd) 2. L’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction s’obtient en faisant la somme des deux demi équations électroniques précédentes de telle manière que les électrons transférés n’apparaissent pas : – Sn2+ + 2 e Sn(sd) + Zn(sd) Zn2+ + 2 e– Sn2+ + Zn(sd) Sn(sd) + Zn2+. 3. L’ion Sn2+ capte des électrons : c’est un oxydant. Le zinc Zn cède des électrons : c’est un réducteur. 4. Le zinc Zn étant le réducteur: c’est l’entité qui subit l’oxydation. L’ion Sn2+ joue le rôle d’oxydant: c’est l’entité qui subit la réduction. 168 10 V. LES COUPLES OXYDANT- REDUCTEUR OU COUPLE REDOX V.1 Exemples de couples oxydant-réducteur simples V.1.a L e c o u p l e C u2 +/ C u Les expériences décrites dans le paragraphe III montrent que l’élément cuivre intervient de deux manières différentes. Dans l’expérience III.1, les ions Cu2+ captent les électrons fournis par le fer; ils subissent une réduction selon la demi équation: Réduction – 2+ Cu + 2 e Cu(sd). Dans l’expérience III.2, le cuivre Cu cède des électrons aux ions argent Ag+; le cuivre subit une oxydation selon la demi équation: Oxydation – Cu2+ + 2 e . Cu (sd) Suivant les réactifs mis en jeu, on observe l’une ou l’autre des transformations précédentes. Le réducteur Cu et l’oxydant Cu2+ sont liés par la demi équation: – Cu2+ + 2 e Cu(sd). Les entités Cu2+ et Cu forment un couple oxydant réducteur ou couple redox qu’on symbolise par Cu2+/Cu (fig.9). Cu2+ est la forme oxydée du couple et Cu est sa forme réduite. Figure 9. Les deux formes du couple Cu2+/Cu. Le cuivre Cu se présente en copeaux ou en poudre rouge; les ions Cu2+ colorent en bleu une solution de sulfate de cuivre (II). 169 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction Remarque La demi équation associée au couple rédox Cu2+/Cu est appelée aussi équation formelle. V.1.b Le couple Fe2+/Fe L’expérience décrite dans le paragraphe III.1 montre que le métal fer Fe peut céder des électrons pour donner des ions fer Fe2+. Le fer Fe subit une oxydation selon la demi équation : Oxydation Fe(sd) Fe2+ + 2 e– . Dans d’autres expériences on peut avoir la réduction des ions Fe2+ selon la demi équation : Réduction Fe2+ + 2e – Fe(sd) . Le réducteur Fe et l’oxydant Fe2+ sont liés par la demi équation ou équation formelle : . Fe2+ + 2e – Fe (sd) Les entités Fe2+ et Fe forment le couple redox Fe2+ / Fe. V.1.c Le couple Zn2+/Zn Le métal zinc Zn peut céder des électrons pour donner des ions Zn2+. Dans d’autres expériences les ions Zn2+ peuvent gagner des électrons et se transformer en Zn métal. Zn2+/Zn forme un couple redox pour lequel l’équation formelle est: Zn2+ + 2e – Zn (sd) . V.1.d Autres exemples de couple oxydant réducteur simples Dans le tableau ci-dessous (tableau 2) nous donnons d’autres exemples de couples redox simples ainsi que les équations formelles correspondantes. Equation formelle Ag+ + e – Al3+ + 3 e Forme oxydée Forme réduite Couple Ox/Red Ag (sd) Ag+ Ag Ag+/Ag Al (sd) Al3+ Al Al3+/Al Fe3+ Fe2+ Fe3+/Fe2+ Hg Hg2+ Hg Hg2+/Hg Sn (sd) Sn2+ Sn Sn2+/Sn Cl2 Cl- Cl2/Cl- S2O82- SO42- S2O82-/SO42- – – Fe3+ + e Fe2+ Hg2+ + 2 e – Sn2+ + 2 e – Cl2 (g) + 2 e S2O82- + 2 e – – 2 Cl- 2 SO42- Tableau 2. Exemples de couples redox simples. 170 10 En mettant en jeu deux de ces couples redox on obtient une réaction d’oxydoréduction dont l’équation chimique peut être obtenu par la combinaison des équations formelles correspondant aux deux couples redox. APPLICATION Enoncé On considère les entités chimiques suivantes : Fe2+, Al3+, Na+, Fe3+, Sn2+ et Al (sd). 1. Donner les symboles des couples redox qu’on peut former avec ces entités. 2. Ecrire l’équation formelle associée à chaque couple redox. 3. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’oxydation de l’aluminium Al par les ions fer (III) Fe3+ et mettant en jeu les couples redox choisis. Solution 1. Les couples redox à considérer sont Fe3+ / Fe2+ et Al3+/ Al (sd) car les entités Fe3+ et Fe2+ correspondent à l’élément fer et les entités Al3+ et Al correspondent à l’élément aluminium. 2. L’équation formelle associée au couple redox Fe3+ / Fe2+ est: – Fe3+ + e Fe2+. L’équation formelle associée au couple redox Al3+/ Al(sd) est: – Al3+ + 3 e Al(sd). 3. L’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction s’obtient en faisant la somme des deux demi équations précédentes de telle manière que les électrons transférés n’apparaissent pas: – Al(sd) Al3+ + 3 e + – 3 (Fe3+ + e Fe2+ ) Al(sd) + 3 Fe3+ Al3+ + 3 Fe2+. V.2 Exemples de couples oxydant-réducteur complexes L e c o u p l e H3 O + / H2 Les expériences décrites dans les paragraphes II.1 et II.2 montrent que les ions hydronium H3O+ captent des électrons pour donner du dihydrogène H2. Les entités H3O+ et H2 forment le couple redox H3O+ / H2 pour lequel l’équation formelle est: – 2 H3O+ + 2 e H2(g) + 2 H2O. V.2.a 171 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction Cette équation formelle fait intervenir en plus de la forme oxydée H3O+ et de la forme réduite H2, une autre entité H2O. Le couple H3O+/H2 n’est pas un couple oxydantréducteur simple. V.2.b Le couple MnO4-/Mn2+ Certaines équations formelles sont très faciles à écrire correctement. Dans des cas plus difficiles il est recommandé de procéder méthodiquement. L’exemple du couple MnO4-/Mn2+sera utilisé pour illustrer la méthode à suivre pour écrire correctement l’équation formelle associée à un couple oxydant réducteur complexe. Etapes Recommandations 1ère étape Ecrire l’oxydant à gauche et le réducteur à droite de la double flèche ou inverssement. 2ème étape Procéder à la conservation des atomes de l’élément commun à l’oxydant et au réducteur autre que H et O (ici le manganèse Mn). Application MnO4- + …. MnO4- + …. Mn2+ + …. Mn2+ + …. 3ème étape Respecter la conservation des atomes d’oxygène O en ajoutant des molécules d’eau. 4ème étape Respecter la conservation des atomes d’hydrogène H en ajoutant des ions H+. 5ème étape Respecter la conservation des charges électriques en choisissant le MnO - + 8 H+ + 5 e4 nombre d’électrons. 6ème étape Remplacer les ions H+ par autant d’ions H3O+ et ajouter dans l’autre + membre de l’équation formelle autant MnO4 + 8 H3O + 5 ede molécules d’eau H2O. MnO4- + …. Mn2+ + 4 H2O MnO4- + 8 H+ + …. Mn2+ + 4 H2O Mn2+ + 4 H2O Remarques - Les pointillés signalent que l’équation formelle n’est pas encore complète. - La méthode proposée doit être appliquée strictement dans l’ordre indiqué. 172 Mn2+ + 12 H2O. 10 V.2 Définition d’un couple oxydant réducteur ou couple redox Un couple oxydant réducteur ou couple redox est constitué de deux entités chimiques l’une correspondant à la forme oxydée Ox et l’autre à la forme réduite Red d’un même élément chimique. On le note Ox/Réd. A chaque couple redox on associe une équation formelle ou demi équation écrite avec une double flèche. Pour les couples redox simples cette demi équation est de la forme: – a Ox + n e b Red. Pour les couples redox complexes cette demi équation est de la forme : – a Ox + c H3O+ + n e b Red + d H2O. Les coefficients a, b, c, d et n sont choisis de manière à respecter le principe de conservation des éléments et des charges électriques. Remarque L’entité chimique correspondant à la forme oxydée figure en premier lieu dans l’écriture du symbole d’un couple redox. APPLICATION Enoncé Etablir la demi équation associée au couple redox O2/H2O2. Solution Appliquons la méthode proposée dans le paragraphe V.2.b pour l’écriture des demi équations correspondant à un couple redox. Première étape : O2 + …. H2O2 + …. ; Deuxième et troisième étape : O2 + …. H2O2 + …. ; Quatrième étape : O2 + 2 H+ + …. H2O2 – Cinquième étape : O2 + 2 H+ + 2 e H2O2 ; – Sixième étape : O2 + 2 H3O+ + 2 e H2O2 + 2 H2O. Nota: L’élément oxygène commun aux entités O2 et H2O2 est déjà ajusté, c’est pour cette raison que la deuxième et la troisième étape sont identiques. 173 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction VI. ECRITURE D’UNE EQUATION D’OXYDO-REDUCTION Pour écrire correctement une équation d’oxydoréduction il faut : - identifier les réactifs ; - établir les deux demi équations d’oxydoréduction associées à chaque couple redox mis en jeu ; - combiner les deux demi équations de façon telle que les électrons n’apparaissent pas dans l’équation d’oxydoréduction. Exemple La réaction d’oxydoréduction entre les ions permanganate MnO4- et les ions chlorure Cl- en milieu acide met en jeu les couples redox MnO4-/Mn2+ et Cl2(g) / Cl-. Elle est utilisée pour la préparation du dichlore au laboratoire. Pour écrire l’équation chimique d’oxydoréduction on dispose les deux équations formelles des deux couples redox l’une au dessus de l’autre pour qu’on puisse les additionner membre à membre. L’équation formelle du couple Cl2(g) /Cl- est multipliée par cinq et celle du couple MnO4-/Mn2+ est multipliée par deux. Leur addition permet d’éliminer les électrons par simplification. – 2 x (MnO4- + 8 H3O+ + 5 e Mn2+ + 12 H2O) + – 5 x (2 Cl- Cl2(g) + 2 e ) 2 MnO4- + 10 Cl- + 16 H3O+ 2 Mn2+ + 5 Cl2(g) + 24 H2O. APPLICATION Enoncé La transformation des ions fer (II) Fe2+ en fer (III) Fe3+ peut être réalisée au laboratoire en faisant réagir une solution de sulfate de fer (II) FeSO4 sur une solution de bichromate de potassium K2Cr2O7 en milieu acide. Les couples redox mis en jeu par cette réaction sont : Cr2O72-/Cr3+ et Fe3+ /Fe2+. 1. Etablir l’équation formelle associée au couple Cr2O72-/Cr3+. 2. Ecrire l’équation formelle associée au couple Fe3+ /Fe2+. 3. Etablir l’équation chimique de la réaction d’oxydo réduction qui se produit entre l’ion bichromate Cr2O72- et l’ion fer (II) Fe2+. Solution 1. Appliquons la méthode exposée au paragraphe V-2-b pour retrouver la demi équation associée au couple redox Cr2O72-/Cr3+. 174 10 Etapes 1ère étape 2ème étape 3ème étape 4ème étape 5ème étape 6ème étape Recommandations Application Ecrire l’oxydant à gauche et le réducteur à droite de la double flèche Cr O 2- + …. 2 7 ou inverssement. Procéder à la conservation des atomes de l’élément commun à Cr2O72- + …. l’oxydant et au réducteur autre que H et O (ici le chrome Cr). Respecter la conservation des atomes d’oxygène O en ajoutant des Cr O 2- + …. 2 7 molécules d’eau. Respecter la conservation des atomes d’hydrogène H en ajoutant des ions H+. Cr3+ + …. 2 Cr3+ + …. 2 Cr3+ + 7 H2O Cr2O72- + 14 H+ + …. 2 Cr3+ + 7 H2O Respecter la conservation des charges électriques en choisissant le – Cr2O72- + 14 H+ + 6 e 2 Cr3+ + 7 H2O nombre d’électrons. Remplacer les ions H+ par autant d’ions H3O+ et ajouter dans l’autre – Cr2O72- + 14 H3O+ + 6 e 2 Cr3+ + 21 H2O. membre de l’équation formelle autant de molécules d’eau H2O. L’équation formelle associée au couple Cr2O72-/Cr3+ est : – Cr2O72- + 14 H3O+ + 6 e 2 Cr3+ + 21 H2O. 2. L’équation formelle associée au couple Fe3+ /Fe2+est: – Fe3+ + e Fe2+. 3. L'équation bilan de la réaction d'oxydoréduction ne doit pas comporter d'électrons. Il faut, pour cela, multiplier les coefficients stoechiométriques de l’équation formelle du couple Fe3+/Fe2+ par six avant de l’additionner à celle du couple Cr2O72-/Cr3+ : + – Cr2O72- + 14 H3O+ + 6 e 2 Cr3+ + 21 H2O – 6 x (Fe2+ Fe3+ + e ) Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H3O+ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 21 H2O. 175 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction V II. A N A L O G IE E N T R E U N E RECTION REDOX ET UNE REACTION ACIDE BASE Les réactions acido-basiques et les réactions d’oxydoréduction présentent plusieurs analogies que nous allons essayer de mettre en évidence dans le tableau suivant : Réaction Acide base Oxydoréduction Particule transférée Donneur de particule Capteur de particule Demi-équation associée L’ion hydrogène H+ Acide AH Base A- AH H+ + A- L’électron e- Réducteur Red Oxydant OX Red ne- + Ox EXERCICE RESOLU L’eau oxygénée vendue en pharmacie est une solution aqueuse de peroxyde de dihydrogène H2O2 ; elle est utilisée pour le nettoyage des plaies et dans la teinture des cheveux. Le peroxyde de dihydrogène intervient dans les deux couples redox H2O2/H2O et O2/H2O2. 1. Ecrire les demi équations d’oxydoréduction correspondant à chaque couple redox. Identifier pour chaque couple redox l’oxydant et le réducteur. 2. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction qui conduit à la formation du dioxygène gaz et de l’eau. 3. L’étiquette d’un flacon contenant de l’eau oxygénée vendue en pharmacie indique qu’il s’agit d’une eau oxygénée à 10 volumes c’est-à-dire que la décomposition de la quantité de peroxyde d’hydrogène contenue dans un litre d’eau oxygénée en eau et en dioxygène libère 10 L de dioxygène gaz dans les conditions où le volume molaire Vm des gaz est égal à 22,4 L.mol-1. a) Déterminer la quantité de dioxygène O2 libérée par la décomposition d’un litre d’eau oxygénée H2O2. b) En déduire la quantité de H2O2 présente dans l’eau oxygénée vendue en pharmacie. c) Calculer la concentration molaire de H2O2. 4. Vérifier que le pourcentage massique de la solution d’eau oxygénée est égal à 3%. Le pourcentage massique est défini par le quotient de la masse de H2O2 par la masse d’eau oxygénée. Données : H = 1 g.mol-1 ; O = 16 g.mol-1. Masse volumique de l’eau oxygénée : ρ = 1,01g.cm-3. 176 10 Méthode et conseils de résolution - Une demi équation doit respecter le principe de conservation des éléments et des charges électriques. Solution 1. Considérons le couple redox H2O2/H2O. La demi équation associée à ce couple redox est : – H2O2 + 2 H3O+ + 2 e 4 H2O. H2O2 joue le rôle d’oxydant et H2O joue le rôle de réducteur. Considérons le couple redox O2/H2O2. La demi équation associée à ce couple redox est : – H2O2 + 2 H2O O2 + 2 H3O + + 2 e . O2 joue le rôle d’oxydant et H2O2 joue le rôle de réducteur. 2. L’équation de la réaction d’oxydoréduction est obtenue en faisant la somme des deux demi équations précédentes de telle sorte que les électrons disparaissent par simplification : – H2O2 + 2 H3O+ + 2 e 4 H2O + – H2O2 + 2 H2O O2 + 2 H3O+ + 2 e 2 H2O2 2 H2O + O2. 3. a) Soit n O 2 la quantité de dioxygène formée : nO2 = - Les électrons ne figurent pas dans l’équation bilan d’une réaction d’oxydoréduction. VO 2 Vm = 10 = 0,446 mol. 22,4 b) Soit n (H 2O 2 ) la quantité de peroxyde de dihydrogène présente dans l’eau oxygénée. D’après l’équation de la réaction d’oxydoréduction on a : n (H 2O 2 ) = 2 n O 2 = 2 x 0,446 = 0,892 mol. c) [H2O2] = 177 n (H O ) 0,892 2 2 = = 0,892 mol.L-1. 1 V C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction Méthode et conseils de résolution Solution 4. Cherchons la masse m de peroxyde de dihydrogène contenue dans l’eau oxygénée : m (H 2O 2 ) = n (H O ) x M (H O ) . 2 2 2 2 m (H 2O 2 ) = 0,892 x 34 = 30,35 g. Soit m’ la masse d’un litre d’eau oxygénée m’ = ρ x V = 1,01 x 1000 = 1010 g. Le pourcentage en masse de l’eau oxygéné est : %(massique) = m (H 2O 2 ) m %(massique) = ' 30,35 1010 x 100 x 100 = 3% L’ESSENTIEL DU COURS ♦Toute réaction chimique mettant en jeu un transfert d’électrons entre ses réactifs est une réaction d’oxydoréduction. ♦ Une oxydation est une transformation correspondant à une perte d’électrons. ♦ Une réduction est une transformation correspondant à un gain d’électrons. ♦ Un oxydant est une entité chimique qui peut capter des électrons. ♦ Un réducteur est une entité chimique qui peut céder des électrons. ♦ Un couple oxydant-réducteur ou couple redox est constitué d’une forme oxydée Ox et d’une forme réduite Red d’un même élément chimique. ♦ Une réaction d’oxydoréduction met en jeu deux couples redox Ox1/Réd1 et Ox2/Réd2. L’équation de cette réaction est obtenue par la somme des équations formelles associées aux deux couples redox affectées de coefficients tels que les électrons n’apparaissent pas. Adresses de sites internet conseillés a)http://www.univ-pau.fr/darrigan/chimie amusante/exp06 b) http://www.ulb.ac.be/sciences/cudec/or.html c) http://www.chimix.net/ifrance/patate/redox42.htm d) http://menndeleiev.cyberscol.qc.ca/chimisterie2001-2002/fontainet.html e) http://nguyenp.club.fr/oxyd/oxy.htm 178 EXERCICES D’EVALUATION 10 Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices 1. Une ……………correspond à une perte d’électrons. 2. Une …………correspond à un gain d’électrons. 3. L’entité chimique qui capte des électrons joue le rôle d’………dans une réaction d’oxydoréduction. 4. Deux entités notées Red et Ox d’un même élèment constituent un……..……. symbolisé par…….. 5. L’équation chimique d’une réaction redox peut être obtenue par la somme de ……………. B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. Lorsqu’on plonge une plaque de zinc dans une solution de sulfate de cuivre (Cu2+, SO42-), on observe un dépôt rouge de cuivre. L’équation de la réaction observée qui a lieu est : a) Zn2+ + Cu (sd) Zn (sd) + Cu2+; b) Zn2+ + Cu2+ Zn + Cu ; (sd) (sd) c) Zn (sd) + Cu2+ Zn2+ + Cu (sd). 2. Une réaction d’oxydoréduction est une réaction où il y a un transfert: a) d’ions hydrogène H+; b) d’électrons ; c) de neutrons. 3. Au cours de l’attaque du Fer Fe par une solution d’acide chlorhydrique, l’ion H3O+ joue le rôle d’un: a) réducteur ; b) oxydant. 4. Au cours de la réaction d’oxydo réduction Cu2+ + Ni(sd) Ni2+ + Cu(sd), l’entité réduite est : a) Cu2+; b) Ni; c) Cu. B. II Répondre par vrai ou faux 1. Les ions hydronium H3O+ jouent le rôle d’un réducteur au cours de l’attaque du zinc par une solution d’acide chlorhydrique. 2. Une réaction d’oxydoréduction a lieu entre l’oxydant et le réducteur d’un même couple redox. 3. Les métaux sont des oxydants. 4. Au cours d’une réaction d’oxydoréduction le réducteur est réduit et l’oxydant est oxydé. 179 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont : H = 1, O = 16, Fe = 56, Cu = 63,5, Zn = 65,4 et Ag = 108. Exercice 1 A Ecrire les équations formelles des couples redox suivants: Sn2+/Sn; Al3+/Al; I2/I- et S4O62- / S2O32-. Exercice 2 Reproduire et compléter le tableau suivant. Réactifs Couples oxydant/réducteur Zn et Sn2+ Sn2+/Sn et Zn2+/Zn S2O32- et I2 Equation de la réaction d’oxydoréduction 2 Al + 3 Cu2+ 2 Al3+ + 3 Cu 2 Au3+ + 3 Cu 2 Au + 3 Cu2+ S4O62-/S2O32- et I2/I- Exercice 3 On considère les couples d’entités suivants: (Cu, Cu2+); (Fe2+, Fe3+); (Ag, Cu2+ ); (H2, H3O+) et (Fe2+, F-). 1. Donner les couples d’entité qui peuvent former un couple redox. 2. Préciser la forme oxydée et la forme réduite pour chaque couple identifié et écrire le symbole correspondant. 3. Etablir l’équation formelle associée à chaque couple redox. Exercice 4 On plonge une lame de zinc Zn dans une solution bleue contenant des ions cuivre (II) Cu2+. Quelques minutes après on observe un dépôt rougeâtre sur la lame de zinc. 1. Préciser la nature de ce dépôt. 2. Ecrire les demi équations électroniques représentant les transformations subies par l’ion Cu2+ et le zinc Zn. 3. Ecrire l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction. 4. Préciser l’oxydant et le réducteur qui interviennent dans cette réaction. 180 10 Exercice 5 On donne les équations chimiques des réactions suivantes : 2 Al (sd) + 3 Zn2+ 2 Al3+ + 3 Zn (sd); Cu2+ + Pb(sd) Cu(sd) + Pb2+. 1. Préciser pour chaque réaction l’oxydant et le réducteur mis en jeu. 2. Montrer que chaque équation d’oxydo réduction peut être considérée comme la somme de deux demi équations que l’on précisera. Exercice 6 Etablir l’équation de la demi réaction correspondant aux couples redox suivants: ClO-/ Cl2 et NO3-/ NH4+ . UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 7 On introduit un morceau de zinc impur de masse m = 5 g dans un bêcher contenant un volume V = 200 mL d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique de concentration molaire égale à 1 mol.L-1. A la fin de la réaction il reste 0,05 mol d’ions hydrogène dans la solution. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui a lieu. 2. Déterminer : a) la quantité d’ions hydrogène H3O+ utilisée initialement ; b) la quantité d’ions hydrogène qui a réagi ; c) la masse de zinc attaqué. 3. Calculer le pourcentage massique de zinc dans le morceau de zinc impur. Exercice 8 2- Dans 100 mL d’une solution aqueuse de sulfate de Cuivre (Cu2+ + SO ) de 4 concentration molaire C = 0,1 mol.L-1, on introduit 0,56 g de Fer. Après un certain temps, on observe un dépôt de cuivre et la solution devient verte. 1. Ecrire l’équation de la réaction d’oxydoréduction qui a lieu. 2. Indiquer le réactif qui est en défaut. 3. Calculer la masse du dépôt formé. Exercice 9 On introduit 1 g de grenaille de Zinc dans un bêcher contenant un volume V = 200 mL d’une solution aqueuse de nitrate d’argent (Ag+ + NO3- ) de concentration molaire initiale C0 égale à 0,5 mol.L-1. On constate que le Zinc se recouvre d’argent. 1. Ecrire l’équation de la réaction d’oxydoréduction qui a lieu. 2. Indiquer le réducteur et l’oxydant mis en jeu au cours de cette réaction. 3. Indiquer le réactif qui est en défaut. 4. Une fois la réaction est terminée, calculer : a) la masse d’argent déposée ; b) les concentrations molaires des ions Ag+ et des ions Zn2+. 181 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction EXERCICE DOCUMENTAIRE La photographie La photographie comporte plusieurs opérations illustrées par les figures 10, 11 et 12. Prise de vue Un film photographique est constitué d'un support cellulosique transparent sur lequel on a déposé des microcristaux de bromure d'argent (AgBr) noyés dans de la gélatine. Ces cristaux sont constitués d'ions Ag+ et Br- (voir photo ci-contre). Lors de la prise de vue, certains microcristaux absorbent de l'énergie lumineuse ce qui conduit à la formation d'un très petit nombre d'atomes d'argent métallique selon l'équation bilan : Ag+ + Br- Ag(sd) + Br (a). Les atomes de brome se dispersent dans la gélatine. Les atomes d'argent métallique ne sont pas visibles à l'oeil nu, ils constituent l'image latente. Pour la rendre visible, il faut procéder au développement (pour obtenir le négatif) qui comporte deux étapes : la révélation et le fixage. Action du révélateur Le révélateur permet de multi-plier par un facteur d'environ 109 le nombre d'atomes d'argent. Ceux-ci se forment d'abord autour des germes de l'image latente selon la demi équation électronique: AgBr(sd) + e- Ag(sd) + Br- (b). Action du fixateur Après lavage, le fixateur permet de stabiliser l'image. Il dissout les cristaux de bromure d'argent qui n'ont pas été transformés. Le constituant essentiel du révélateur est le thiosulfate de sodium Na2S203 qui réagit selon l'équation bilan : AgBr(sd) + 2 S2O32- Ag(S2O3)23- + Br- 182 (c). 10 Figure10 Négatif Figure 11. Action du révélateur Figure 12. Photographie finale Questions 1. Dire si la réaction (a) est une réaction d'oxydoréduction. 2. Préciser le rôle joué par le révélateur. Pourquoi faut-il soustraire rapidement le film à l'action du révélateur ? 3. Peut-on considérer la réaction (c) comme une réaction d'oxydoréduction ? Pourquoi l'image de l’objet photographié apparaît-elle en négatif sur le film ? DOCUMENT L’or L’or est un métal de symbole Au. Au-delà de sa valeur précieuse, l’or est un métal noble possédant certaines spécificités par rapport aux autres métaux. En effet l’oxydation par l’air ambiant ou contaminé par des sulfures peut ternir l’argent, le cuivre et le nickel mais pas l’or. Les acides attaquent plusieurs métaux tel que le zinc, l’aluminium, le plomb mais pas l’or. Dans ce document nous allons essayer de présenter la procédure d’extraction de l’or de ses minerais et de présenter quelques alliages à base d’or utilisés pour la fabrication des bijoux en or. 183 C h a p i t r e 1 0 : Les réactions d’oxydoréduction COMMENT EXTRAIRE L’OR D’UN MINERAI? L’or est présent dans les minerais à l’état dispersé sous forme métallique Au (sd). Le procédé le plus utilisé pour son extraction est basé sur la réaction de cyanuration. Dans une première étape, le minerai broyé est traité par le dioxygène en présence d’une solution aqueuse de cyanure de potassium KCN. Au cours de cette réaction l’or est transformé en ion Au3+ par le dioxygène O2 : il s’agit d’une réaction d’oxydoréduction où O2 joue le rôle d’oxydant et Au joue le rôle de réducteur. Les ions Au3+ sont ensuite complexés par les ions cyanure CN- pour former le complexe [Au(CN)4]- qui reste à l’état dissous dans la solution. L’équation chimique de la réaction est : 4 Au(sd) + 16 CN- + 3 O2 + 6 H2O 4 [Au(CN)4]- + 12 OH-. Dans une deuxième étape, de la poudre de zinc est ajoutée à la solution précédente afin de réduire les ions Au3+ complexés. L’or Au se dépose alors sur les grains de zinc sous forme métallique. Il s’agit là aussi d’une réaction d’oxydoréduction faisant intervenir les couples redox Zn2+/Zn et Au3+/Au dont l’équation chimique est: 3 Zn(sd) + 2 Au3+ 3 Zn2+ + 2 Au(sd). Dans la dernière étape, la poudre de zinc recouverte du dépôt d’or est traitée par une solution aqueuse d’acide sulfurique H2SO4 pour transformer le zinc métallique en ion zinc Zn2+ en vue d’isoler les particules d’or par filtration. Au cours de l’attaque acide, la réaction d’oxydoréduction qui se produit est : Zn(sd) + 2 H3O+ Zn2+ + H2(g) + 2 H2O. LES BIJOUX EN OR Les bijoux en or ne sont pas fabriqués par de l’or pur mais par des alliages à base d’or. C’est pour cela que les bijoux en or présentent des couleurs différentes. On trouve ainsi les bijoux de couleur jaune, blanche, rouge, etc. Ainsi l’or jaune est fabriqué à partir d’un alliage contenant de l’or Au, du cuivre Cu et de l’argent Ag dans des proportions variables. L’alliage utilisé pour l’élaboration de l’or blanc est à base d’or Au, de cuivre Cu et de nickel Ni. L’or rouge est élaboré à partir de l’alliage or cuivre. Un bijoux en or. 184 Chapitre 11 CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX PAR RAPPORT AU DIHYDROGENE Objectifs L´élève sera capable de : - établir une classification électrochimique des métaux par rapport au dihydrogène. - utiliser la classification électrochimique pour prévoir l’action d’un ion métallique ou d’un acide sur un métal. Prérequis -Définitions des termes : oxydant, réducteur, réaction d’oxydoréduction. -Notion de couple rédox. -Ecriture de l’équation bilan d’une réaction d’oxydoréduction. Lame de cuivre dans une solution aqueuse de sulfate de fer II Lame de fer dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre II En introduisant une lame de cuivre dans une solution aqueuse de sulfate de fer (II) ou une lame de fer dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre (II) CuSO4, on constate que seule la solution de CuSO4 change de couleur. Pourquoi ? 185 C h a p i t r e 1 1 : Classification éléctrochimique CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX PAR RAPPORT AU DIHYDROGENE I. CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX A. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux fer et cuivre A.1. Réaction entre le fer Fe et une solution contenant des ions Cu2+ L’expérience décrite dans le paragraphe III-1 du chapitre précédent nous a permis de montrer (fig.1) que le métal fer, plongé dans une solution de sulfate de cuivre (II) CuSO4, se recouvre de cuivre métallique Cu et qu’il se forme des ions fer Fe2+. a) a) à l’état initial b) Figure 1. Action du fer Fe sur les ions Cu2+ : b) Au bout d’un certain temps. L’équation chimique de la réaction observée est : Cu2+ + Fe(sd) Cu(sd) + Fe2+ . A.2. Réaction inverse entre le cuivre Cu et une solution contenant des ions Fe2+ Dans les mêmes conditions, une lame de cuivre Cu immergée très longtemps dans une solution de sulfate de fer (II) FeSO4 ne se recouvre pas de fer métallique (fig.2). Figure 2. Le cuivre métallique ne réagit pas avec les ions fer (II). 186 11 D’après ces deux expériences on peut conclure que: - Le fer Fe réduit les ions Cu2+ alors que le cuivre Cu ne peut pas réduire les ions Fe2+. - Le fer a une tendance plus grande que le cuivre à passer de l’état métallique à l’état cationique : le fer est plus réducteur que le cuivre (fig.3). Pouvoir réducteur décroissant Fe Cu Figure 3. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux cuivre et fer. B. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux cuivre et argent B.1 Réaction entre le cuivre Cu et une solution contenant des ions argent Ag+ L’expérience décrite dans le paragraphe III-2 du chapitre précédent nous a permis de montrer (fig. 4) que le cuivre métallique réagit avec une solution contenant des ions argent Ag+, on obtient de l’argent métallique Ag et des ions cuivre Cu2+. a) b) Figure 4. Action du cuivre Cu sur les ions Ag+ : a) à l’état initial b) Au bout d’un certain temps. L’équation chimique de la réaction observée est : 2 Ag 2 Ag+ + Cu (sd) (sd) + Cu2+. B.2 Réaction inverse entre l’argent Ag et une solution contenant des ions Cu2+ Dans les mêmes conditions, un fil d’argent Ag immergé longtemps dans une solution de sulfate cuivre (II) CuSO4 ne se recouvre pas de cuivre métallique (fig.5). On dit que l’argent ne peut pas déplacer le cuivre de ses sels. 187 C h a p i t r e 1 1 : Classification éléctrochimique Figure 5. L’argent métallique ne réagit pas avec les ions cuivre (II). D’après ces deux expériences nous en déduisons que : - Le cuivre Cu réduit les ions argent Ag+ alors que l’argent Ag ne peut pas réduire les ions Cu2+. - Le cuivre a une tendance plus grande que l’argent à passer de l’état métallique à l’état cationique : le cuivre est plus réducteur que l’argent (fig.6). Pouvoir réducteur décroissant Cu Ag Figure 6. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux cuivre et Argent. C. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux fer et argent C.1 Réaction entre le fer Fe et une solution contenant des ions argent Ag+ C.1.a Expérience et observation Dans un bécher contenant une solution de nitrate d’argent de concentration 0,1 mol.L-1 environ, plonger une lame de fer préalablement décapée au papier émeri. Au bout de quelques temps, la partie immergée de la plaque de fer se couvre d’un dépôt gris noirâtre d’argent métallique (fig.7). La solution initialement incolore devient jaune verdâtre par suite de la formation des ions Fe2+. Figure 7. Réaction du fer métallique avec les ions argent. 188 C.1.b Interprétation et conclusion 11 L’expérience réalisée précédemment montre que les ions Ag+ ont réagi avec le fer métallique Fe pour donner un dépôt d’argent métallique et des ions Fe2+. L’équation chimique de la réaction est: 2 Ag+ + Fe(sd) 2 Ag (sd) + Fe2+. L’expérience inverse qui consiste à plonger un fil d’argent dans une solution contenant des ions Fe2+ ne donne aucun changement observable. Nous en déduisons que : - Le fer Fe réduit les ions argent Ag+ alors que l’argent Ag ne peut pas réduire les ions Fe2+. - Le fer a une tendance plus grande que l’argent à passer de l’état métallique à l’état cationique : le fer est plus réducteur que l’argent (fig.8). Pouvoir réducteur décroissant Fe Ag Figure 8. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux fer et Argent. C.1.c Conclusion En considérant seulement les métaux Cu, Fe et Ag on peut noter que : - le fer Fe est plus réducteur que le cuivre Cu ; - le cuivre Cu est plus réducteur que l’argent Ag ; - le fer Fe est plus réducteur que l’argent Ag. Nous pouvons alors classer les trois métaux cuivre Cu, fer Fe et argent Ag selon leur pouvoir réducteur décroissant (fig.9). Pouvoir réducteur décroissant Fe Cu Ag Figure 9. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux fer, cuivre et Argent. C.1.e Généralisation Des expériences similaires aux expériences précédentes permettent de classer d’autres métaux selon leur pouvoir réducteur décroissant. Ainsi d’une manière semblable on pourrait observer qu’une lame d’aluminium Al immergée dans une solution de sulfate de zinc se recouvre d’un dépôt gris de zinc. La réaction observée est : 2 Al(sd) + 3 Zn2+ 189 2 Al3+ + 3 Zn(sd) C h a p i t r e 1 1 : Classification éléctrochimique De même une lame de Zinc Zn immergée dans une solution de sulfate de Fer (II) se recouvre d’un dépôt noirâtre de fer. La réaction observée est : Zn(sd) + Fe2+ Zn2+ + Fe(sd). Les expériences inverses (une lame de zinc immergée dans une solution contenant des ions Al3+ ; une lame de fer en contact avec une solution contenant des ions Zn2+) ne donnent pas de changement observable. On peut donc conclure que : - l’aluminium Al est plus réducteur que le zinc Zn ; - le zinc est plus réducteur que le fer Fe. L’ensemble de ces résultats permet de faire une classification électrochimique de ces métaux et d’autre suivant leur pouvoir réducteur décroissant (fig. 10): Pouvoir réducteur décroissant Al Zn Fe Pb Cu Ag Figure 10. Comparaison du pouvoir réducteur de quelques métaux. I I . REACTION ENTRE LES SOLUTIONS AQUEUSES D’ACIDES A ANION NON OXYDANT ET LES METAUX II.1 Réaction du fer Fe avec une solution contenant des ions H3O+ L’expérience décrite au paragraphe II.1 du chapitre X et se rapportant à la réaction du fer Fe avec une solution diluée d’acide sulfurique nous a permis de montrer que les ions hydronium H3O+ réagissent avec le fer métallique pour donner du dihydrogène gaz et des ions Fe2+. L’équation chimique de la réaction observée est : Fe(sd) + 2 H3O+ Fe2+ + H2(g) + 2 H2O. Nous en déduisons que : - Le fer Fe réduit les ions hydronium H3O+. On dit que le fer est plus réducteur que le dihydrogène c’est-à-dire que sa tendance à passer de l’état de corps simple à l’état d’ions positifs est plus grande que celle de l’hydrogène. - Sur l’axe représentant les métaux selon leur pouvoir réducteur décroissant, on placera l’hydrogène à droite du fer. II.2. Réaction du plomb Pb avec une solution contenant des ions H3O+ II.2.a Expérience et observation Introduire un petit morceau de plomb dans un tube à essais, puis à l’aide d’une pipette munie d’une propipette verser avec précaution 2 mL d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique 0,1 M. Du dihydrogène se dégage et il se forme des ions plomb Pb2+. 190 11 II.2.b Interprétation Il s’agit là aussi d’une réaction d’oxydoréduction dont l’équation chimique est: Pb(sd) + 2 H3O+ Pb2+ + H2(g) + 2 H2O. Nous en déduisons que : - Le plomb Pb réduit les ions hydronium H3O+. On dit que le plomb Pb est plus réducteur que le dihydrogène c’est-à-dire que sa tendance à passer de l’état de corps simple à l’état d’ions positifs est plus grande que celle de l’hydrogène. - Sur l’axe représentant les métaux selon leur pouvoir réducteur décroissant, on placera l’hydrogène à droite du plomb. II.3. Réaction du cuivre Cu avec une solution diluée d’acide chlorhydrique Introduire une tournure de cuivre dans un tube à essais, puis à l’aide d’une pipette munie d’une propipette verser 2 mL de la solution d’acide chlorhydrique 0,1 M. Aucun dégagement n’apparaît même si on chauffe légèrement le tube à essais. Le cuivre ne réagit pas avec les ions hydronium. Nous en déduisons que: - le cuivre Cu ne réduit pas les ions hydronium H3O+. On dit que le cuivre Cu est moins réducteur que le dihydrogène c’est-à-dire que sa tendance à passer de l’état de corps simple à l’état d’ions positifs est plus faible que celle de l’hydrogène. - Sur l’axe représentant les métaux selon leur pouvoir réducteur décroissant, on placera l’hydrogène à gauche du cuivre. II.3.c Conclusion D’après les expériences précédentes on peut noter que : - le fer est plus réducteur que le dihydrogène; - le plomb Pb est plus réducteur que le dihydrogène; - le dihydrogène est plus réducteur que le cuivre. En conséquence on placera dans la classification reproduite par la figure 10 l’hydrogène à droite du fer Fe et à gauche du cuivre Cu (fig.11). Pouvoir réducteur décroissant Al Zn Fe Pb H2 Cu Ag Métaux non attaqués par les acides à anion non oxydant. Métaux attaqués par les acides à anion non oxydant. Figure 11. Comparaison du pouvoir réducteur de quelques métaux par rapport à l’hydrogène. 191 C h a p i t r e 1 1 : Classification éléctrochimique III. CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DE QUELQUES ELEMENTS USUELS La réalisation d’autres expériences du même type que celles décrites dans les paragraphes précédents nous permet de compléter la classification électrochimique précédente de la manière suivante (fig. 12) : Pouvoir réducteur décroissant Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Ni Pb H2 Cu Ag Hg Figure 12. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux usuels par rapport à l’hydrogène. Remarque Certaines réactions possibles spontanément ne se produisent pas à cause du phénomène de passivation du métal due à l’existence d’une couche protectrice d’oxyde sur la surface du métal. IV. UTILISATION DE LA CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX IV.1 Prévision de la réaction entre un métal et un cation métallique La classification électrochimique des métaux permet de prévoir la réaction possible entre un métal et un cation métallique d’un autre métal. Ainsi chaque métal pris dans la classification précédente peut réduire l’ion d’un métal situé après lui dans cette classification. Par exemple le fer est capable de réduire les cations métalliques Pb2+, Cu2+, Ag+, etc. APPLICATION Enoncé En utilisant la classification électrochimique (fig.12), prévoir ce qui se passe lorsqu’on introduit une plaque de zinc dans: a) une solution de sulfate de cuivre (II) CuSO4 ; b) une solution de sulfate d’aluminium Al2(SO4)3. Solution a) D’après sa place dans la classification électrochimique le zinc peut réduire les ions Cu2+ à l’état de cuivre métallique et s’oxyde en ion Zn2+. On devrait observer un dépôt de cuivre sur la lame de zinc et une décoloration progressive de la solution de sulfate de cuivre (II). 192 11 Les équations formelles associées aux deux couples redox Zn2+/Zn, Cu2+ /Cu et l’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction sont : + – Zn(sd) Zn2+ + 2 e Cu2+ + 2 e– Cu(sd) Zn(sd) + Cu2+ Zn2+ + Cu(sd). b) D’après sa place dans la classification électrochimique le zinc ne peut pas réduire les ions Al3+. Le zinc ne réagit pas sur les ions aluminium Al3+. IV.2 Prévision de la réaction entre une solution aqueuse d’un acide et un métal D’après la classification électrochimique précédente (fig.12) les métaux qui réagissent avec les solutions aqueuses d’acides à anion non oxydant tels que l’acide chlorhydrique HCl ou l’acide sulfurique H2SO4 sont ceux pour lesquels le métal est plus réducteur que l’hydrogène. Ainsi les ions H3O+ peuvent réagir avec les métaux Pb, Fe, Zn, etc. en provoquant un dégagement de dihydrogène. APPLICATION Enoncé En utilisant la classification électrochimique (fig.12) prévoir ce qui se passe lorsqu’on introduit dans une solution diluée d’acide chlorhydrique : a) de la poudre d’aluminium; b) de la poudre d’argent. Solution a) D’après sa place dans la classification électrochimique l’aluminium Al peut réduire les ions hydronium H3O+. On peut alors obtenir du dihydrogène gaz et des ions Al3+. Les équations formelles associées aux deux couples redox Al 3+ /Al, H3O+ /H2 et l’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction sont : – 2 (Al(sd) Al 3+ + 3 e ) + – 3 (2 H3O+ + 2 e H2 (g) + 2 H2O) 2 Al(sd) + 6 H3O+ 2 Al3+ + 3 H2(g) + 6 H2O. b) D’après sa place dans la classification électrochimique l’argent Ag n’est pas capable de réduire les ions hydronium H3O+. Il ne se produit aucune réaction. 193 C h a p i t r e 1 1 : Classification éléctrochimique PREMIER EXERCICE RESOLU Une poudre métallique finement broyée de masse m = 16,5 g contient du zinc, du cuivre et de l’aluminium de masses respectives m1, m2 et m3. Cette poudre est attaquée par un excès d’une solution d’acide chlorhydrique. Après réaction il reste un résidu solide de masse égale à 3,5 g et le gaz dégagé occupe un volume V = 11,2 L dans les conditions de l’expérience. 1. Utiliser la classification électrochimique de la figure 12 pour identifier le résidu et les métaux qui passent en solution et leur cation correspondant. 2. Ecrire les équations bilans des réactions redox qui ont eu lieu. 3. Calculer les masses m1, m2 et m3. 4. En déduire la composition massique centésimale de la poudre métallique. Données: - Les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont Al = 27 et Zn = 65,4. - Le volume molaire des gaz est égal à 22,4 L.mol-1. Méthode et conseils de résolution Solution 1. D’après la classification de la figure 12: - Exploiter la classification électrochimique - le métal Cu est moins réducteur que l’hydrogène des métaux pour prévoir quelle réaction se donc il ne réagit pas avec les ions H3O+ ; produit.. - les métaux Zn et Al sont plus réducteurs que l’hydrogène donc ils réagissent avec H3O+ avec dégagement de dihydrogène H2 et passent totalement en solution sous forme d’ions Zn2+ et d’ions Al3+ car la solution acide est prise en excès. Le résidu est du cuivre métallique. En réagissant avec les ions H3O+ le zinc Zn se transforme en Zn2+ et l’aluminium Al se transforme en - La réaction de l’acide chlorhydrique avec un métal plus réducteur que le dihydrogène Al3+. donne du dihydrogène et le cation 2. L’équation bilan de la réaction de Zn avec H3O+ est : métallique correspondant au métal. Zn(sd) + 2 H3O+ Zn2+ + H2 (g) + 2 H2O (1). L’équation bilan de la réaction de Al avec H3O+ est: 2 Al (sd) + 6 H3O+ 2 Al3+ + 3 H2 (g) + 6 H2O (2). 194 11 Méthode et conseils de résolution Solution 3. Le résidu étant du cuivre alors m2 = 3,5 g. On a : m1 + m2 + m3 = m d’où : m1 + m3 = m - m2 = 16,5 - 3,5 = 13 g. D’après l’équation (1) : nZn = n (H 2 )1 où nZn est la quantité de Zn disparue et n ( H 2 )1 la quantité de H2 formée par la réaction (1). Zn étant le réactif limitant donc : m1 nZn = (nZn)initial = = n ( H 2 )1 . - La quantité de matière d’un produit M Zn obtenue à la fin d’une réaction est déterminée à partir de la quantité initiale du n (H 2 ) n Al 2 réactif limitant D’après l’équation (2) : = 2 - Une masse m d’une substance de masse molaire M contient une quantité de matière n tel que : n = m M 3 où nAl est la quantité de Al disparue et n (H ) 2 2 est la quantité de H2 formée par la réaction (2). Al étant le réactif limitant donc : nAl = (nAl )initial = n (H 2 ) 2 = 3 x n Al = 2 m3 M Al 3 x m3 . D’où : 2 x M Al . La quantité totale de matière de H2 formée par (1) et (2) est : n H 2 = n ( H 2 )1 + n (H ) = - Un volume V d’une substance gazeuse 2 2 contient une quantité de matière n tel que : n= V où VM représente le volume VM molaire des gaz dans les conditions de l’expérience.. V( H 2 ) Vm . D’où : V( H 2 ) 11,2 3 x m3 m1 + = = = 0,5. 2 x M Al Vm M Zn 22,4 On obtient ainsi le système d’équations suivant: V( H 2 ) m1 11,2 3 x m3 + = = = 0,5 M Zn 2 x M Al Vm 22,4 m1 + m3 =13. 195 C h a p i t r e 1 1 : Classification éléctrochimique Méthode et conseils de résolution Solution La résolution de ce système de deux équations à deux inconnues donne m1 = 5,5 g et m3 =7,5 g. - Le pourcentage massique d’une substance de masse m dans un 4. La composition centésimale massique en zinc est : m1 5,5 x 100 = 33,3. x100 = m 16,5 % Zn = échantillon de masse m est donné par la relation : m x100 . % substance = La composition centésimale massique en cuivre est : M % Cu = 3,5 m2 x 100 = 21,2. x 100 = 16,5 m La composition centésimale massique en aluminium - Vérifier que la somme des pourcentages est : m3 7 ,5 de toutes les substances constituant x 100 = 45,5. % Al = x100 = l’échantillon, est égale à cent. m 16,5 DEUXIEME EXERCICE RESOLU On donne ci-dessous la classification électrochimique suivante: Al Zn H2 Ag Pouvoir réducteur décroissant 1. Prévoir ce qui peut se produire quand on plonge respectivement : a) une lame d’aluminium dans une solution aqueuse de nitrate de zinc Zn(NO3)2 ; b) une lame d’argent dans une solution aqueuse de nitrate d’aluminium Al(NO3)3. Ecrire quand cela est possible l’équation chimique de la réaction qui a lieu. 2. Sachant que le zinc est attaqué par les ions plomb Pb2+ et que le plomb réagit avec une solution aqueuse d’acide chlorhydrique avec dégagement de dihydrogène : a) écrire l’équation chimique de la réaction observée ; b) déterminer la place du plomb dans la classification proposée. 3. Une lame d’aluminium de masse m = 5,40 g est introduite dans une solution aqueuse de nitrate d’argent de volume V = 100 cm3 et de concentration molaire C = 1 mol.L-1. a) Qu’observe t-on ? b) Ecrire l’équation chimique de la réaction observée. c) Montrer que l’aluminium Al est en excès par rapport aux ions argent Ag+. d) Calculer la masse de la lame d’aluminium et la concentration de l’ion Al3+ lorsque la réaction est terminée. Donnée : La masse molaire atomique en g.mol-1 est Al = 27. 196 11 Méthode et conseils de résolution Solution 1. D’après la classification proposée: - Savoir exploiter la classification électrochimique des métaux. a) L’aluminium Al est plus réducteur que le zinc donc Al réagit avec les ions Zn2+. L’équation chimique de la réaction observée est : 2 Al (sd) + 3 Zn2+ 3 Zn(sd) + 2 Al3+ . b) L’argent est moins réducteur que l’aluminium donc Ag ne réagit pas avec les ions Al3+. 2. a) Le zinc passe de l’état atomique Zn à l’état ionique Zn2+. Le zinc est oxydé selon : – Zn(sd) Zn2+ + 2 e En même temps les ions Pb2+ sont réduits selon : Pb2+ + 2 e – Pb(sd) La réaction d’oxydoréduction est : Zn(sd) + Pb2+ Zn2+ + Pb(sd). Le dégagement de dihydrogène provient de la réduction des ions H3O+: – 2 H3O+ + 2 e H2(g) + 2 H2O. En même temps le plomb est oxydé selon : – Pb(sd) Pb2+ + 2 e La réaction d’oxydoréduction est : Pb (sd) + 2 H3O+ Pb2+ + H2(g) + 2 H2O. b) Le zinc Zn est plus réducteur que le plomb Pb, le plomb est plus réducteur que l’hydrogène d’où le plomb est situé entre Zn et H dans la classification proposée. 197 C h a p i t r e 1 1 : Classification éléctrochimique Méthode et conseils de résolution Solution 3. a) D’après la classification proposée, Al est plus réducteur que Ag on observe alors un dépôt d’argent Ag sur la lame d’aluminium. b) L’équation chimique de la réaction observée est: Al (sd) + 3 Ag+ Al3+ + 3 Ag (sd) (1). c) Soit nAl la quantité de matière d’aluminium : - Une masse m d’une substance de masse molaire M contient une quantité de matière n tel que : n = m . M nAl = 5, 4 m = = 0,20 mol. 27 M Or nAg+ = C.V = 1.0,1 = 0,10 mol. D’après l’équation (1) de la réaction : nAl (réagit) = 1 nAg+ (réagit) = 3,3.10-2 mol. 3 La quantité d’aluminium nécessaire pour la réaction est inférieure à la quantité de matière d’aluminium initiale donc l’aluminium est le réactif en excès. d) La masse de Al disparu est : m = 3,3.10-2 . 27 = 0,89 g. En conséquence la masse de la lame d’aluminium en fin de réaction est : m’ = 5,40 - 0,89 = 4,51 g. Par ailleurs : n Al 3+ = nAl (disparu) = 3,3 .10-2 mol. D’où la concentration molaire de Al3+ est : n 3+ (Al ) 0,033 [Al3+] = = = 0,33 mol.L-1. 0,1 V L’ESSENTIEL DU COURS ♦ La classification électrochimique des métaux permet de prévoir si une réaction entre un métal et un ion métallique est possible ou non. ♦ Les métaux plus réducteurs que l’hydrogène réagissent avec les solutions diluées d’acides à anion non oxydant pour donner un dégagement de dihydrogène et un cation métallique. ♦ Les métaux moins réducteurs que l’hydrogène ne réagissent pas avec les solutions diluées d’acides à anion non oxydant . Adresses de sites internet conseillés - ahttp://www.chimix.net/ifrance/potate/redox42.htm - http://nguyenp.club.fr/oxyd/oxy.htm - http: //www.ac- noumea.nc/physique-chimie. 198 11 EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices 1. Un métal réduit tous les ions des métaux ........................... que lui. 2. Le fer a une tendance plus grande que le cuivre à passer de l’état atomique à l’état ionique. Le fer est plus ................ que le cuivre. 3. Seuls les métaux plus ....................... que l’hydrogène peuvent réagir sur les solutions aqueuses acides à anion non oxydant pour donner un dégagement de dihydrogène gazeux. B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. Si on plonge une lame de plomb dans une solution aqueuse contenant des ions Fe2+ et des ions Cu2+ : a) la lame de plomb se recouvre d’un dépôt de Fer ; b) la lame de plomb se recouvre d’un dépôt rouge de cuivre ; c) la lame de plomb reste inaltérée. 2. Pour décolorer une solution diluée de sulfate de Fer (II) verdâtre on doit ajouter de : a) de l’argent en poudre ; b) du zinc en poudre ; c) du cuivre en poudre. 3. Le sulfate de nickel (II) NiSO4 donne un dépôt métallique avec le fer et ne réagit pas sur le plomb. La classification électrochimique des métaux nickel, fer et plomb par pouvoir réducteur décroissant est : Ni Fe Pb Fe Pb Ni Fe Ni Pb a) b) c) B. II Répondre par vrai ou faux 1. Le cuivre est plus réducteur que le zinc. 2. Si on plonge une lame d’argent dans une solution de sulfate de cuivre, la lame d’argent se recouvre d’un dépôt rougeâtre de cuivre. 3. On peut décolorer une solution diluée de sulfate de cuivre CuSO4 en lui ajoutant de la poudre d’argent. 199 C h a p i t r e 1 1 : Classification éléctrochimique UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Exercice 1 Lorsqu’on plonge une lame d’étain Sn dans une solution contenant des ions Pb2+, elle se couvre de plomb et il se forme des ions Sn2+. Lorsqu’on plonge une lame d’aluminium dans une solution contenant des ions Sn2+, elle se couvre d’étain et il se forme des ions aluminium Al3+. 1. Ecrire les équations chimiques des réactions observées. 2. Proposer une classification électrochimique pour les métaux Al, Sn et Pb selon leur pouvoir réducteur décroissant. 3. Préciser ce que l’on observe lorsqu’on plonge une lame de plomb dans une solution contenant des ions aluminium Al3+. Exercice 2 On donne la classification électrochimique suivante : Al Zn Fe H2 Pouvoir réducteur décroissant Cu Prévoir ce qui peut se produire quand on plonge respectivement : 1. une lame de cuivre dans une solution de nitrate d’aluminium Al(NO3)3 ; 2. une lame d’aluminium dans une solution de nitrate de zinc Zn(NO3)2 ; 3. une lame de fer dans une solution d’acide chlorhydrique. Exercice 3 On considère les métaux argent, aluminium, plomb et fer. - Seul l’argent n’est pas attaqué par une solution aqueuse diluée d’acide chlorhydrique. - L’aluminium peut décolorer une solution contenant des ions fer (II). - Le fer peut disparaître quand il est mis en contact avec une solution contenant des ions plomb Pb2+. - L’argent ne réagit pas avec une solution contenant des ions plomb (II) Pb2+. 1. Ecrire, quand cela est possible, l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction qui peut avoir lieu dans chaque cas. 2. Etablir la classification électrochimique des éléments argent, aluminium, plomb, fer et hydrogène. UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont: Fe = 56; Cu = 63,4 ; Zn = 65,4 et Ag = 108. Exercice 4 On plonge un métal M’ dans une solution contenant un cation Mn+ d’un autre métal. Le tableau suivant résume les différentes expériences réalisées. 200 11 1. Préciser les couples redox mis en jeu dans chacune des expériences réalisées. 2. Ecrire l’équation bilan des réactions de formation des dépôts donnés dans le tableau. 3. En déduire une classification électrochimique des quatre métaux suivant leur pouvoir réducteur décroissant. Exercice 5 On place une tôle de fer de faible épaisseur dans un volume V = 100 mL d’une solution aqueuse de nitrate d’argent AgNO3 de concentration C = 0,1 mol.L-1. 1. En tenant compte de la classification électrochimique des métaux, écrire l’équation bilan de la réaction qui se produit. 2. Préciser les couples redox mis en jeu. 3. Calculer la masse m de métal déposé sur la tôle de fer quand tous les ions argent sont réduits. 4. Calculer la diminution de masse de la tôle en fer. 201 Chapitre 12 LA CORROSION DES METAUX Objectifs L´élève sera capable de : - interpréter le phénomène de corrosion. - connaîre quelques moyens de protection contre la corrosion. Prérequis - Réactions d’oxydation et de réduction. Oxydant et réducteur. - Ecriture correcte de l`équation d`une réaction d’oxydoréduction. - Classification électrochimique des métaux par pouvoir réducteur décroissant. Un Poteau en fer sur les berges “d´Essid Lasfer“ à Tabarka. Exposé à l’air chargé de vapeur d’eau et de sel minéraux, ce pivot situé en bord de mer est recouvert de rouille, Pourquoi ? Pour conserver les aliments on utilise des boîtes en “fer-blanc“ ou en aluminium. Pourquoi n’utilise-t-on pas le fer pur ? 202 LA CORROSION DES METAUX 12 I. DEFINITION ET IMPORTANCE I.1. Définition La corrosion est un processus chimique de dégradation des métaux par les constituants du milieu ambiant. Si le métal est du fer ou un alliage à base de fer les produits de la corrosion constituent la rouille formée essentiellement d’oxydes de fer (III) hydratés. Les métaux non ferreux se corrodent mais ne rouillent pas. I.2. Importance de la corrosion Le processus de corrosion est d’un impact économique très important. La corrosion apparaît comme un véritable fléau industriel et économique. Elle est à l’origine du vieillissement et de la rupture des pièces mécaniques. Le processus de corrosion engendre des pertes économiques considérables classées en pertes directes et en pertes indirectes. La perte directe concerne les coûts de remplacement des structures et pièces corrodées tels que les réservoirs d’eau chaude, les pots d’échappement de voiture, les conduites de gaz, les conduites d’eau de refroidissement, etc. Les pertes indirectes sont causées par l’arrêt des installations pour réparation ou par la diminution des rendements de production dont l’origine est l’obstruction des conduites d’alimentation par la rouille nécessitant l’augmentation de la capacité de pompage. Fenêtre: La masse d’acier perdue dans le monde sous forme de rouille est estimée à 20% environ de la production mondiale. Pour donner une meilleure idée des pertes engendrées par la corrosion on estime à deux tonnes environ la masse d’acier perdue par seconde à l’état de rouille ce qui constitue malheureusement une aubaine pour les producteurs d’acier. II. PROCESSUS CHIMIQUES DE LA CORROSION Au cours de la corrosion les métaux ferreux sont oxydés et passent à l’état d’ions qui sont à l’origine de la formation de la rouille alors que les métaux non ferreux donnent lieu à des oxydes. Le processus de corrosion a lieu quand le métal est mis en contact directement soit avec les solutions électrolytiques, (c’est la corrosion aqueuse) soit avec l’air ou un autre gaz humide (c’est la corrosion atmosphérique). 203 C h a p i t r e 1 2 : La corrosion des métaux II.A. La corrosion atmosphérique La corrosion atmosphérique résulte de l’action du dioxygène de l’air, de l’eau et des impuretés salines sur les métaux. Les conditions climatiques défavorables (précipitations importantes, variation de la température et du taux d’humidité, etc.) peuvent accélérer le processus de corrosion. 1.a. La corrosion du fer Des boulons en fer exposés à l`air humide rouillent lentement au bout de quelques jours . Figure 1 Des boulons en fer rongés par la rouille La couche de rouille déposée est poreuse, elle ne protège pas le reste du métal. L`attaque par l`air humide se poursuit alors en profondeur et tout le métal finit par être rongé (fig.1). Au cours du processus de corrosion le fer est oxydé en ions fer (II) Fe2+ et le dioxygène est réduit en présence d’eau en ions hydroxyde OH-. Les deux demi équations d’oxydation et de réduction à considérer sont : et – Fe (sd) Fe2+ + 2 e (oxydation) – O2 (g) + 2 H2 O + 4 e 4 OH(réduction). Le transfert d’électron se produit à travers le métal fer qui comme tous les métaux est un bon conducteur électronique. L’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction est obtenue par combinaison des deux demi équations précédentes de façon tel que les électrons n’apparaissent pas : + – 2 (Fe (sd) Fe2+ + 2 e) – O2 (g) + 2 H2 O + 4 e 4 OH- 2 Fe (sd) + O2 (g) + 2 H2 O 4 OH- + 2 Fe2+. Les ions Fe2+ formés subissent encore une autre oxydation au contact de l’oxygène dissous pour conduire aux ions Fe3+ qui précipitent sous forme d’hydroxyde de fer (III) hydraté Fe(OH)3,nH2O selon la réaction : Fe3+ + 3 OH- Fe(OH)3 (sd). La plaque de fer est alors corrodée (fig.2). Ainsi la rouille est un mélange complexe d’oxydes et d’hydroxyde de fer. Ces oxydes poreux ne protègent pas le fer et ses alliages du fait qu’ils permettent la corrosion du métal en profondeur. 204 12 Remarques a) Le processus de corrosion est accéléré par la présence des ions chlorure Cl-. Figure 2 Processus simplifié de formation de la rouille par réaction d’oxydation du fer par le dioxygène de l’air b) L’exemple de la corrosion du fer par le dioxygène de l’air montre l’importance de l’humidité dans le processus de corrosion. 1.b. La corrosion de l’aluminium La corrosion de l’aluminium par le dioxygène de l’air sec conduit à la formation de l’oxyde d’aluminium Al2O3. L’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction s’écrit : 2 Al (sd) + 3 O2 (g) Al2O3 (sd). La couche d’oxyde d’aluminium forme une pellicule étanche et constitue ainsi une couche protectrice du métal. II.2. La corrosion aqueuse 2.a. La corrosion par piqûre La piqûre est un type d’attaque localisé sur des sites préférentiels du métal. Si l’attaque est limitée à une surface relativement petite du métal, les piqûres qui apparaissent sont dites profondes. Si la surface d’attaque est relativement plus grande et moins profonde, les piqûres sont dites superficielles (fig.3). Figure 4 Processus simplifié de formation de l’hydroxyde d’aluminium pendant la corrosion de l’aluminium Figure 3 Piqûres superficielles à la surface de l’aluminium 205 C h a p i t r e 1 2 : La corrosion des métaux La corrosion par piquration est due aux hétérogénéités microscopiques du métal. Considérons par exemple le cas de l’aluminium qui, exposé à l’air, se recouvre d’une couche d’oxyde d’aluminium Al2O3. Sous l’action des ions chlorure Cl-, le film d’oxyde peut être perforé et l’aluminium nu peut être oxydé par le dioxygène qui à son tour est réduit en présence de l’eau contenue dans l’air en ions hydroxydes OH- (fig.4). Les équations chimiques des deux demi réaction d’oxydation et de réduction sont Al3+ + 3 e– Al (sd) O2 (g) + 2 H2 O + 4 e– 4 OHL’équation chimique de la réaction d’oxydoréduction est obtenue par combinaison des deux demi équations précédentes de façon que les électrons n’apparaissent pas : – 4 x (Al (sd) Al3+ + 3 e ) + – 4 OH- ) 3 (O2 (g) + 2 H2 O + 4 e 4 Al (sd) + 3 O2 (g) + 6 H2 O 12 OH- + 4 Al3+ (1). Les ions aluminium Al3+ formés précipitent en présence des ions hydroxyde OH- : Al3+ + 3 OH- Al(OH)3 (sd) (2). En combinant les équations chimiques (1) et (2) on obtient l’équation globale qui traduit le processus de corrosion : 4 Al (sd) + 6 H2O + 3 O2 (g) 4 Al(OH)3 (sd). 2.b. La corrosion galvanique La corrosion galvanique est un type particulier de corrosion qui se produit quand deux métaux M1 et M2 de nature différente en contact avec une solution électrolytique sont liés directement les uns aux autres. Pour comprendre le principe de la corrosion galvanique rappelons l’échelle de classification des métaux courants par pouvoir réducteur décroissant (fig.5). Pouvoir réducteur décroissant Ca Na MgAl Mn Zn Fe Ni Pb H2 Cu Ag Hg Figure 5. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux usuels par rapport à l’hydrogène. Ainsi si le métal M1 a un pouvoir réducteur plus important que celui du métal M2, c’est le métal M1 qui s’oxyde et passe en solution sous forme d’ions M1n+. Le métal M2 n’est pas attaqué. C’est la corrosion galvanique. 206 12 III. PROTECTION DES METAUX CONTRE LA CORROSION Plusieurs méthodes de protection sont proposées pour protéger les objets métalliques contre les agents corrosifs et pour limiter les dégâts que subissent ces matériaux. Nous présenterons seulement la protection par revêtement et la protection galvanique. III.1. La protection par revêtement Elle consiste à recouvrir la surface du métal d’une couche protectrice qui l’isole du milieu extérieur corrosif. A cet effet on peut utiliser les films polymères en matière plastique, les peintures ou le revêtement métallique. Ainsi par exemple les carrosseries de voiture sont plongées d’abord dans un bain de zinc fondu pour les recouvrir d’un dépôt de zinc avant de les peindre par les peintures et les vernis nitrocellulosiques (fig.6). Figure 6. Protection de la carrosserie des automobiles par la peinture III.2. La protection par électrode sacrifiée Ce type de protection est connue sous le nom de "protection galvanique par électrode sacrifiée " car c’est l’électrode de protection qui se dissout (elle est donc sacrifiée) et le métal à protéger reste inaltérable. La méthode consiste à adjoindre au métal à protéger un métal dont le pouvoir réducteur est plus important. La protection par électrode sacrifiée est très utilisée pour protéger les canalisations enterrées ou les coques de navires en les reliant à des électrodes en zinc ou en magnésium qui doivent être renouvelées périodiquement (fig.7). Figure 7. Implantation d’électrodes sacrificielles en zinc sur la coque d´un bateau à Tabarka 207 C h a p i t r e 1 2 : La corrosion des métaux Pour mieux illustrer ceci considérons une conduite de gaz en acier (l’acier est un alliage de fer et de carbone avec une très forte proportion de fer) enfouie dans le sol. Cette conduite peut subir au cours du temps l’action du milieu environnant (le sol contient de l’eau et des sels minéraux dissous) et se corroder. Pour protéger cette conduite du phénomène de corrosion nous la relions à une électrode en magnésium Mg (fig 8). Figure 8. Protection d’une conduite de gaz par électrode sacrifiée Le magnésium Mg a un pouvoir réducteur supérieur à celui du fer, si ces deux métaux sont mis en contact directement c’est le magnésium qui a tendance à s’oxyder et à passer en solution sous forme d’ions Mg2+ et l’acier sera ainsi préservé. Au cours du temps le barreau de magnésium sera rongé progressivement et il faut par conséquent procéder à son remplacement quand cela est nécessaire. Ainsi nous pouvons remarquer que la protection galvanique n’est efficace: a) que si les métaux connectés sont de nature différente et liés les uns aux autres; b) que s’il y a présence d’une solution électrolytique en contact avec les deux métaux permettant la migration des ions. EXERCICE RESOLU L’acier inoxydable fabriqué à partir du fer, du nickel et du chrome peut être oxydé par une solution aqueuse d’acide chlorhydrique. 1. Ecrire les équations chimiques des réactions qui ont lieu entre les métaux constituants l´acier et l’acide chlorhydrique sachant que le chrome a été oxydé en ion chrome (III) Cr3+. 2. On a stockée une solution d’acide chlorhydrique de concentration molaire C = 0,2 mol.L-1 dans un récipient en acier dont les parois ont une épaisseur de 3 mm. Déterminer la durée au bout de laquelle la paroi du récipient sera percée sachant que la perte de masse est de 0,15 g par heure et par mètre carré. 3. Citer un métal de remplacement de l’acier constituant le récipient, et dont la paroi ne soit pas percée par action de l’acide. Donnée : la masse volumique de l’acier est ρ acier = 8.103 kg.m-3. 208 12 Méthode et conseils de résolution Solution 1. Les équations chimiques des réactions d’oxydoréduction des métaux constituants l’acier s’obtiennent par la combinaison des deux demi équation d’oxydation et de réduction. Cas du fer Le fer est oxydé en ion fer (II) Fe2+ et les ions - Utiliser la classification des métaux par hydronium H3O+ sont réduits en dihydrogène H2 : pouvoir réducteur décroissant pour prévoir – Fe (sd) Fe2+ + 2 e quelle réaction se produit entre les ions hydronium et les métaux considérés. – 2 H3O+ + 2 e H2 (g) + 2 H2O Fe (sd) + 2 H3O+ Fe2+ + H2 (g) + 2 H2O. - L’équation d’oxydoréduction s’obtient par Cas du Nickel la combinaison des deux demi équation Le Nickel est oxydé en ion nickel (II) Ni2+ et les ions d’oxydation et de réduction de façon tel hydronium H3O+ sont réduits en dihydrogène H2 : que les électrons n’apparaissent pas. – Ni (sd) Ni2+ + 2 e – 2 H3O+ + 2 e H2 (g) + 2 H2O Ni (sd) + 2 H3O+ Ni2+ + H2 (g) + 2 H2O. Cas du chrome Le chrome est oxydé en ion chrome (III) Cr3+ et les ions hydronium H3O+sont réduits en dihydrogène H2 : – 2 x (Cr (sd) Cr3+ + 3 e ) – 3 x (2 H3O+ + 2 e H2 (g) + 2 H2O) - Exploiter la relation de définition de la masse volumique. 2 Cr (sd) + 6 H3O+ 2 Cr3+ + 3 H2 (g) + 6 H2O. 2. Soit m’ la masse d’une partie du récipient de surface S égale à 1m2 et d’épaisseur e égale à 3 mm. Le volume de cette portion de métal est : V = S x e. D’où : V = 1 x 3.10-3 = 3.10-3 m3. La masse m’ est égale à : m’ = ρ x V. m’ = 8.103 x 3.10-3 = 24 Kg. La durée t au bout de laquelle la paroi du récipient sera percée est : t = m’/masse perdue en une heure. D’où : t = 24 x 103/0,15 =160.000 h. = 6666 jours ou 18 ans environ. 3. On peut remplacer cet acier par un métal moins réducteur que le dihydrogène comme le cuivre par exemple. 209 C h a p i t r e 1 2 : La corrosion des métaux L’ESSENTIEL DU COURS ♦ La corrosion est un processus chimique de dégradation des métaux par les constituants du milieu ambiant. ♦ Le fer et les métaux ferreux rouillent au contact de l’air humide. ♦ Les métaux non ferreux forment des oxydes par action du dioxygène mais ne rouillent pas. ♦ Les oxydes poreux permettent la corrosion en profondeur du métal. ♦ Le métal peut être protégé de la corrosion par revêtement métallique ou par protection galvanique. Adresses de sites internet conseillés - http://sgbd.ac-poitiers.fr/bde/exos/98COU031/98COU31.htm - http://www.users/skynet.be/chr_lookx_sciences/corrosion.htm - http://www.ac-clermont.fr/pedago/physique/dossier/chimie/air/air.htm - http://www.ac-noumea.nc/physique-chimie/corrosion.htm - http://cdess.org 210 12 EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Questions de Cours Recopier et compléter les phrases suivantes, sur le cahier d´exercices, en choisissant la réponse correcte parmi les propositions suivantes: corrosion, oxydation, rouille, oxydoréduction et protection. 1. Le Fer subit une ………………………. en réduisant l’oxygène c’est une réaction ………………………. ; elle conduit à la formation de la ………………………………. poreuse ; c’est le phénomène de la ……………………… . 2. La galvanisation est un moyen de ………………du fer contre la corrosion. B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. La corrosion de l’aluminium dans l’air entraîne la formation : a) de la rouille ; b) de l’oxyde d’aluminium. 2. La couche d’oxyde d’aluminium est : a) poreuse ; b) imperméable. 3. Le métal qui peut protéger le fer contre la corrosion en se sacrifiant est : a) le cuivre ; b) le zinc ; c) l’argent. B. II Répondre par vrai ou faux 1. La couche de rouille protège le fer de la corrosion. 2. Tous les métaux se corrodent avec formation de rouille. 3. Le métal dont le pouvoir réducteur est le plus faible est sacrifié au cours de la protection galvanique. UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Exercice 1 Une lame de fer placée à l’air libre rouille au bout de quelques temps. 1. Expliquer la formation de la rouille. 2. Préciser si le fer a subit une oxydation ou une réduction. 3. Proposer un moyen pour protéger la lame de fer contre la corrosion. 211 C h a p i t r e 1 2 : La corrosion des métaux Exercice 2 1. Expliquer pour quelle raison les barres de fer sont parfois vendues complètement recouvertes d’un produit huileux. 2. En l’absence de ce produit quel sera l’aspect de la barre de fer ? Exercice 3 La fonte est un alliage fer carbone, le bronze est un alliage cuivre étain et le laiton est un alliage cuivre zinc. 1. Lequel de ces alliages rouille à l’air ? 2. Dans les fouilles archéologiques les objets trouvés sont généralement en bronze. Pourquoi ? UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Les masses molaires atomiques des métaux en g.mol-1 sont : Mg = 24,3 ; Fe = 56 et Zn = 65,4. Exercice 4 Pour protéger un tuyau en fonte (alliage fer carbone) on le relie par un fil conducteur à un morceau de zinc métallique. 1. Justifier le choix du zinc dans la protection galvanique du fer. 2. En l’absence de zinc la perte de fer par corrosion est égale à 0,274 kg.m-2 par an. Calculer la masse de zinc consommée pendant six mois et par mètre de canalisation sachant que le diamètre extérieur du tuyau est égal à 0,80 m. Exercice 5 Pour protéger la coque d’un navire, on y fixe une plaque de magnésium. 1. Justifier le choix du magnésium comme métal protecteur. 2. Préciser le type de protection utilisé. 3. Pendant un voyage en mer; la masse de la plaque de magnésium a diminué de 243 kg. Calculer la masse de Fer qui aurait été oxydée en l’absence de magnésium. 212 DOCUMENT 12 Comment protéger l’acier contre la corrosion dans le béton sain ? Une armature en acier abondonnée à l’atmosphère rouille assez rapidement. Si cette armature est mise en coffrage pour la construction, l’eau de gâchage du béton pénètre à travers les pores de la rouille. Une réaction se produit progressivement pour donner de la ferrite de calcium hydraté (4CaO,Fe 2 O 3 ,13H 2 O) d’où l’apparition sous la rouille d’une fine couche à base de ferrite et d’hydroxyde de calcium qui recouvre l’armature et qui protège l’acier contre la corrosion par passivation. Fenêtre : dans un journal du 21-12-2005 et dans la rubrique faits divers, on lit les titres suivants: - Dans une grande ville, le balcon d`un vieil immeuble s`effondre sans dégâts corporels… - Dans une autre grande ville, le plafond d`un hôtel chute en faisant huit morts et plusieurs blessés Quelles sont les étapes de la corrosion des armatures ? La corrosion des armatures dans le béton comporte deux stades : 1. Le stade d’incubation Il correspond à la pénétration dans le béton des entités chimiques agressives tels que le dioxyde de carbone CO2 ou les ions chlorure Cl- présents dans le milieu environnant. 2. Le stade de propagation Il correspond à la diffusion des agents agressifs dans le métal ce qui permet la croissance de la rouille et peut entraîner l’éclatement du béton d’enrobage. Comment contrôler la corrosion du béton ? 1) Etat du béton Pour évaluer le vieillissement du béton plusieurs essais et mesures sont effectués sur site. A titre d’exemple on cite: a) la mesure de la perméabilité à l’air et à l’eau du béton ; b) la mesure de la résistivité électrique du béton pour localiser les zones humides ou chargées en sels ; c) la mesure de la cohésion superficielle du béton ; d) la détermination de la profondeur de carbonatation et du profil de la teneur en chlorure sur des petits prélèvements de béton ; 2) Etat des armatures Le contrôle de la section des armatures et leur état permettent d’avoir une idée sur leur état de conservation. 213 THEME IV : LA CHIMIE ORGANIQUE Le document ci-dessus représente des objets de nature diverse mais ayant l’élément carbone comme constituant commun. 214 Chapitre 13 Objectifs STRUCTURE ET NOMENCLATURE DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES L´élève sera capable de : - écrire la formule semi développée d’un hydrocarbure aliphatique ; - retrouver les isomères correspondants à une même formule brute; - distinguer un hydrocarbure aliphatique saturé d’un hydrocarbure aliphatique insaturé ; - appliquer les règles de nomenclature pour nommer un hydrocarbure. Prérequis - Structure électronique des éléments carbone et hydrogène; - Schémas de Lewis des atomes et des molécules; - Liaisons covalentes simples et liaisons covalentes multiples. Bouteille de butane liquéfié Briquets remplis de butane liquéfié Aérosol remplis de but-1-ène Le butane C4H10 et le but-1-ène C4H8 sont des hydrocarbures aliphatiques courants. Qu’est ce qu’un hydrocarbure aliphatique ? Qu`est ce qui différencie ces deux hydrocarbures? Quelle est la structure de leur molécule ? 215 C h a p i t r e 1 3 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques STRUCTURE ET NOMENCLATURE DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES I. INTRODUCTION La chimie organique a pour objet l’étude des composés qui contiennent du carbone et d’autres éléments tels que l'hydrogène, l'oxygène, l'azote, le soufre, le halogènes ainsi que le phosphore et quelques métaux. Les hydrocarbures sont les composés formés uniquement de carbone et d'hydrogène. Leur formule brute générale est de la forme CxHy. L’étude des autres composés y compris certains dérivés du carbone comme les oxydes de carbone (CO et CO2), les carbonates, etc. fait l’objet de la chimie inorganique. On a cru longtemps que seuls les organismes vivants (animaux et végétaux) pouvaient donner naissance aux composés organiques. Cette idée fut abondonnée depuis qu’on a découvert que les composés organiques pouvaient être obtenus par voie de synthèse au laboratoire comme ce fut le cas par exemple de la synthèse de l'urée par F.WÖHLER en 1828 par évaporation à sec d’une solution de cyanute d’ammonium NH4CN. Depuis les réactions de synthèse de produits variés comme les parfums, les médicaments, les colorants, les fibres textiles, les vernis, les carburants, les détergents, etc. ont été développé. Les principales sources de matières premières nécessaires pour ces préparations sont le pétrole et le gaz naturel, le bois et d’autres produits agricoles. II. STRUCTURE DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES II.1 Structure de Lewis de quelques hydrocarbures aliphatiques Pour obtenir la structure de Lewis de quelques hydrocarbures aliphatiques nous rappelons ci-après (fig.1) la structure de Lewis de l’atome de carbone C (numéro atomique Z = 6) dans l’état excité : Figure 1 : Schéma de Lewis de l’atome de carbone dans l’état excité. Pour satisfaire la règle de l’octet, l’atome de carbone peut former quatre liaisons. On dit que le carbone est tétravalent. Les quatre liaisons de l'atome de carbone peuvent être simples ou multiples (doubles ou triples liaisons): 216 13 APPLICATION Enoncé Etablir les schémas de Lewis possibles des hydrocarbures de formule C4H10 ; C3H6 et C3H4. Solution Pour les hydrocarbures de formule C4H10, C3H6 et C3H4 on peut proposer les schémas de Lewis suivant (fig.2). Fig.2 : Schéma de Lewis de quelques hydrocarbures aliphatiques. 217 C h a p i t r e 1 3 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques - Pour les composés (a) et (b) de formule brute C4H10 on a seulement des liaisons simples carbone carbone et carbone hydrogène. - Pour le composé (c) de formule brute C3H6 on a, en plus des liaisons simples une liaison double carbone carbone. Il en est de même pour les composés (f) et (g) de formule brute C3H4. - Pour le composé (e) de formule brute C3H4 on a, en plus des liaisons simples une liaison triple carbone carbone. Les hydrocarbures correspondant aux schémas de Lewis (a), (b), (c), (e) et (f) présentent des chaînes carbonées ouvertes ; ce sont des hydrocarbures aliphatiques. Les hydrocarbures aliphatiques sont très répandus à l’état naturel. On les retrouve essentiellement dans le pétrole, dans le gaz naturel et dans les végétaux. Ils sont constitués par trois classes de composés. - Les alcanes dont la formule brute est de la forme C n H 2n+2 .Ce sont des composés ne comportant que des liaisons simples carbone carbone et carbone hydrogène. C’est le cas par exemple des composés (a) et (b). - Les éthènes (ou les alcènes) dont la formule brute est de la forme CnH2n .Ce sont des composés comportant au moins une liaison double carbone carbone et des liaisons simples carbone hydrogène et carbone carbone. C’est le cas par exemple du composé (c). - Les éthynes (ou les alcynes) dont la formule brute est de la forme CnH2n-2. Ce sont des composés comportant au moins une liaison triple carbone carbone et des liaisons simples carbone hydrogène et carbone carbone. C’est le cas par exemple du composé (e). Remarques Les composés (d) et (g) sont des hydrocarbures cycliques car leur chaîne carbonée sont fermées. On se limitera dans ce qui suit à l’étude des hydrocarbures aliphatiques. Le composé (f) n’est pas un éthène car les doubles liaisons sont portées par des carbones adjacents. II.2 Formules développées et formules semi-développées Dans une formule développée plane, toutes les liaisons existant entre les atomes formant la molécule sont représentées par des tirets. On peut obtenir la formule développée à partir du schéma de Lewis correspondant en ne faisant pas figurer les doublets non partagés. Pour les hydrocarbures aliphatiques les formules développées et les schémas de Lewis correspondants sont strictement identiques. 218 13 Toutefois l’écriture de ces formules développées peut devenir encombrante quand le nombre d’atome de carbone devient trop grand dans un composé organique. On les remplace couramment par des formules semi-développées qui sont plus commodes à écrire. Dans ces formules semi développées on représente les liaisons carbonecarbone par des tirets simples, doubles ou triples et on indique le nombre d’atomes d’hydrogène liés directement aux atomes de carbone. Exemple Pour les hydrocarbures aliphatiques (a), (c) et (e) dont le schéma de Lewis est représenté par la figure 2, on peut proposer les formules semi-développées suivantes : Formules brutes Formules semi développées C4H10 CH3-CH2-CH2-CH3 C3 H 6 CH3-CH=CH2 C3 H 4 H3C-C ≡ C-H La figure 3 représente les modèles moléculaires éclatés de ces hydrocarbures aliphatiques où les liaisons sont mises en évidence. (a) (b) (c) Fig.3 : Représentation des formules développées par les modèles moléculaires éclatés. (a) : cas de C4H10 ; (b) : cas de C3H6. (c) : cas de C3H4 La figure 4 représente les modèles moléculaires compacts de ces mêmes hydrocarbures aliphatiques. (a) (b) (c) Fig.4 : Représentation des formules semi-développées par les modèles moléculaires compacts. (a) : cas de C4H10 ; (b) : cas de C3H6 : (c) : cas de C3H4. 219 C h a p i t r e 1 3 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques II.3 Chaînes carbonées linéaires et chaînes carbonées ramifiées Considérons les formules semi-développées des deux composés (a) et (b) précédents ayant la même formule brute C4H10. Ces formules semi-développées sont différentes par le mode d’enchaînement des atomes de carbone. Pour le composé (a) tous les atomes de carbones sont alignés : la chaîne carbonée de cette molécule est linéaire. Sous une autre direction d’observation les atomes de carbone peuvent être disposés dans l’espace de la manière suivante (fig.5) : Fig.5 : Représentation spatiale d’une formule développée de l’hydrocarbure C4H10. Ce qu’on nomme chaîne linéaire est en réalité une chaîne carbonée en forme de “zigzag“. Pour le composé (b) tous les atomes de carbone ne sont pas alignés car il y a un branchement carboné sur la chaîne principale la plus longue formée de trois atomes de carbone alignés (fig.6) : on dit que la chaîne est ramifiée. Fig.6 : Représentation spatiale de la formule développée du composé (b). Remarques a) Pour la représentation spatiale de la formule développée de l’hydrocarbure (a) (fig 5) nous avons utilisé des hachures pour indiquer une liaison se trouvant en arrière du plan de la figure, un triangle fin pour indiquer une liaison dirigée en avant de la figure et des traits simples pour les liaisons qui sont dans le plan de la figure. b) Dans cette molécule tous les angles de liaisons sont égaux à 109°. La molécule n’est pas plane et elle présente des libres rotations autour de chaque liaison covalente simple carbone-carbone. 220 13 II.4 Chaînes carbonées saturées et chaînes carbonées insaturées Si dans une chaîne carbonée il n’existe pas de liaisons multiples (double ou triple liaison) entre deux atomes de carbone, la chaîne est dite “saturée“. C’est le cas par exemple des composés (a) et (b) correspondant à la même formule brute C4H10. Si dans une chaîne carbonée il existe au moins une liaison multiple (double ou triple liaison) entre deux atomes de carbone, la chaîne est dite “insaturée”. Exemples de molécules présentant une double liaison : CH3 – CH2 – CH = CH – CH3 CH3 – C =CH – CH3 CH3 (a) Exemples de molécules présentant une triple liaison : (b) CH3– CH – C ≡C – CH3 CH3 – CH2 – C ≡C – CH3 CH3 (c) (d) III. NOMENCLATURES SYSTEMATIQUES DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES III. 1 Les hydrocarbures aliphatiques à chaîne linéaire saturée Les noms des quatre premiers hydrocarbures sont des noms consacrés par l'usage. Nombre d’atomes de carbone n Formule brute Nom correspondant 1 CH4 Méthane 2 C 2 H6 Ethane 3 C 3 H8 Propane 4 C4H10 Butane Pour les autres hydrocarbures le nom débute par un préfixe latin ou grec qui indique le nombre d'atomes de carbone formant la chaîne linéaire suivi du suffixe “ane“ car les hydrocarbures à chaîne linéaire saturée font partie de la famille des alcanes. 221 C h a p i t r e 1 3 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques Nombre d’atomes de carbone n Préfixe Formule brute Nom correspondant 5 Pent C5H12 pentane 6 Hex C6H14 hexane 7 Hept C7H16 heptane 8 Oct C8H18 octane III. 2 Les hydrocarbures aliphatiques saturés à chaîne ramifiée Le nom de l’hydrocarbure doit nous indiquer le nombre d’atomes de carbone de la chaîne carbonée principale et la nature et la position des ramifications. Un hydrocarbure à chaîne ramifiée peut être considéré comme dérivant d’une chaîne carbonée linéaire sur laquelle on a greffé d’autres chaînes. Exemple CH2 – CH3 CH3 CH2 – CH3 CH3–CH–CH–CH2–CH3 1 2 3 4 H3C – CH – CH – CH2 – CH3 1 2 3 4 5 5 CH3 Pour ce composé, la chaîne principale comporte cinq atomes de carbone et présente deux ramifications portées par les carbones 2 et 3. Pour déterminer le nom de l’hydrocarbure aliphatique on convient : a) de choisir la chaîne carbonée la plus longue comme chaîne principale ; b) de la numéroter de telle sorte que les indices de position des différentes ramifications soient les plus faibles ; c) d’indiquer la nature des groupes hydrocarbonés (appelés aussi groupes alkyls) greffés par un nom dérivant de celui de l’hydrocarbure correspondant. Groupe hydrocarboné Nom du groupe hydrocarboné CH3– méthyle CH3 – CH2– éthyle CH3 – CH2 – CH2 – propyle 222 13 d) Dans le nom de l’hydrocarbure : - les groupes hydrocarbonés greffés seront présentés par ordre alphabétique ; - les indices correspondant à un même groupe hydrocarboné seront séparés par une virgule ; - un indice apparaissant entre le nom de deux groupes hydrocarbonés sera placé entre deux tirets. Exemples 1) 1 2 3 4 CH3 – CH – CH2 – CH3 chaîne carbonée la plus longue CH3 groupe méthyle 2- Méthylbutane 2) Pour ce deuxième composé seule la numérotation indiquée en vert de la chaîne carbonée est correcte car l’indice du groupe méthyle est le plus bas. 3) 3 4 5 6 7 CH3–CH–CH2–CH2–CH2–CH3 2 3 4 5 CH3–CH–CH–CH2–CH3 CH2 – CH3 2 1 CH3 CH3 1 2- Méthylheptane 2,3- Diméthylpentane 223 C h a p i t r e 1 3 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques APPLICATION Enoncé 1. Déterminer le nom de l’hydrocarbure aliphatique suivant : H3C –CH–CH3 H3C –CH–CH–CH3 CH3 2. Ecrire la formule semi développée du 2,4-diméthylhexane. Solution 1. La chaîne carbonée la plus longue contient 5 atomes de carbone. Le nom de cet hydrocarbure est le 2,3,4-triméthylpentane. 2. La formule semi développée du 2,4-diméthylhexane est : 1 2 3 4 5 6 CH3–CH–CH2–CH–CH2–CH3 CH3 CH3 III. 3 Les hydrocarbures aliphatiques insaturés à chaîne linéaire Si la chaîne carbonée contient une double liaison, l’hydrocarbure aliphatique fait partie de la famille des éthènes (ou alcènes) de formule générale CnH2n. Si la chaîne carbonée contient une triple liaison, l’hydrocarbure aliphatique fait partie de la famille des éthynes (ou alcynes) de formule générale CnH2n-2. Le nom de l’hydrocarbure débute comme pour les hydrocarbures saturés suivi du suffixe “ène“ pour les éthènes et “yne“ pour les éthynes. Pour obtenir le nom de l’hydrocarbure on numérote la chaîne carbonée la plus longue comportant la double ou la triple liaison de telle sorte à affecter à la liaison multiple l’indice le plus faible possible. L’indice de position est toujours placé devant la partie du nom à laquelle il se réfère (ici “ène“ ou “yne“). De plus des traits d’union sont placés de part te d’autre de cet indice. Exemples Cas des éthènes (ou alcènes) CH2=CH2 Ethène CH2=CH-CH3 Propène CH2=CH-CH2-CH3 But-1-ène 224 CH3-CH=CH-CH3 But-2-ène 13 Remarque L’éthène est connu aussi sous le nom d’éthylène. Cas des éthynes (ou alcynes) CH ≡ CH CH ≡ C–CH3 Ethyne CH ≡ C–CH2–CH3 propyne CH3–C ≡ C–CH3 but-1-yne but-2-yne Remarque L’éthyne est connu aussi sous le nom d’acétylène. III. 4 Les hydrocarbures aliphatiques insaturés à chaîne ramifiée Le nom de l’hydrocarbure doit nous indiquer : a) la présence de liaison multiple avec le suffixe “ène” ou “yne”; b) la position des liaisons multiples ; c) la nature de la chaîne carbonée principale et la position et la nature des ramifications. Pour cela on convient de considérer comme chaîne carbonée la plus longue celle contenant la liaison multiple. Cette chaîne est numérotée de telle sorte que l’indice de position de la liaison multiple soit le plus faible. Exemples CH3 CH3 CH3–C =CH2 CH2–CH3 CH3–C=C–CH2–CH3 CH2–CH3 Méthylpropène 3-Ethyl,2- méthylpent-2-ène CH2=C–CH-CH2–CH3 CH3 3-Ethyl,2-méthylpent-1-ène CH3 CH3 CH ≡ C – CH – CH3 CH3–C ≡ C – C–CH3 CH2–CH3 4,4-Dimétylhex-2-yne 3-Méhylbut-1-yne APPLICATION Enoncé 1. Déterminer le nom de l’hydrocarbure aliphatique suivant : CH3–C ≡ C–CH–CH2–CH3 CH2–CH3 225 C h a p i t r e 1 3 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques 2. Ecrire la formule semi développée du 4-méthylhex-2-ène. Solution 1. La chaîne carbonée la plus longue contenant la triple liaison est formée de 6 atomes de carbone. Le nom de cet hydrocarbure est le 4-éthylhex-2-yne. 1 2 CH3–C 3 ≡ 4 5 6 C–CH–CH2–CH3 CH2–CH3 2. La formule semi développée du 4-méthylhex-2-ène est : 1 2 3 4 5 6 CH3–CH=CH–CH–CH2–CH3 CH3 IV. QUELQUES TYPES D’ISOMERIE IV.1 Notion d’isomérie Considérons l’hydrocarbure aliphatique de formule brute C4H10 et écrivons les différentes formules semi-développées possibles. On trouve deux structures (fig.7): CH3–CH2–CH2– CH3 et (a) CH3–CH–CH3 CH3 (b) Fig.7 : Représentation des formules semi-développées de l’hydrocarbure C4H10. Pour les composés (a) et (b) on note que les atomes qui constituent la molécule ne sont pas liés entre eux de la même façon (fig.7). Fig.7 : Représentation des formules développées de l’hydrocarbure C4H10 par les modèles moléculaires. 226 13 Les composés (a) et (b) constituent des isomères correspondant à la même formule brute C4H10. Ainsi les isomères sont des composés qui ont la même formule brute et des formules développées ou semi-développées différentes. Remarque Pour une même formule brute on peut trouver deux ou plusieurs isomères. Il n’existe aucune règle nous permettant de connaître leur nombre à l’avance. APPLICATION Enoncé Etablir toutes les formules semi développées possibles pour l’hydrocarbure aliphatique de formule C5H12. Solution Les formules semi développées possibles sont : CH3 CH3–CH2–CH2–CH2–CH3 (a) CH3–CH–CH2–CH3 CH3–C–CH3 CH3 CH3 (b) (c) Les composés de formule semi-développées (a), (b) et (c) sont des isomères correspondant à la même formule brute C5H12. IV. 2 Isomérie de chaîne Les isomères de chaîne sont des composés organiques qui présentent la même fonction organique greffée sur des chaînes carbonées de nature différente. L’indice de position de la fonction organique est le même pour les dérivés isomères de chaîne. Remarque Pour les hydrocarbures aliphatiques insaturés la fonction organique est une double liaison pour les éthènes et une triple liaison pour les éthynes. Les alcanes ne possèdent pas de fonction organique car leurs chaînes sont saturées. 227 C h a p i t r e 1 3 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques Exemples H2C=CH–CH2–CH3 H2C=C –CH3 CH3 , (a) (b) CH3 CH3 CH3–CH–CH–-CH3 CH3–C–CH2–CH3. CH3 CH3 (c) (d) Les composés (a) et (b) sont des isomères de chaîne car ils présentent la même fonction organique (une double liaison) située à la même position (elle est située entre les carbones 1 et 2) et des chaînes différentes. Les composés (c) et (d) sont aussi des isomères de chaîne car ils présentent simplement des chaînes hydrocarbonées différentes. IV. 3 Isomérie de position Les isomères de position sont des composés organiques pour lesquels la position de la fonction organique au niveau de la chaîne carbonée n’est pas la même d’un composé à un autre Exemples H2C=CH–CH2–CH2–CH3 CH3–CH=CH–CH2–CH3 (a) (b) Les composés de formule (a) et (b) sont des isomères de position car ils présentent la même fonction organique (une double liaison) située à des positions différentes sur la même chaîne. IV. 4 Isomérie de fonction Les isomères de fonction sont des composés organiques présentant des fonctions organiques différentes. Exemples H2C=CH–CH = CH–CH3 C H3–C ≡ C–CH2–CH3 (a) (b) Le composé de formule (a) appartient à la famille des polythènes, le composé de formule (b) appartient à la famille des éthynes : ce sont des isomères de fonction. 228 13 IV. 5 Isomérie géométrique Z et E L’isomérie géométrique Z et E est un type particulier d’isomérie lié à la présence de double liaison dans la chaîne carbonée. Pour cela considérons la molécule de but-2-ène et construisons le modèle moléculaire correspondant. On obtient deux composés différents par la position dans l’espace des deux groupes méthyle (fig.8). Les schémas de Lewis correspondants à ces deux composés sont représentés par la figure 9. (a) (a) (b) Figure 8: Représentation par les modèles moléculaires. (b) Figure9 : Représentation des schémas de LEWIS Pour le composé (a) les atomes d’hydrogène et les groupements méthyle CH3 sont situés du même côté de la liaison double, pour le composé (b) ils sont situés de part et d’autre. Les composés (a) et (b) ne sont pas superposables. Ils sont différents. Ce sont des isomères car ils ont la même formule brute mais sont différents l’un de l’autre par la position dans l’espace des hydrogènes et des méthyles. On dit qu’ils sont des isomères géométriques Z et E. L’isomère (a) est l’isomère Z (Z est l’initiale de Zusammen qui, en allemand, signifie ensemble). Ce sont les groupes méthyle qui sont ensemble c’est-à-dire situés d’un même côté par rapport à la double liaison. Il en est de même pour les atomes d’hydrogène. L’isomère (b) est l’isomère E (E est l’initiale de Entgegen qui, en allemand, signifie opposé). Ce sont les groupes méthyle qui sont opposés c’est-à-dire situés de part et d’autre par rapport à la double liaison. Il en est de même pour les atomes d’hydrogène. PREMIER EXERCICE RESOLU Soit un hydrocarbure aliphatique saturé (A) de masse molaire M = 58 g.mol-1. 1. En désignant par n le nombre de mole d’atome de carbone, donner la formule brute de ce composé en fonction de n. 2. Exprimer la masse molaire M de (A) en fonction de n. 3. En déduire la formule brute de (A). 4. Ecrire les formules semi développées possibles pour (A). 5. Donner le nom de chacun des hydrocarbures obtenus. Donnée : Les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont : H = 1 et C =12. 229 C h a p i t r e 1 3 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques Méthode et conseils de résolution -Les hydrocarbures aliphatiques saturés font partie des alcanes. Solution 1. La formule brute de l’hydrocarbure aliphatique saturé est CnH2n+2. 2. Soit M la masse molaire de (A) : M = 12.n + 2.n + 2 = 14.n + 2. 3. Pour déterminer la formule brute de (A) calculons n: M =14.n + 2 = 58 d’où : n = - Les formules semi développés d’un hydrocarbure saturé doivent respecter la tétravalence du carbone. 56 = 4. 14 La formule brute de (A) est: C4H10. 4. Les formules semi développées possibles de (A) sont : CH3–CH2–CH2–CH3 CH3–CH–CH3 CH3 (a) - Utiliser correctement les règles de nomenclature des hydrocarbures saturés. (b) 5. Pour le composé (a) la chaîne la plus longue est à 4 atomes de carbone. Le nom de ce composé est le butane. Pour le composé (b) la chaîne la plus longue est à 3 atomes de carbone. Le nom de ce composé est le 2méthylpropane. DEUXIEME EXERCICE RESOLU Soient les hydrocarbures (A) et (B) à 4 atomes de carbone, appartenant respectivement à la famille des éthènes (ou alcènes) et des éthynes (ou alcynes). 1. Ecrire la formule brute de (A) et de (B). 2. Donner les formules semi développées possibles pour (A) et pour (B). 3. Trouver le nom de chacun des hydrocarbures obtenus. 230 13 Méthode et conseils de résolution Solution 1. La formule brute d’un alcène est de la forme CnH2n. - Les hydrocarbures aliphatiques insaturés Comme n = 4, la formule brute de (A) est: C H . 4 8 font partie des alcènes s’ils contiennent dans leurs chaînes carbonées une liaison La formule brute d’un alcyne est de la forme C H n 2n-2. double. Comme n = 4, la formule brute de (B) est: C4H6. - Les hydrocarbures aliphatiques insaturés font partie des alcynes s’ils contiennent 2. Les formules semi développées possibles pour (A) dans leurs chaînes carbonées une liaison sont : triple. a1) CH3–CH2–CH=CH2 a2) CH3–CH=CH–CH3 a3) CH3–C=CH2 CH3 - Les formules semi développés d’un Les formules semi développées pour (B) sont : hydrocarbure doivent respecter la b1) CH3–CH2–C≡ CH tétravalence du carbone. b2 ) H3C–C ≡ C–CH3 3. Cas des isomères de (A) : - Pour le composé a1 on a une chaîne linéaire à 4 atomes de carbone et une double liaison entre les carbones d’indice 1 et 2 : le nom de (a1) est: but-1-ène. - Pour a2 on a une chaîne linéaire à 4 atomes de carbone et une double liaison entre les carbones d’indice 2 et 3 : le nom de (a2) est : but-2-ène. - Pour a3 on a une chaîne linéaire à 3 atomes de carbone, une double liaison entre les carbones d’indice 1 et 2 et un groupe méthyle en position 2 ; le nom de (a3) est : 2-méthylprop-1-ène. Cas des isomères de (B) - Utiliser correctement les règles de nomenclature des hydrocarbures insaturés. - Pour b1 on a une chaîne linéaire à 4 atomes de carbone et une triple liaison entre les carbones d’indice1 et 2 : le nom de (b1) est : but-1-yne. - P our b2 on a une chaîne linéaire à 4 atomes de carbone, une triple liaison entre les carbones d’indice 2 et 3 : le nom de (b2) est : but-2-yne. 231 C h a p i t r e 1 3 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques L’ESSENTIEL DU COURS ♦ Pour un hydrocarbure aliphatique saturé la chaîne carbonée peut être linéaire ou ramifiée. ♦ Pour un hydrocarbure aliphatique insaturé la chaîne carbonée linéaire ou ramifiée présente une liaison double ou une liaison triple. ♦ La formule brute d’un alcane est CnH2n+2, celle d’un alcène est CnH2n et celle d’un alcyne est CnH2n-2. ♦ A une même formule brute peut correspondre plusieurs formules semi développées possibles appelées isomères. ♦ Les isomères de chaîne sont des composés organiques qui présentent la même fonction organique greffée sur des chaînes carbonées de nature différente. ♦ Les isomères de position sont des composés organiques pour lesquels la position de la fonction organique au niveau de la chaîne carbonée n’est pas la même d’un composé à un autre. ♦Les isomères de fonction sont des composés organiques présentant des fonctions différentes. ♦ L’isomérie géométrique Z et E est un type particulier d’isomérie lié à la présence de double liaison dans la chaîne carbonée. Adresses de sites internet conseillés a) http://www.faidherbe.org b) http://perso.wanado.fr c) http://www.chimix.com d) http://www.websciences.fr 232 13 EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices 1. Les hydrocarbures sont des composés constitués des éléments ………et ………… 2. La chaîne carbonée d’un hydrocarbure aliphatique insaturé peut être ……….ou …………. 3. Les alcanes sont des hydrocarbures aliphatiques de formule brute ………… 4. Les alcynes sont des hydrocarbures aliphatiques de formule brute ………… 6. Les composés ayant la même formule brute et des formules ……………..différentes sont appelés des ………………. B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. Dans un hydrocarbure aliphatique de formule brute CnH2n+2 : a) toutes les liaisons sont simples ; b) la chaîne carbonée est toujours linéaire ; c) certaines liaisons sont multiples. 2. Les isomères sont des composés : a) de même formule brute ; b) de formules semi développés différentes ; c) de formules développées identiques. B.II Répondre par vrai ou faux 1. Pour trouver le nom d’un hydrocarbure aliphatique saturé on numérote toujours la chaîne principale de droite à gauche. 2. Pour trouver le nom d’un hydrocarbure aliphatique insaturé de formule brute CnH2n on considère comme chaîne carbonée principale celle qui ne renferme pas la liaison double. 3. Pour trouver le nom d’un hydrocarbure aliphatique insaturé de formule brute CnH2n-2 on considère comme chaîne carbonée principale celle qui renferme la triple liaison. 233 C h a p i t r e 1 3 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Exercice 1 Nommer les hydrocarbures aliphatiques suivants : CH3–CH–CH2–CH3 a) CH3–CH2 CH3–CH– CH–CH3 b) CH3 CH2–CH3 CH3 c) CH3–C– CH2–CH3 CH3 d) CH3–CH2–CH=CH–CH3 e) CH3–CH2–C=CH–CH3 f) CH3–CH–CH–CH3 CH3 CH3 C ≡ CH Exercice 2 Ecrire les formules semi développées des hydrocarbures suivants : a) 2-méthylbutane ; b) 3-méthylpentane ; c) 2,4-diméthylhexane ; d) pent-2-ène ; e) 3-méthylbut-1-ène ; f) 3,3-diméthylbut-1-yne ; g) 2,2-diméthylhex-3-yne ; h) 3-éthyl, 3-méthylpent-1-ène. Exercice 3 On considère les hydrocarbures suivants : CH3-CH-C ≡ C-CH3 , CH3 (a) CH3-CH-CH2-C ≡CH, CH3 (c) CH3-CH-CH2-CH2-CH3, CH3 (e) CH3-CH=CH-CH2-CH2-CH3, (b) CH3-CH=CH-CH-CH3, CH3 (d) CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3, (f) Préciser lesquels sont : 1. des isomères de chaîne ; 2. des isomères de position; 3. des isomères de fonction. 234 13 Exercice 4 On considère les hydrocarbures suivants : CH3- CH2-CH=CH-CH2-CH3 (a), CH3- CH2-CH=CH2 (b), CH3- C≡C-CH3 (c). 1. Préciser lesquels parmi ces composés peuvent présenter l’isomérie géométrique Z et E. 2. Représenter quand cela est possible l’isomère Z et l’isomère E. UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont : H =1 et C =12. Exercice 5 La masse molaire moléculaire d'un alcène est M = 84 g.mol-1. 1. Donner la formule brute de cet alcène. 2. Donner les formules semi développées possibles et les noms des différents isomères correspondant. Exercice 6 La masse molaire moléculaire d'un alcyne est M = 82 g.mol-1. 1. Donner la formule brute de cet alcyne. 2. Donner les formules semi développées possibles et les noms des différents isomères correspondant. Exercice 7 Une bouteille de gaz utilisée pour le camping contient une masse m = 0,400 kg de gaz butane C4H10. 1. Déterminer la quantité de matière de butane dans la bouteille. 2. Déterminer le volume de gaz correspondant à la masse de butane contenu dans la bouteille. On admettra que le volume molaire des gaz est Vm = 24 L.mol-1. 235 C h a p i t r e 1 3 : Structure et nomenclature des hydrocarbures aliphatiques EXERCICE DOCUMENTAIRE LE PETROLE ET LE GAZ NATUREL Le pétrole brut est un liquide visqueux de couleur noire. Il a pour origine la décomposition de la matière organique d'origine végétale et animale et se trouve emprisonné dans des roches imperméables. Les principaux constituants du pétrole sont les hydrocarbures, mais on peut trouver aussi des composés indésirables en faible proportion comme les dérivés soufrés et oxygénés. Le raffinage du pétrole se fait par distillation fractionnée et a pour but de séparer les mélanges d’hydrocarbures et d’éliminer les composés indésirables. Les principaux produits isolés sont : a) les gaz liquéfiés, principalement du butane et du propane ; b) L’essence formée par un mélange d’hydrocarbures allant de l’heptane C7H16 au nonane C9H20. Ces composés doivent subir plus tard le reformage catalytique pour donner les carburants nécessaires pour les moteurs à explosion. c) Le pétrole lampant ou kérosène utilisé comme carburant dans les moteurs à réaction. d) Le gazole utilisé comme carburant dans les moteurs diesels. e) Les fiouls utilisés pour le chauffage domestique et industriel. f) Les huiles lubrifiantes, les paraffines et les bitumes. La presque totalité des produits lourds tels que le kérosène et le gazole qui sont des mélanges d’hydrocarbures saturés allant du décane C10H22 à l’hexadécane C16H34 sont transformés par craquage en produits légers. Le pétrole constitue ainsi une source d’énergie et aussi une source de matières premières pour l’industrie pétrochimique. 1- Nommer les principaux gaz isolé à partir du pétrole. Donner leur formules semi- dévelopées. 2- Donner la formule semi-dévelopée et le nom de quelques constitutants de l’essence. Schéma d’une tour de distillation 236 Chapitre 14 Objectifs ETUDE DE QUELQUES REACTIONS SPECIFIQUES DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES SATURES ET INSATURES L´élève sera capable de : – citer quelques réactions spécifiques des hydrocarbures aliphatiques saturés et insaturés. Prérequis - Liaison de covalence simple. - Liaison double et liaison triple entre les atomes de carbone. -Hydrocarbures aliphatiques saturés et hydrocarbures aliphatiques insaturés. Récipient à gaz de but-1-ène Bouteille à gaz de butane La photo ci-dessus représente deux récipients remplis de butane C4H10 et de but-1-ène C4H8 gazeux. Les formules semi développés de ces composés sont respectivement : H3C–CH2–CH2–CH3 et H3C–CH2–CH = CH2. Les molécules de ces deux hydrocarbures aliphatiques renferment le même nombre d’atome de carbone. Le butane C4H10 et le but-1-ène C4H8 ont-ils les mêmes propriétés chimiques ? 237 C h a p i t r e 1 4 : Etude de quelques réactions spécifiques des hydrocarbures aliphatiques ETUDE DE QUELQUES REACTIONS SPECIFIQUES DES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES SATURES ET INSATURES I. LES REACTIONS DE SUBSTITUTION SUR LES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES SATURES I.1 Action du dichlore sur le méthane I.1.a Expérience On dispose de deux éprouvettes à gaz contenant un mélange de méthane CH4 et de dichlore Cl2 gazeux. Retourner les éprouvettes sur une cuve remplie d’eau salée additionnée de quelques gouttes de Bleu de Bromothymol (B.B.T) et exposer l’une des éprouvettes à la lumière diffuse du soleil et maintenir l’autre à l’obscurité en l’enveloppant avec un cache en feuille d’aluminium ou en carton (fig.1). Figure.1 Réaction du dichlore Cl2 avec le méthane CH4. Remarques a) L’eau salée dissout très faiblement le dichlore Cl2 et le méthane CH4 gazeux. b) Il faut manipuler le dichlore avec précaution car il s’agit d’un gaz toxique. I.1.b Observations Après un certain temps noter que dans le mélange exposé à la lumière : - la couleur jaune verdâtre du dichlore disparaît progressivement ; - le niveau de l’eau salée monte dans l’éprouvette et la solution contenue dans la cuve à eau jaunit: il s’agit d’une solution acide; - de fines gouttelettes d’aspect huileux apparaissent sur les parois internes de l’éprouvette. Pour le mélange maintenu à l’obscurité il ne se produit aucune réaction car le mélange reste identique à lui-même (même couleur, même niveau de l’eau dans le tube à essais, etc.). 238 14 I.1.c Interprétation La disparition de la couleur jaune verdâtre du dichlore prouve que celui ci a réagi avec le méthane. Il se produit du chlorure d’hydrogène HCl gaz qui se dissout et se dissocie dans l’eau salée en ions hydronium H3O+ et en ions chlorure Cl- ce qui permet d’expliquer le caractère acide de la solution. HCl (g) + H2O H3O+ + Cl-. Le liquide contenu dans les gouttelettes huileuses et le gaz qui le surmonte renferment un mélange de dérivés chlorés de formules CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3 et CCl4. Les équations chimiques des réactions produites sont : CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl (a) CH3Cl + Cl2 CH2Cl2 + HCl (b) CH2Cl2 + Cl2 CHCl3 + HCl (c) CHCl3 + Cl2 CCl4 + HCl (d) (a) : Monochlorométhane (b) : Dichlorométhane (c) : Trichlorométhane (d) : Tétrachlorométhane. Les dérivés chlorés résultent de la substitution d’un ou de plusieurs atomes d’hydrogène par un ou plusieurs atomes de chlore. La réaction produite est une réaction de substitution. A l’aide des modèles moléculaires noter que les produits de substitution (a), (b), (c), et (d) ont une structure tétraédrique comme la molécule de méthane CH4 et que l’angle de liaison autour de l’atome de carbone reste proche de 109°. Modèles éclatés des composés (a) et (b) Modèles éclatés des composés (c) et (d) 239 C h a p i t r e 1 4 : Etude de quelques réactions spécifiques des hydrocarbures aliphatiques Pour les autres hydrocarbures aliphatiques saturés tels que l’éthane C2H6 ou le butane C4H10 la réaction du dichlore donne aussi un dégagement de chlorure d’hydrogène et un mélange de dérivés de substitution. Une réaction de substitution est donc une réaction où on a remplacé un ou plusieurs atomes d’hydrogène par un ou plusieurs atomes monovalents (Cl, Br, etc.) sans modification de la chaîne carbonée. I.2 Action du dibrome sur le butane I.2.a Expérience et observations Faire barboter du gaz butane C4H10 dans un flacon exposé à la lumière diffuse du soleil et contenant une solution aqueuse diluée de dibrome de couleur jaune brun. Un liquide huileux non miscible à l’eau de brome se forme et un gaz se dégage. Ce gaz va barboter dans une solution aqueuse verte de bleu de bromothymol (B.B.T) ce qui provoque le changement de sa couleur progressivement du vert au jaune (fig.2). Figure.2 Réaction du dibrome Br2 avec le butane C4H10. I.2.b Interprétation Le gaz dégagé est du bromure d’hydrogène HBr qui se dissout dans l’eau et s’ionise en ions hydronium H3O+ et en ions bromure Br- : HBr(g) + H2O H3O+ + Br-. + Les ions hydronium H3O rendent acide la solution contenant le B.B.T ce qui explique le changement de couleur de cette solution du vert au jaune. Le liquide huileux est constitué d’un mélange de dérivés bromés résultant de la substitution à chaque fois d’un ou plusieurs atomes d’hydrogène par un ou plusieurs atomes de brome. Les équations des réactions de substitution s’écrivent de la même façon que celles ayant lieu au cours de la réaction du méthane avec le dichlore. C4H10 + Br2 C4H9Br + HBr C4H9Br + Br2 C4H8Br2 + HBr C4H8Br2 + Br2 C4H7Br3 + HBr etc ... 240 Dans les dérivés bromés de substitution la géométrie de la molécule est conservée. L’angle de liaison autour de l’atome de carbone reste proche de 109° comme pour les dérivés chlorés issus de la réaction du dichlore sur le méthane. 14 I. 3. Conclusion Les hydrocarbures aliphatiques saturés sont des hydrocarbures dont les molécules renferment uniquement des liaisons simples carbone-carbone et carbonehydrogène. Ils donnent lieu seulement à des réactions de substitution d’un ou plusieurs atomes d’hydrogène par un ou plusieurs atomes d’un autre élément sans modification de la structure de la chaîne carbonée. + II. LES REACTIONS D’ADDITION SUR LES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES INSATURES Les hydrocarbures aliphatiques insaturés renferment dans leur chaîne carbonée une liaison double ou une liaison triple carbone carbone sur laquelle on peut effectuer des réactions d'addition. Au cours de ces réactions la liaison multiple “s'ouvre“ et des atomes ou des groupements d’atomes peuvent venir engager des liaisons covalentes simples avec les deux atomes de carbone qui étaient doublement liés (schéma 1) ou triplement liés (schéma 2) selon les schémas réactionnels (1) et (2) suivant : Schéma 2 : Addition de A2 sur un éthyne. Schéma 1 : Addition de AB sur un éthène. 241 C h a p i t r e 1 4 : Etude de quelques réactions spécifiques des hydrocarbures aliphatiques II.1 Action du dibrome sur l’éthène C2H4 II.1.a Expérience et observations Faire barboter de l’éthène gaz dans une solution aqueuse diluée de dibrome, de couleur jaune-brun, contenue dans un verre à pied sur les bords duquel on a placé un papier pH de manière qu’il trempe dans la solution. La coloration de la solution disparaît progressivement et le papier pH ne subit aucun changement de couleur (fig.3). Figure.3 : Réaction du dibrome Br2 avec l’éthène C2H4 II.1.b Interprétation La disparition de la couleur jaune-brun de la solution de dibrome montre que Br2 a réagi spontanément avec l’éthène C2H4. Le papier pH n’indique pas la formation d’un acide donc la réaction n’a pas donné lieu à un dégagement de bromure d’hydrogène HBr comme c’était le cas avec les hydrocarbures aliphatiques saturés. Il ne s’agit donc pas d’une réaction de substitution. Le produit obtenu est un dérivé dibromé qui résulte de l’addition de Br2 sur l’éthène C2H4. L’équation chimique de la réaction est: CH2 = CH2 + Br2 CH2Br – CH2Br 1,2-dibromoéthane A l’aide des modèles moléculaires noter que les angles de liaison autour de chaque atome de carbone sont proches de 109° dans le dérivé dibromé C2H4Br2 alors qu’ils étaient proches de 120° dans la molécule d’éthène. La molécule de 1,2-dibromoéthane n’est pas plane. Les réactions d’addition provoquent une modification de la structure de la molécule de départ contrairement aux réactions de substitution. 242 14 II.2 Action de l’eau sur l’éthène C2H4 A une température voisine de 300°C et sous une pression très élevée la vapeur d’eau peut réagir sur l’éthène. La réaction se produit en présence d’acide sulfurique H2SO4 qui joue le rôle de catalyseur. On obtient l’éthanol C2H5OH qui est un alcool. L’équation chimique de la réaction d’addition est: H2C= CH2 + H–OH H3C–CH2OH Remarque L’éthanol est un composé très utilisé dans l’industrie chimique. On peut le préparer aussi par fermentation des jus sucrés contenant par exemple du glucose. La fermentation a lieu par l’action d’enzymes qui jouent le rôle de catalyseurs. II.3 Action de l’eau sur le propène C3H6 Dans des conditions similaires à celles de l’addition de l’eau sur l’éthène C2H4, la vapeur d’eau réagit sur le propène C3H6 en donnant un mélange de deux alcools (A1) et (A2) de même formule brute C3H7OH. L’expérience montre que l’un des alcools (A2) est le produit majoritaire. Les équations chimiques des réactions d’addition sont: H3C– CH = CH2 + H–OH H3C–CH–CH3 OH alcool (A2) majoritaire Propan-2-ol. H3C– CH = CH2 + H–OH H3C–CH2–CH2OH alcool (A1) minoritaire Propan-1-ol. Nota. D’une manière générale et chaque fois que les éthènes sont dissymétriques c’est-àdire que les carbones doublement liés ne comportent pas le même nombre d’atome d’hydrogène, l’addition d’eau conduit à un mélange de deux alcools. L’alcool majoritaire est celui correspondant à la fixation du groupement OH sur le carbone portant le moins d’atomes d’hydrogène. 243 C h a p i t r e 1 4 : Etude de quelques réactions spécifiques des hydrocarbures aliphatiques II.4 Action de l’eau sur l’éthyne C2H2 II.4.a Expérience et observation Faire barboter un courant d’éthyne C2H2, purifié par une solution aqueuse de sulfate de cuivre (II), dans une solution aqueuse de sulfate de mercure (II) HgSO4 contenant quelques gouttes d’acide sulfurique H2SO4 et préalablement chauffée à 80°C environ. Il se dégage un gaz ayant l’odeur de “pomme“. Ce gaz refroidi par barbotage dans l’eau froide, fait virer au rose une solution incolore formant le réactif de Schiff (fig.4). Figure.4 : Réaction de l’eau avec l’éthyne C2H2 Remarques a) Il est recommandé de préparer l’éthyne C2H2 gaz par réaction de l’eau sur le carbure de calcium CaC2 solide au moment même où on réalise la réaction d’addition de l’eau H2O avec l’éthyne C2H2. b) Le gaz dégagé par la réaction d’addition de l’eau sur l’éthyne doit être refroidi par barbotage dans l’eau froide avant de le tester avec le réactif de Schiff car ce réactif devient rose par simple chauffage. c) Pour éviter le retour d’eau dans les flacons suite à la diminution de la pression provoquée par la diminution du débit d’éthyne, on recommande l’ouverture de l’un des flacons à l’air libre en fin de réaction. II.4.b Interprétation L’odeur de “pomme“ et le virement au rose du réactif de Schiff indiquent la formation d’un produit nouveau qui fait partie de la famille des aldéhydes appelé éthanal de formule : 244 14 Pour expliquer la formation de ce produit on propose le schéma réactionnel suivant ; L’énol est un intermédiaire instable, il évolue en éthanal. EXERCICE RESOLU Un hydrocarbure aliphatique saturé (A) a une masse molaire moléculaire M = 58 g.mol-1. a) Trouver la formule brute de (A). 1. b) Ecrire les formules semi développées possibles et donner le nom des différents isomères de (A). c) Identifier par son nom le composé (A1) sachant qu’il présente une chaîne ramifiée. 2. L’action du dibrome sur l’hydrocarbure (A1) en présence de lumière riche en U.V donne un mélange de dérivés bromés dont l’un est un dérivé dibromé noté (B). a) Ecrire l’équation chimique de la réaction conduisant à la formation de (B) en utilisant les formules brutes. b) Donner les formules semi-développées possibles de (B) et le nom des isomères correspondants. c) La structure de l’hydrocarbure de départ (A1) a-t-elle été modifiée au cours de cette réaction ? 3. L’un des isomères (B1) de (B) peut être obtenu par réaction d’addition du dibrome sur un alcène. a) Trouver la formule brute de cet alcène. b) Ecrire la formule semi-développée et le nom de cet alcène. c) Ecrire l’équation de la réaction d’addition en utilisant les formules brutes. d) La structure de l’hydrocarbure de départ a-t-elle été modifiée au cours de cette réaction ? 245 C h a p i t r e 1 4 : Etude de quelques réactions spécifiques des hydrocarbures aliphatiques Méthode et conseils de résolution Solution 1. La formule brute d’un alcane est CnH2n+2. Sa masse - La masse molaire moléculaire est la molaire moléculaire est : somme des masses molaires atomiques des atomes qui constituent l’alcane. M = 14n + 2 = 58 d’où :n = 4. - Appliquer les régles de nomenclature des La formule brute de l’alcane (A) est: C H . 4 10 hydrocarbures aliphatiques saturés. b) Les formules semi-dévelopées possibles de (A) et les noms correspondants sont : H3C – CH2 – CH2 – CH3 ; butane ; 2-métyhylpropane c) Le 2-métyhylpropane est le seul isomère à chaîne ramifiée de formule brute C4H10. Le composé (A1) est donc le 2-méthylpropane. 2. a) (A) est un hydrocarbure aliphatique saturé, il donne - Savoir écrire l’équation de la réaction de substitution d’un alcane. avec le dibrome une réaction de substitution. L’équation chimique conduisant à la formation de (B) s’écrit: C4H10 + 2 Br2 (A) C4H8Br2 + 2 HBr. (B) b) Les formules semi-dévelopées possibles de (B) et les noms correspondants sont : - La structure des hydrocarbures aliphatiques saturés n’est pas modifiée par les réactions de substitution. CH3-CH-CHBr2 1,1-dibromo, 2-méthylpropane. CH3 c) Durant ces réactions de substitution chaque atome de brome qui se substitue à un atome d’hydrogène se lie à l’atome de carbone par une liaison covalente simple de façon que la structure de l’hydrocarbure de départ (A1) reste conservée. 246 Méthode et conseils de résolution Solution 14 3. a) L’alcène de formule brute C4H8 est celui qui permet de former un composé de formule C4H8Br2 par addition du dibrome. b) Seul le 1,2-dibromo, 2-méthylpropane peut être obtenu par addition du dibrome sur le 2-méthylprop-1-ène dont la formule semi développée - Savoir écrire l’équation de la réaction d’addition du dibrome sur un alcène. est : c) L’équation de la réaction d’addition s’écrit : C4H8 + Br2 C4H8Br2 d) Durant cette réaction d’addition chaque atome de - La structure des hydrocarbures aliphatiques insaturés est modifiée par les réactions d’addition. brome se lie à chaque atome de carbone doublement lié. Dans le dérivé C4H8Br2 les angles de liaison autour des atomes de carbones sont proches de 109° alors qu’ils étaient proches de 120° dans la molécule de 2-méthylprop-1-ène. La structure de l’hydrocarbure de départ a été donc modifiée. L’ESSENTIEL DU COURS ♦ Dans une réaction de substitution d’un alcane, un ou plusieurs atomes d’hydrogène sont remplacés par un ou plusieurs autres atomes monovalents (ou groupe d’atomes). ♦ La structure de la molécule de l’alcane initial est conservée au cours d’une réaction de substitution. ♦ Les réactions d’addition se produisent sur les éthènes et les éthynes et sont catalysées. ♦ Au cours d’une réaction d’addition sur un éthène, les atomes ou les groupes d’atomes de la molécule du réactif viennent se fixer sur les carbones doublement liés. ♦ La structure de la molécule de l’hydrocarbure aliphatique insaturé initial n’est pas conservée au cours d’une réaction d’addition. Adresses de sites internet conseillés http://chimie.scola.ac-paris.fr/sitedechimie/sommaires http://chimie.scola.ac-paris.fr/sitedechimie/chi_orga/alcan/reactivite.htm http://www.chimix.com/ 247 C h a p i t r e 1 4 : Etude de quelques réactions spécifiques des hydrocarbures aliphatiques EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices 1. Dans une réaction de substitution d’un hydrocarbure aliphatique………, un ou plusieurs atomes d’hydrogène sont ……………….par un ou plusieurs autres atomes. 2. Dans une réaction de substitution il y a ……………… de la structure. 3. La chloration du méthane est catalysée par la ………………. 4. Les éthènes et les éthynes donnent lieu à des réactions……………. 5. Un aldéhyde peut être obtenu par la réaction d’addition de ………….sur un ……………… B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. Au cours de la réaction de substitution du méthane par le dichlore a) on opère à l’obscurité ; b) on expose le mélange à la lumière diffuse riche en U.V ; c) on retourne le mélange sur la cuve contenant de l’eau distillée ; d) il se forme le chlorure d’hydrogène soluble dans l’eau salée. 2. L’addition de l’eau sur un alcène produit : a) un aldéhyde ; b) un alcool. 3. Le réactif de Schiff permet de caractériser : a) les alcools ; b) les aldéhydes ; c) les hydrocarbures aliphatiques insaturés. 4. L’addition du dichlore sur un éthène : a) donne un dérivé monochloré ; b) donne un dégagement de chlorure d’hydrogène ; c) modifie la structure de la molécule d’éthène. B.II Répondre par vrai ou faux 1. Un alcène peut subir une réaction de substitution. 2. La réaction de substitution est une réaction spécifique pour les hydrocarbures aliphatiques saturés. 3. La réaction d’addition sur un éthène conserve la structure de la molécule. 4. Les réactions d’adition ne nécessitent pas de catalyseur. 248 14 UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Pour tous les exercices : - Les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont: H = 1 ; C = 12 ; Cl = 35,5 et Br = 80. - Le volume molaire moléculaire des gaz est pris égal à VM = 24 L.mol-1. Exercice 1 Au cours de la réaction du dibrome sur le propane on peut obtenir un dérivé dibromé et un dégagement gazeux de bromure d’hydrogène. 1. Ecrire la formule brute du dérivé dibromé. 2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de substitution qui donne ce composé. 3. Ecrire les formules semi développées possibles et les noms des isomères possibles du dérivé dibromé. Exercice 2 On veut réaliser la chloration complète de 12 cm3 de mèthane CH4 gaz. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de substitution. 2. Nommer le produit obtenu. 3. Calculer le volume de dichlore nécessaire à cette chloration. 4. Calculer la masse du dérivé chloré obtenu. Exercice 3 Compléter les équations des réactions chimiques suivantes : 1. C4H10 + …… Cl2 C4H7Cl3 + …….. 2. H2C =CH2 + Br2 ......................... 3. HC ≡ CH + H2O ...................... UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 4 On réalise l’addition du dichlore sur un éthène gazeux (A) de formule brute CnH2n, on obtient un composée (B) de masse molaire moléculaire M = 127 g.mol-1. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction d’addition. 2. Calculer le nombre n d’atomes de carbone contenu dans cet hydrocarbure (A) et en déduire sa formule brute. 3. Ecrire les formules semi-developpées et les noms des isomères de (A) et de (B). 4. Calculer le volume V de dichlore gazeux qui a réagit avec 0,224 g de (A) et la masse m du produit d’addition obtenu. 249 C h a p i t r e 1 4 : Etude de quelques réactions spécifiques des hydrocarbures aliphatiques Exercice 5 Un hydrocarbure aliphatique saturé (A) de formule brute CnH2n+2 réagit avec du dibrome. On obtient un composé (B) disubstitué renfermant 79,2% en masse de brome. 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de substitution. 2. Déterminer le nombre n d’atomes de carbone contenu dans cet hydrocarbure (A). 3. En déduire les formules brutes de (A) et de (B). 4. Ecrire les formules semi-développées et les noms des isomères possibles de (B). 5. Un des isomères de (B) noté (B1) est obtenu par addition du dibrome sur un hydrocarbure aliphatique insaturé (C). a) Ecrire la formule semi-développée de (B1). b) En déduire la formule semi-développée et le nom de (C). c) Ecrire l’équation chimique de la réaction d’addition donnant (B1). Exercice 6 On considère l’hydrocarbure aliphatique insaturé (A) suivant : H3C – C ≡ C – CH3 1. Nommer le composé (A) et préciser à quelle famille d’hydrocarbure aliphatique il appartient . 2. Le composé (A) réagit avec l’eau en présence d’acide sulfurique H2SO4 concentré. On obtient un produit (B) qui fait rosir le réactif de Schiff. a) Ecrire l’équation chimique de la réaction. b) A quelle famille appartient le composé (B) ? Exercice 7 On dispose d’un mélange gazeux de deux hydrocarbures aliphatiques (A) et (B), de formules brutes respectives C3H8 et C3H6 et de volumes respectifs V1 = 39,2 cm3 et V2 = 28,8 cm3. 1. On fait réagir ce mélange sur du dibrome à l’obscurité. a) Lequel des deux composés va réagir avec le dibrome ? b) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit. c) Calculer la masse de dibrome qui a réagi. 2. On fait réagir sur un mélange identique au précédent, du dibrome en présence de lumière. a) Indiquer les réactions chimiques qui peuvent avoir lieu dans ces conditions. b) Ecrire l’équation chimique de la réaction de monobromation. c) Calculer la masse de dibrome qui a réagi. 250 Chapitre 15 LES REACTIONS DE POLYMERISATION Objectifs L´élève sera capable de : - différencier un monomère d’un polymère; - écrire l’équation chimique d’une réaction de polyaddition; - donner la formule générale du polyéthène (ou polyéthylène) ; - préciser le domaine d’utilisation de quelques polymères courants. Prérequis - Les réactions d’addition. Un tissu en nylon Matériel de laboratoire de chimie en plastique Des boites de peintures Les meubles en plastiques, les bouteilles d’eau minérale et de boissons gazeuses, les pots de yaourts, les flacons et les boites en plastique utilisées pour la conservation des aliments, etc. sont fabriqués à partir de polymères synthétiques désignés par les abréviations P.E ; P.V.C; P.S,etc. Le maïs, la pomme de terre, le blé (etc.…) sont les sources d’amidon qui est un polymère glucidique naturel. Qu’est ce qu’il y a en commun entre les peintures, les tissus synthétiques (nylon, tergal, polyester etc.) et les matières plastiques ? Qu’est ce qu’une réaction de polymérisation ? Qu’est ce qu’un polymère ? Que signifie l’abréviation P.E ; P.S ; P.V.C etc. ? 251 C h a p i t r e 1 5 : Les réactions de polymérisation LES REACTIONS DE POLYMERISATION I. LES REACTIONS DE POLYMERISATION L’analyse des tissus synthétiques comme le nylon ou le tergal, des peintures et des vernis montrent que ces matériaux sont constitués de composés organiques ayant des masses moléculaires élevées appelées macromolécules ou polymère. Les réactions conduisant à ces dérivées sont des réactions de polymérisation. Ainsi une polymérisation est une réaction qui permet d’obtenir le polymère à partir d’un nombre élevé de molécules identiques de masse moléculaire faible appelées monomères, ou de molécules différentes dites hétéromères. La réaction a lieu soit par polyaddition des molécules insaturées de plusieurs monomères identiques, soit par polycondensation d’hétéromères qui consiste à éliminer une molécule d’eau H2O ou d’ammoniac NH3 par exemple entre les molécules monomères de structure différente. Exemple de polymère obtenu par polyaddition : n(CH2=CH–Cl) CH3–CH – (CH2–CH)n-2 – CH=CH–Cl Cl Cl Dans cet exemple le motif qui se répète plusieurs fois est -CH2–CH– correspondant Cl à la molécule CH2=CH-Cl qui constitue le monomère. Le nombre n de motifs formant la macromolécule est appelé le degré de polymérisation du polymère. Exemple de polymère obtenu par polycondensation O (n+1) HCO2–(CH2)4–CO2H +( n+1)NH2 –(CH2)6–NH2 HCO2–(CH2)4–C– [NH– O O (CH2)6 – NH – C – (CH2)4 – C]n – NH–(CH2)6 – NH2 + (2n+1) H2O. Dans cet exemple le motif qui se répète plusieurs fois est -(CH2)4-CONH-(CH2)6-NH–CONHcorrespondant aux deux molécules HCO2–(CH2)4–CO2H et H2N-(CH2)6–NH2 qui constituent les hétéromères car elles sont de structure différente. Les polymères ont des propriétés particulières qui dépendent essentiellement de la structure du monomère ou des hétéromères de départ et du degré de polymérisation. 252 15 II. EXEMPLES DE POLYMERE II. 1 Le polyéhène (P.E) Dans des conditions convenables de température et de pression et en présence d’un catalyseur adéquat, l’éthène C2H4 se polymérise et donne des macromolécules de polyéthène (PE). L’équation chimique de la réaction est : n(CH2=CH2) CH3–CH2–(CH2–CH2)n-2 – CH =CH2 La formule brute du polyéthène est de la forme C2nH4n et correspond de ce fait à une répétition du motif –(CH2–CH2)– n fois. La masse molaire moléculaire du polyéthène est égale à la masse molaire de l’éthène multipliée par n. La figure 1 donne une représentation d’une partie de la molécule de polyéthène par les modèles moléculaires compacts. Figure 1. Représentation d’une partie de la molécule de polyéthène Selon le procédé de fabrication (tableau 1) et les conditions opératoires on obtient : a) le polyéthène haute densité (ou PEHD) ; b) le polyéthène basse densité (ou PEBD). Le polyéthène basse densité ou PEBD présente une grande flexibilité aux basses températures. Il sert à la fabrication des articles ménagers, des sacs d’emballage, des sacs poubelles, des jouets, des bouteilles, des tuyaux, des flacons de laboratoire et comme revêtement isolant des cables électriques. Le polyéthène haute densité est utilisé pour la fabrication des caisses rigides et des tuyaux de canalisation et pour l’usinage des pièces techniques complexes comme les roulements, etc. Nature du polymère PEHD PEBD Température de fabrication 90°C 200°C Pression de fabrication Domaine d’utilisation 10 bars - Fabrication de réservoirs. Films pour l’emballage. Canalisations Casiers à bouteilles… 2500 bars - Films adhésifs. Films pour serres. Sachets. Jouets. Tuyaux… Tableau 1. Conditions d’élaboration et exemples d’utilisation du PEHD et du PEBD. 253 C h a p i t r e 1 5 : Les réactions de polymérisation II.2 Le polychlorure de vinyle (PVC) Il est obtenu par polyaddition du chloroéthène appelé couramment chlorure de vinyle de formule CH2=CHCl. L’équation chimique de la réaction est : n(CH2=CH-Cl) CH3–CH–(CH2–CH)n-2 – CH=CH-Cl. Cl Cl Ainsi la formule brute du PVC est de la forme C2nH3n Cln qu’on peut aussi écrire sous la forme – (CH2 – CH)n– . Ainsi le motif qui se répète n fois est –CH2 – CH – Cl Cl Le PVC est utilisé pour la fabrication des gaines électriques, des gouttières, des tuyaux souples pour les gaz, des fibres textiles connues sous le nom commercial de Rhovyl, des bouteilles de stockage de l’eau minérale, etc. Remarque Il faut éviter de brûler les objets fabriqués à partir du polychlorure de vinyle car la réaction de combustion dégage du chlorure d’hydrogène HCl qui est un gaz toxique et nocif pour l’environnement puisqu’il donne par dissolution dans l’eau de l’acide chlorhydrique. II.3 Le polystyrène (PS) Le polystyrène est obtenu par polyaddition du styrène de formule C6H5-CH=CH2. L’équation chimique de la réaction est : n(CH2=CH–C6H5) CH3–CH–(CH2–CH–)n-2– CH = CH–C6H5 C6H5 C6H5 Le polystyrène est utilisé pour la fabrication des brosses à dents, des pinces à linge, des pots d’emballage de yaourt , des stylos à bille, etc. II.4 Le polyméthacrylate de méthyle (PMMA) Le polyméthacrylate de méthyle est un polymère très courant utilisé surtout pour la fabrication des objets translucides. Il est connu sous son nom commercial le Plexiglas. Le polyméthacrylate de méthyle est préparé par polyaddition du méthacrylate de méthyle de formule CH3–C=CH2. L’équation chimique de la réaction de polymérisation est : COOCH3 CH3 n(CH3–C = CH2) COOCH3 CH3 CH3 CH3– C– (CH2– C – )n-2 – CH = C COOCH3 COOCH3 254 COOCH3 15 III. PROPRIETES PHYSIQUES ET MECANIQUES DE QUELQUES POLYMERES COURANTS Grâce à leurs propriétés physiques et mécaniques intéressantes les polymères ont remplacé petit à petit les matériaux traditionnels tels que le bois ou le verre par exemple dans différents domaines de la vie courante. Parmi ces propriétés on cite : a) La légèreté Les matériaux polymères sont plus légers que les matériaux traditionnels. Leurs densités sont comprises entre 0,9 et 1,8 quand ils sont à l’état compact alors que sous forme expansé ils ont des densités très faibles de l’ordre de 0,01 comme pour le polyuréthane ou le polystyrène expansé. b) Les propriétés optiques Plusieurs polymères sont transparents. Certains ont une transparence supérieure à celle du verre. Par exemple le PMMA est utilisé pour la fabrication des enseignes lumineuses, des optiques de voiture, des lentilles de contact, des cristallins artificiels, etc. c) L’imperméabilité Les polymères sont imperméables aux gaz et aux substances liquides. Cela explique leur très grande utilisation pour la fabrication des canalisations et des récipients de conservation. d) Propriétés thermiques et électriques Les polymères, à quelques exceptions près, se dégradent quand on les chauffe : on dit qu’ils ont une stabilité thermique faible. Le polytétrafluoroéthylène (PTFE) connu sous son nom commercial de tefal fait exception puisqu’il a une excellente stabilité thermique. Les polymères sont de bons isolants électriques ce qui explique leur utilisation pour le revêtement des câbles électriques. e) Propriétés mécaniques Les polymères sont plus ou moins résistants aux chocs. Par exemple le polystyrène(PS), le polyméthacrylate de méthyle (PMMA) ou le polychlorure de vinyle (PVC) sont fragiles. Par contre le polychlorure de vinyle plastifié c’est-à-dire recouvert d’un film en plastique est considéré comme un matériau résistant pouvant servir pour la fabrication des pare-chocs de voiture. 255 C h a p i t r e 1 5 : Les réactions de polymérisation EXERCICE RESOLU Sous certaines conditions expérimentales le propène se polymérise en polypropylène. 1. Ecrire la formule semi développée du propène. 2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de polymérisation. 3. Déterminer le degré de polymérisation du propène dans le cas où la masse molaire moléculaire moyenne du polymère est égale à 54600 g.mol-1. 4. Calculer la quantité de matière de ce polymère nécessaire pour la fabrication de 1000 sacs d’emballage dont la masse de chacun est égal à 13,65 g. Méthode et conseils de résolution - La formule générale des éthènes est CnH2n. Solution 1. Le propène est un hydrocarbure aliphatique insaturé de la famille des éthènes de formule générale CnH2n. Comme sa chaîne carbonée contient trois atomes de carbone sa formule brute est : C3H6. La formule semi développée du propène est : CH3–CH=CH2. - Le nombre de moles d’atome de chaque 2. L’équation chimique de la réaction de polymérisation élément doit être conservé dans une du propène est: équation chimique correctement écrite. n(CH3–CH=CH2) CH3–CH–(CH2–CH)n-2-CH=CH–CH3 CH3 CH3 - Poser la relation qui permet de calculer le degré de polymérisation à partir des masses molaires moléculaires du 3. Soit MPP la masse molaire moléculaire moyenne du monomère et du polymère. polypropylène et MP la masse molaire moléculaire du propène: - La quantité de matière du polymère est égale au rapport de la masse de ce polymère par sa masse molaire moléculaire. MPP = n x MP. D’où : M PP 54600 n= = = 1300. 42 MP 4. Soit mPP la masse de polypropylène nécessaire pour la fabrication de 1000 sacs d’emballage: mPP = 1000 x 13,65 = 13650 g. La quantité de matière nPP de polypropylène nécessaire est : 13650 m PP nPP = = = 0,25 mol. 54600 M PP 256 15 L’ESSENTIEL DU COURS ♦ Un polymère est un composé organique de masse molaire moléculaire élevée. ♦ Une polymérisation résulte de la polyaddition de molécules insaturées de plusieurs monomères, ou de la polycondensation d’hétéromères. ♦ Le polyéthène résulte de la polymérisation de l’éthène. ♦ Le degré de polymérisation d’un polymère est égal au nombre n de motifs formant la macromolécule. Adresses de sites internet conseillés http://chimie.scola.ac-paris.fr/ http://e.m.c.2.free.fr/chimie.htm http://www.web-sciences.com http://www.chimix.com/ http:://perso.wanado.fr/olivier.albenge/page_site/site_mat/polyms/pol_ind.htm 257 C h a p i t r e 1 5 : Les réactions de polymérisation EXERCICES D’EVALUATION Verifier ses acquis A. Recopier et compléter les phrases suivantes sur le cahier d’exercices 1. L’addition d’un nombre élevé de molécules d’éthène les unes sur les autres est une réaction de ……. 2. Pour obtenir le chlorure de polyvinyle on utilise comme monomère le ………… 3. Le nombre de molécule de monomère additionnée les unes aux autres est le …………..de polymérisation. 4. Par polyaddition du styrène, on obtient un polymère appelé……………............. B. Questions avec choix de réponses multiples B. I Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s). 1. Le polyéthène résulte: a) de l’addition d’eau sur l’éthène; b) de la polymérisation de n molécules d’éthène; c) de la polyaddition des molécules d’éthène et d’éthyne. 2. Une macromolécule est une molécule de masse molaire moléculaire : a) faible ; b) élevée. 3. Sous certaines conditions l’éthène se polymérise : a) en polystyrène ; b) en chlorure de polyvinyle ; c) en polyéthène. B.II Répondre par vrai ou faux 1. La réaction de polymérisation peut être obtenu par l’addition de plusieurs molécules insaturées de monomère. 2. Le polychlorure de vinyle est un monomère. 3. La masse molaire d’un polymère est égale à n fois la masse molaire du monomère. 258 15 UTILISER SES ACQUIS DANS DES SITUATIONS SIMPLES Pour tous les exercices : Les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont: H = 1 ; C = 12. Exercice 1 Ecrire la formule générale des polymères obtenus à partir des monomères suivants: 1. Le propène CH3-CH=CH2; 2. Le tetrafluoroéthène CF2=CF2; Exercice 2 La polymérisation de n molécules d’éthène donne sous certaines conditions un polymère de masse molaire moléculaire moyenne égale à 64400 g.mol-1. Déterminer le degré de polymérisation du polyéthène envisagé. UTILISER SES ACQUIS POUR UNE SYNTHESE Exercice 3 La polymérisation d’un alcène (B) donne un polymère (A) de masse molaire moléculaire moyenne égale à 105000 g.mol-1 avec un degré de polymérisation égal à 2500. 1. Déterminer la masse molaire moléculaire de l’éthène (B). 2. En déduire la formule brute et la formule semi-développée de l’éthène (B). Exercice 4 1. Ecrire l’équation chimique de la réaction de polymérisation du styrène C6H5-CH=CH2. 2. Calculer la masse de styrène nécessaire pour préparer 200 g d’un polystyrène de degré de polymérisation égal à 1000. 3. Calculer la quantité de matière de ce polystyrène nécessaire pour la fabrication d’une pince à linge de masse 4 g. DOCUMENT QUELQUES POLYMERES NATURELS : LE GLYCOGENE ET L’AMIDON Les glucides jouent plusieurs rôles capitaux dans les cellules vivantes. On les retrouve sous forme de glycogène ou d’amidon et constituent une réserve d’énergie. Le glycogène (fig. 1) est une grande molécule qui résulte de l’association de plusieurs molécules de glucose. Il représente la forme de stockage du sucre dans le foie et les muscles, et sert à la fourniture d’énergie au moment de l’effort musculaire. 259 Figure 1 : Représentation d’un fragment de la molécule de glycogène. C h a p i t r e 1 5 : Les réactions de polymérisation L’amidon est un polymère glucidique emmagasiné dans les cellules de certains végétaux (blé, maïs, pomme de terre, riz, etc.). Certaines protéines spéciales appelées enzymes tel que l’amylase présente dans la salive, sont capables de transformer l’amidon en glucose, qui sera assimilé par le corps en cas de besoin énergétique (ce sont les sucres dits « lents »). Un champ de blé L'eau iodée prend une teinte bleue en présence d’amidon. La pomme de terre contient de l’amidon. 260 261 TABLEAU PERIODIQUE REPONSES AUX EXERCICES CHAPITRE 1 Exercice 1 1. Na2SO4 2. Na2 SO4 (sd) 2 Na+ + SO42-. 3. a) C = 0,4 mol.L-1. b) [SO42-] = 0,4 mol.L-1 et [Na+] = 0,8 mol.L-1. Exercice 2 1. C = 0,02 mol.L-1. 2. [Al3+] = 0,04 mol.L-1 et [SO42-] = 0,06 mol.L-1. Exercice 3 1. Fe(NO3)3(sd) Fe3+ + 3 NO3-. 2. C = 0,02 mol.L-1. 3. [Fe3+] = 0,02 mol.L-1 et [NO3-] = 0,06 mol.L-1. Exercice 4 1. CuCl2 (sd) Cu2+ + 2 Cl-. 2. K2SO4 (sd) 2 K+ + SO423. NH3 + H2O NH4+ + OH4. HCOOH + H2O HCOO- + H3O+ CuCl2 (sd) et K2SO4 (sd) sont des électrolytes forts, NH3 et HCOOH sont des électrolytes faibles. Exercice 5 A.1. CuSO4 (sd) Cu2+ + SO42-. A.2. [Cu2+] = [SO42-] = 0,075 mol.L-1. A.3. m = 5,98 g. B.1. M = 213,5 g. B.2. C = 0,056 mol.L-1 Exercice 6 1. [K+] = 0,2 mol.L-1 et [SO42-] = 0,1 mol.L-1. 2. v = 1 L. 262 Exercice 7 1. (NH4)2SO4. 2. (NH4)2SO4 (sd) 2 NH4+ + SO42-. 3. m = 11,88 g. 4. [NH4+] = 0,6 mol.L-1 et [SO42-] = 0,3 mol.L-1. 5. a) C’ = 0,05 mol.L-1. b) [NH4+] = 0,1 mol.L-1 et [SO42-] = 0,05 mol.L-1. Exercice 8 1. MgCl2,xH2O (sd) Mg2++ 2 Cl- + x H2O. 2. C = 0,01 mol.L-1. 3. M = 167 g.mol-1 et x = 4. 4. V1 = 3 L. Exercice 9 1. [Fe2+] = 0,024 mol.L-1, [K+] = 0,01 mol.L-1, [NO3-] = 0,002 mol.L-1 et [SO42-] = 0,028 mol.L-1. Exercice 10 1. L’électrolyseur E1 contient la solution de nitrate de potassium KNO3. L’électrolyseur E2 contient la solution d’acide phosphorique H3PO4. 2. KNO3 est un électrolyte fort, H3PO4 est un électrolyte faible. 3. KNO3 (sd) K+ + NO3- et H3PO4 3 H+ + PO43- . 4. [K+] = c et [PO43-] < c. Exercice 11 2. m = 1581,12 g. 3. C = 1756,8 g.L-1 ; c = 17,93 mol.L-1. CHAPITRE 2 Exercice 1 1. Si tout le solide NaNO3 se dissous on obtiendrait une solution de concentration molaire C =12 mol.L-1, soit une concentration molaire C supérieure à la solubilité ce qui est impossible. La solution obtenue est saturée et il reste un dépôt solide de NaNO3. 2. m = 21 g. 3. NaNO3 (sd) Na+ + NO34. [Na+] =[NO3-] = 10,35 mol.L-1. 263 Exercice 2 1. La solution contenue dans le tube à essais (A) n’est pas saturée car elle peut dissoudre encore du sulfate de potassium. La solution contenue dans le tube à essais (B) est saturée car elle ne peut plus dissoudre du sulfate de potassium. 2. Il faut évaporer l’eau pour faire diminuer le volume de la solution. 3. Il suffit d’ajouter de l’eau. Exercice 3 1. Si tout le solide PbCl2 se dissous on obtiendrait une solution de concentration molaire C = 0,02 mol.L-1. C < s donc tout le solide introduit va se dissoudre. 2. La solution obtenue n’est pas saturée. 3. [Pb2+] = 0,02 mol.L-1 et [Cl-] = 0,04 mol.L-1. Exercice 4 1. La solubilité augmente avec la température : la dissolution est endothermique. 2. La solubilité de l’oxalate d’ammonium pour chaque température est : Température en °C s en (mol.L-1) 0 10 20 30 40 50 0,019 0,026 0,036 0,048 0,066 0,086 3. courbe 4.s = 4,43.10-3 mol.L-1. Exercice 5 1. s = 13,28 g.L-1. 2. Si tout le solide Li2CO3 se dissous on obtiendrait une solution de concentration massique c = 12,4 g.L-1, soit une concentration massique C inférieure à la solubilité. La solution obtenue n’est donc pas saturée. 3. C = 0,17 mol.L-1. 4. a) Une augmentation de la température fait diminuer la solubilité du carbonate de lithium. b) s40°C = 10,8 g.L-1. Exercice 6 1. Ba(OH)2 (sd) Ba2+ + 2 OH2. s = 39,33 g.L-1. 3. a) Si tout le solide Ba(OH)2 se dissous on obtiendrait une solution de concentration massique C = 38 g.L-1, soit une concentration massique C inférieure à la solubilité. La solution obtenue n’est donc pas saturée. b) [Ba2+] = 0,22 mol.L-1 et [OH-] = 0,44 mol.L-1. 4. a) Si tout le solide Ba(OH)2 se dissous on obtiendrait une solution de concentration massique C = 76 g.L-1, soit une concentration massique C supérieure à la solubilité ce qui est impossible. La solution (S’) est saturée. b) m = 1,83 g. c) [Ba2+] = 0,23 mol.L-1 et [OH-] = 0,46 mol.L-1. 5. m = 0,374 g. 264 Exercice 7 1. m = 70,4 g. 2. C= 352 g.L-1. C > C1 et C < C2. 3. La solution obtenue n’est pas saturée car sa concentration est inférieure à la solubilité. Exercice 8 1. m = 0,585 g. 2. Il faut prélever 50 mL de la solution initiale et les compléter à l’eau distillée jusqu’ à obtenir un volume globale de 200 mL . CHAPITRE 3 Exercice 1 1. Fe2+ Fe3+ Cu2+ Ba2+ + + + + 2 OH- Fe(OH)2 (sd) 3 OH- Fe(OH)3 (sd) 2 OH- Cu(OH)2 (sd) 2 OH- Ba(OH)2(sd). 2. Fe(OH)2 hydroxyde de fer (II); Fe(OH)3 hydroxyde de fer (III); Cu(OH)2 hydroxyde de cuivre (II); Ba(OH)2 hydroxyde de baryum (II). Exercice 2 1. Cu2+ + 2 OH- Cu(OH)2(sd) 2. a) n (Cu(OH)2) = 0,01 mol. b) C = 1 mol.L-1. Exercice 3 1. Il s’agit des ions chlorure. 2. KCl. Exercice 4 1. Zn2+ + SO42- + 2 Na+ + 2 OH- Zn(OH)2(sd) + 2 Na+ + SO42-. 2. Zn2+ + 2 OH- Zn(OH)2(sd). 3. n(Zn2+) = 1,8 x10-3 mol; n(OH-) = 10-3 mol. Les ions hydroxyde OH- sont en défaut par rapport aux ions Zn2+. 4. m = 0,0497 g. 5. [Zn2+] = 0,059 mol.L-1, [Na+] = 0,0454 mol.L-1 et [SO42-] = 0,081 mol.L-1. 265 Exercice 5 1. KOH(sd) K+ + OH- . 2. C1 = 0,7 mol.L-1. 3. a) Fe3+ + 3 OH- Fe(OH)3(sd). b) n(Fe3+) = 1,167 x10-3 mol. c) C2 = 1,167 x10-2 mol. L-1. d) m = 1,248 g. Exercice 6 1. [SO42-] = 0,197 x10-3 mol.L-1. 2. V = 0,985x10-3 L soit 1 mL environ. Exercice 7 1. a) Fe2(SO4)3(sd) 2 Fe3+ + 3 SO42-. b) NaOH(sd) Na+ + OH2. Fe3+ + 3 OH- Fe(OH)3(sd) 3. [Fe3+] = 0,15 mol.L-1, [SO42-] = 0,225 mol.L-1. 4. La solution (S1) est électriquement neutre. 5. m = 3 g. CHAPITRE 4 Exercice 1 1. FeSO4(sd) Fe2+ + SO42-. 2. [Fe2+] = [SO42-] =0,5 mol.L-1. 3. a) Fe2+ + 2 OH- Fe(OH)2(sd). b) Hydroxyde de fer (II) : vert. c) n(Fe(OH)2) = 25.10-3 mol. m = 2,25 g. Exercice 2 1. Il s’agit de l’ion Pb2+. 2. Pb2+ + 2 I- PbI2 (sd). 3. Pb(NO3)2. Exercice 3 1. Les ions présents dans la solution sont Al3+ et SO42-. 2. Al3+ + 3 OH- Al(OH)3 (sd). Ba2+ + SO42- Ba SO4(sd). 3. Al2(SO4)3. 266 Exercice 4 1. La solution (S1) contient comme électrolytes possibles FeSO4, FeCl2 ou Fe3(PO4)2. 2. La solution (S2) contient comme électrolytes possibles ZnSO4, ZnCl2 ou Zn3(PO4)2. 3. a) BaSO4 (sd). b) C’est l’ion sulfate SO42-. c) Ba2+ + SO42- BaSO4((sd). Sulfate de barium. d) FeSO4. 4. a) C’est l’ion phosphate PO43-. b) 3 Ag+ + PO43- Ag3PO4(sd). Phosphate d’argent c) Zn3(PO4)2. Exercice 5 1. Na+, SO42- et Fe2+, 2. [Na+] = 0,08 mol.L-1, [Fe2+] = 0,06 mol.L-1 et [SO42-] = 0,1 mol.L-1. 3. a) Ba2+ + SO42- BaSO4(sd). b) m = 0,233 g. c) v = 10 mL. Exercice 6 1. a) AgCl(sd). b) L’ion chlorure Cl- est mis en évidence dans (F1). c) NaCl. 2. a) BaSO4(sd). b) L’ion sulfate SO42- est mis en évidence dans (F2) et dans (F3). 3. a) Zn(OH)2(sd). b) L’ion zinc Zn2+ est mis en évidence dans (F2). c) ZnSO4. 4. Al2(SO4)3. Exercice 7 1. Fe3(PO4)2(sd)3 Fe3+ + 2 PO42-. 2. a) Ag3(PO4) de couleur jaune. b) 3 Ag+ + PO43- Ag3PO4(sd). c) C = 0,067 mol.L-1. 3. v = 45 mL. 267 CHAPITRE 5 Exercice 1 1. C= 0,1 mol.L-1. 2. n(H3O+) = 0,005 mol. Exercice 2 1. 2. 3. 4. NH3(g) + H2O NH4+ + OH-. L’eau est un acide de Bronsted. C = 0,1 mol.L-1. [OH-] < C. Exercice 3 1. HNO3 + H2O H3O+ + NO3-. 2. C1 = 0,01 mol.L-1. 3. a) C2 = 0,001 mol.L-1. b) n(H3O+) = 2.10-4 mol. Exercice 4 1. KOH K+ + OH-. 2. C = 0,8 mol.L-1. 3. v = 50 mL. Exercice 5 1. [H3O+] = 0,133 mol.L-1, [Cl-] = 0,067 mol.L-1 et [NO3-] = 0,067 mol.L-1. 2. La solution (S) est électriquement neutre. CHAPITRE 6 Exercice 1 1. physiol Eau de javel vinaigre [H3O+] en mol.L-1 Solution 10-7 10-9 10-3 [OH-] en mol.L-1 10-7 10-5 10-11 2. La solution de physiol est neutre, la solution d’eau de javel est basique et la solution de vinaigre est acide. 268 Exercice 2 1. HBr + H2O H3O+ + Br-. 2. a) La solution est acide. b) [OH-] = 10-12 mol.L-1, [Br-] = 10-2 mol.L-1. Exercice 3 1. KOH K+ + OH-. 2. C = 0,0 3 mol.L-1. 3. a) [OH-] = 0,03 mol.L-1. b) [H3O+] = 0,33. 10-12 mol.L-1. c) ) [K+] = 0,03 mol.L-1. 4. La solution aqueuse de potasse est électriquement neutre. Exercice 4 1. HNO3 + H2O H3O+ + NO3-. 2. [H3O+] = 0,003 mol.L-1, [Cl-] = 0,001 mol.L-1 et [NO3-] = 0,002 mol.L-1. Exercice 5 1. 2. 3. 4. HCl (g) + H2O H3O+ + Cl-. C = 0,001 mol.L-1. [H3O+] = [Cl-] = 0,001 mol.L-1. La solution est électriquement neutre. Exercice 6 1. (S1) est une solution basique et (S2) est une solution acide. 2. [H3O+]1 = 10-12 mol.L-1, [H3O+]2 = 10-2 mol.L-1. Exercice 7 1. L’ammoniac est un composé à caractère basique. 2. NH3 (g) + H2O NH4+ + OH-. 3. a) c = 0,1 mol.L-1. b) [OH-] = 1,33.10-3 mol.L-1 4. [OH-] < C : l’ammoniac est un électrolyte faible. CHAPITRE 7 Exercice 1 [H3O+] [OH-] pH Nature de la solution 2,5.10-8 2,5.10-13 4.10-8 4.10-2 7.6 basique 12,6 basique 4.10-4 2,5.10-11 3.4 acide 6.10-8 10-7 1,67.10-7 10-7 7,2 basique 1,25.10-9 8.10-6 8,9 269 7 neutre basique Exercice 2 1. [H3O+](S1) = 6,3.10-11 mol.L-1, [H3O+](S2) = 4.10-4 mol.L-1 et H3O+](S3) = 1,6.10-7 mol.L-1. 2. (S1) < (S3) < (S2). Exercice 3 (S1)< (S2). Exercice 4 1. pH = 5,5. 2. pH = 8,5. Exercice 5 1. v = 5 mL. 2. m = 0,28 mg. Exercice 6 1. n(OH-) = 1,6.10-3 mol. 2. pH = 11,9. Exercice 7 1. n(H3O+) = 1,98.10-4 mol ; n(Cl-) = 4,04.10-3 mol ; n(NO3-) = 1,6.10-4 mol ; n(Na+) = 4.10-3 mol. [H3O+] = 9,9.10-4 mol.L-1 ; [Cl-] = 2.10-2 mol.L-1, [NO3-] = 8.10-7 mol.L-1 et [Na+] = 0,02 mol.L-1. 2. Les concentrations molaires trouvées sont en accord avec le principe de neutralité électrique. CHAPITRE 8 Exercice 1 1. HCO2H + H2O H3O+ + HCO2-. 2. Les entités chimiques présentes dans la solution sont : HCO2H, HCO2-, H2O, H3O+ et OH-. 270 Exercice 2 1. C2H5NH2+ H2O C2H5NH3+ + OH-. 2. Les entités chimiques présentes dans la solution sont : C2H5NH2, C2H5NH3+, H2O, H3O+ et OH-. Exercice 3 1. 2. 3. 4. HNO3 + H2O H3O+ + NO3-. [OH-] = 10-12 mol.L-1. C = 10-2 mol.L-1 a) pH(S1) = 3 , pH(S2) = 4 et pH(S3) = 5. b) Le pH augmente par dilution. Exercice 4 1. 2. 3. 4. KOH K+ + OH-. [OH-] = 4.10-4 mol.L-1. C = 4.10-4 mol.L-1. a) pH(S1) = 9,6 , pH(S2) = 8,6 et pH(S3) = 7,6. b) Le pH diminue par dilution. Exercice 5 1. [H3O+](S1) = 10-2 mol.L-1 et [H3O+](S2) = 4.10-4 mol.L-1. 2. A1H est un acide fort et A2H est un acide faible. 3. a) HCl (g) + H2O H3O+ + Cl-. b) v = 0,24 L. Exercice 6 1. [H3O+] (S1) = 10-12 mol. L-1, [H3O+] (S2) = 10-11 mol.L-1 et [H3O+] (S3) = 3, 16.10-11 mol. L-1. 2. [OH-](S1) = 10-2 mol.L-1, [OH-](S2) = 10-3 mol.L-1 et [OH-](S3) = 3,16.10-4 mol.L-1. 3. B1 est une monobase forte, B2 et B3 sont des monobases faibles. CHAPITRE 9 Exercice 1 1. H3O+ + NO3- + K+ + OH- 2 H2O + K+ + NO3- . 2. pH = 7. 3. m = 0,04 g. 271 Exercice 2 V = 40.10-3 L = 40 mL. Exercice 3 V = 7,2.10-3 L = 7,2 mL. Exercice 4 1. n(H3O+) > n(OH- ). 2. Jaune. Exercice 5 1. [H3O+] = 0,17 mol.L-1, [Cl-] = 0,08 mol.L-1 et [NO3-] = 0,09 mol.L-1. 2. a) H3O+ + OH- 2 H2O. b) n(OH-) > n(H3O+) : Le mélange obtenu est basique. Exercice 6 1. La couleur de l’indicateur dans la solution (S2) est bleue. 2. Na+ + OH- + H3O+ + NO3- 2 H2O + Na+ + NO3- . 3. Cb = 0,015 mol.L-1. 4. C’b = 0,3 mol.L-1. 5. pH(S2) = 12,17. pH(S1) = 13,48. Exercice 7 1. H3O+ + Cl- + K+ + OH- + 2 H2O + K+ + Cl- . 2. Ca = 0,1 mol.L-1. 3. pH = 7. La solution obtenue est neutre. 4. m = 0,0745 g. CHAPITRE 10 Exercice 1 – – – – Sn2+ + 2e Sn (sd) ; Al3+ + 3 e Al (sd) ; I2 + 2 e 2 I- ; 2 S2O32- S4O62- + 2. e 272 Exercice 2 Réactifs Couples oxydant/réducteur Equation de la réaction d’oxydoréduction Zn et Sn2+ Sn2+/Sn et Zn2+/Zn Zn + Sn2+ Zn et Cu2+ Al3+/Al et Cu2+/Cu 2 Al + 3 Cu2+ 2 Al3+ + 3 Cu S2O32- et I2 S4O62-/S2O32- et I2/I- 2 S2O32- + I2 Cu et Au3+ Au3+/Au et Cu2+/Cu 2 Au3+ + 3 Cu 2 Au + 3 Cu2+ Zn2+ + Sn S4O62-+ 2 I- Exercice 3 1. (Cu , Cu2+); (Fe2+, Fe3+) et (H2, H3O+). 2. Cu2+/Cu : Cu2+ est la forme oxydée et Cu est la forme réduite ; Fe3+/Fe2+ : Fe3+ est la forme oxydée et Fe2+ est la forme réduite ; H3O+/H2 : H3O+est la forme oxydée et H2 est la forme réduite. – – – 3. Cu2+ + 2 e Cu ; Fe3+ + e Fe2+ et 2 H3O+ + 2 e H2 + 2 H2O. Exercice 4 1. Il s’agit d’un dépôt de cuivre. – – 2. Zn Zn2+ + 2 e et Cu2+ + 2 e Cu. 3. Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu. 4. Cu2+ est l’oxydant et Zn est le réducteur. Exercice 5 1. Zn2+ est l’oxydant et Al est le réducteur. Cu2+ est l’oxydant et Pb est le réducteur. – – – – 2. Al Al3+ + 3 e et Zn2+ + 2 e Zn. Pb Pb2+ + 2e et Cu2+ + 2e Cu. Exercice 6 – 2 ClO- + 4 H3O+ + 2 e– Cl2 + 6 H2O. NO3- + 10 H3O+ + 8 e NH4+ + 13 H2O Exercice 7 1. Zn (sd) + 2 H3O+ Zn2++ H2 (g) + 2 H2O. 2. a) n (H3O+) = 0,2 mol. b) n (H3O+) = 0,15 mol. c) m = 4,905 g. 3. % (Zn) = 98,1. 273 Exercice 8 1. Fe (sd) + Cu2+ Fe2+ + Cu (sd). 2. Le fer Fe est en défaut par rapport au cuivre. 3. m = 0,0635 g. Exercice 9 1. Zn (sd) + 2 Ag+ Zn2+ + 2 Ag (sd). 2. Ag+ est l’oxydant et Zn est le réducteur. 3. Le zinc Zn est en défaut par rapport aux ions argent Ag+. 4. a) m (Ag) = 3,3 g. b) [Ag+] = 0,347 mol.L-1 et [Zn2+] = 7,65.10-3 mol.L-1. CHAPITRE 11 Exercice 1 1. Sn (sd) + Pb2+ Sn2+ + Pb (sd) . 2 Al (sd) + 3 Sn2+ 2 Al3+ + 3 Sn (sd). Pouvoir réducteur décroissant 2. Al Sn Pb 3. Il ne se passe rien car le plomb est un réducteur plus faible que l’aluminium. Exercice 2 1. Il ne se passe rien car le cuivre est un réducteur plus faible que l’aluminium. 2. 2 Al (sd) + 3 Zn2+ 2 Al3+ + 3 Zn (sd). 3. Fe (sd) + 2 H3O+ H2 (g) + Fe2+ + 2 H2O. Exercice 3 1. 2 Al (sd) + 3 Fe2+ 2 Al3+ + 3 Fe(sd). Fe (sd) + Pb2+ Fe2+ + Pb(sd). Pouvoir réducteur décroissant 2. Al Fe Pb H2 Ag Exercice 4 1. Al3+/Al et Zn2+/Zn. Al3+/Al et Zn2+/Zn. Fe2+/Fe et Al3+/Al. Al3+/Al et Cu2+/Cu. Al3+/Al et Fe2+/Fe. Zn2+/Zn et Fe2+/Fe. Zn2+/Zn et Fe2+/Fe. Zn2+/Zn et Cu2+/Cu. 2. 2 Al (sd) + 3 Zn2+ 2 Al3+ + 3 Zn(sd) ; Fe(sd) + Cu2+ Fe2+ + Cu(sd). Zn(sd) + Fe2+ Zn2+ + Fe(sd). Pouvoir réducteur décroissant 3. Al Zn Fe Cu 274 Al3+/Al et Cu2+/Cu. Zn2+/Zn et Cu2+/Cu. Fe2+/Fe et Cu2+/Cu. Fe2+/Fe et Cu2+/Cu. Exercice 5 1. Fe(sd) + 2 Ag+ Fe2+ + 2 Ag(sd). 2. Fe2+/Fe et Ag+/Ag. 3. m = 1,08 g. 4. m = 0,28 g. CHAPITRE 12 Exercice 1 1. La rouille est due à l’oxydation du fer par le dioxygène en présence d’eau. 2. Le fer a subit une oxydation. 3. Utiliser la protection galvanique par exemple ou appliquer sur le fer une couche de peinture. Exercice 2 1. Pour les protéger contre la corrosion atmosphérique. 2. Le fer rouille. Exercice 3 1. Seule la fonte rouille à l’air. 2. Car le cuivre résiste à la corrosion. Exercice 4 1. Le zinc a un pouvoir réducteur supérieur à celui du fer. 2. m = 0,402 Kg. Exercice 5 1. Le magnésium est un métal dont le pouvoir réducteur est très important : c’est ce métal qui sera attaqué à la place des métaux constituant la coque du navire. 2. Protection galvanique. 3. m = 560 kg CHAPITRE 13 Exercice 1 a) 3-méthylpentane ; d) pent-2-ène ; b) 2,3-diméthylpentane ; e) 3-méthylpent-2-ène; 275 c) 2,3-diméthylbutane ; f) 3,4-diméthylpent-2-yne. Exercice 2 a) CH3–CH–CH2–CH3 b) CH3–CH2–CH–CH2–CH3 c) CH3–CH–CH2–CH–CH2– CH3 CH3 d) CH3–CH=CH–CH2–CH3 CH3 g) CH3–C-C ≡ C–CH2–CH3 CH3 CH3 e) CH2=CH–CH–CH3 CH3 CH3–CH2 CH3 CH3 f) CH ≡C–C–CH3 CH3 h) CH2=CH–C–CH2–CH3. CH3 CH3 Exercice 3 1. Les composés (b) et (d) ou (e) et (f) sont des isomères de chaîne. 2. Les composés (a) et (c) sont des isomères de position. 3 . Il n ya pas d’isomères de fonction. Exercice 4 CH3- CH2-CH=CH-CH2-CH3 (a), CH3- CH2-CH=CH2 (b), CH3- C≡C-CH3 (c). 1. Seule le composé (a) présente l’isomérie géométrique Z et E. 2. CH3- CH2 CH2-CH3 CH3- CH2 H C=C C=C H H H CH2-CH3 Isomère Z Isomère E. Exercice 5 1. C6H12. 2. CH2=CH–CH2–CH2–CH2–CH3: hex-1-éne. CH3–CH=CH–CH2-–CH2–CH3: hex-2-éne. CH3–CH2–CH=CH–CH2–CH3: hex-3-éne. CH2=C–CH2–CH2–CH3: 2-méthylpent-1-ène. CH3 CH2=CH–CH–CH2–CH3: 3-méthylpent-1-ène. CH2=CH–CH2–CH–CH3: 4-méthylpent-1-ène. CH3 CH3 CH3–C=CH–CH2–CH3: 2-méthylpent-2-ène. CH3–CH=C–CH2–CH3:3-méthylpent-2-ène. CH3 CH3 276 CH3 CH3–CH=CH–CH–CH3: 4-méthylpent-2-ène. CH3 CH2=C–CH–CH3: 2,3-diméthylbut-1-ène. CH3 CH3 CH3 CH2=CH–C–CH3: 3,3-diméthylbut-1-ène. CH3–C=C–CH3: 2,3-diméthylbut-2-ène. CH3 CH3 Exercice 6 1. C6H10. 2. HC ≡ C–CH2–CH2–CH2–CH3: hex-1-yne. CH3–CH2–C ≡ C–CH2–CH3: hex-3-yne. HC ≡ C–CH2–CH–CH3: 4-méthylpent-1-yne. CH3 CH3 HC ≡ C–C–CH3: 3,3-diméthylbut-1-yne. CH3 CH3–C ≡ C–CH2–CH2–CH3: hex-2-yne. HC ≡ C-CH-CH2-CH3: 3-méthylpent-1-yne. CH3 CH3–C ≡ C–CH–CH3: 4-méthylpent-2-yne. CH3 Exercice 7 1. n(C4H10) = 6,89 mol. 2. v = 165,5 L. CHAPITRE 14 Exercice 1 1. C3H6Br2. 2. C3H8 + 2 Br2 C3H6Br2 + 2 HBr. 3. CH3–CHBr–CH2Br CH3–CH2–CHBr2 277 CH2Br–CH2–CH2Br. Exercice 2 1. CH4 + 4 Cl2 CCl4 + 4 HCl. 2. Tétrachlorure de carbone. 3. v = 48 cm3. 4. m = 0,077 g. Exercice 3 1. C4H10 + 3 Cl2 C4H7Cl3 + 3 HCl. 2. H2C= CH2 + Br2 H2CBr-CH2Br. 3. HC ≡ CH + H2O CH3CHO. Exercice 4 1. CnH2n + Cl2 CnH2nCl2. 2. n = 4. C4H8. 3. Les isomères de (A) sont : CH2=CH–CH2–CH3 : but-1-ène.CH3–CH=CH–CH3 : but-2-ène. CH2=C-CH3 : 2-méthylprop-1-ène. CH3 Les isomères de (B) sont : CH2Cl–CHCl–CH2–CH3 : 1,2-dichlorobutane. CH3–CHCl–CHCl–CH3 :2,3 -dichlorobutane. Cl CH2Cl–C-CH3 : 1,2-dichlo,2 -méthylpropane. CH3 4. v = 0,096 L. m = 0,508 g. Exercice 5 1. CnH2n+2 + 2 Br2 CnH2nBr2 + 2 HBr. 2. n = 3. 3. (A) : C3H8 et (B) C3H6Br2. 4. CH3-CHBr-CH2Br: 1,2-dibromopropane; CH3-CH2-CHBr2: 1,1-dibromopropane et CH2Br-CH2-CH2Br: 1,3-dibromopropane. 5. a) CH3-CHBr-CH2Br. b) CH3-CH=CH2. c) C3H6 + Br2 C3H6Br2. 278 Exercice 6 1. But-2-yne. Il appartient à la famille des éthynes. 2. a) C4H6 + H2O C4H8O. b) Le composé (B) appartient à la famille des cétones. Exercice 7 1. a) C’est le composé C3H6 qui va réagir avec le dibrome. b) C3H6 (g) + Br2 C3H6Br2. c) m = 0,192 g. 2. a) Le composé peut donner plusieurs réactions de substitution de l’hydrogène par le brome. b) C3H8+ Br2 C3H7Br + HBr. c) m = 0,26 g. CHAPITRE 15 Exercice 1 1. n(CH3–CH=CH2) CH3–CH–(CH2–CH)(n-2)–CH= CH–CH3 CH3 CH3 2. n(CF2=CF2) CF3–CF2–(CF2–CF2)(n-2)–CF=CF2 Exercice 2 1. n = 2300. Exercice 3 1. M = 42 g.mol-1. 2. C3H6. La formule semi-développée est : CH3–CH=CH2. Exercice 4 1. n(C6H5–CH=CH2) CH3–CH – (CH2–CH)(n-2)– CH= CH–C6H5 C6H5 C6H5 2. m = 200 g. 3. n(polystyrène) = 3,7.10-5 mol. 279
