TP hydratation

Séance du 6 octobre 2010
Hydratation
Cette séance de TP comporte deux parties :
-
une partie de chimie organique qui porte sur l’hydratation d’un alcène,
-
une partie de chimie inorganique portant sur les ions complexes hydratés.
Sécurité :
Des gants et des lunettes sont obligatoires pendant toutes les manipulations.
Nom
Données
physico-
Pictogramme
Phrases R et S
chimiques
M = 84,2 g.mol-1
Hex-1-ène
C6H12
Tfus = -139,8 °C
R 11, 65
Teb = 63 °C
d = 0,67
Xn
F
Xn
F
S 9, 16, 29, 33, 62
insoluble dans l’eau
M = 84,2 g.mol-1
Tfus = 6,5 °C
cyclohexane
C6H12
Teb = 80,7 °C
d = 0,78
l’éther et l’acétone
65, 67
S 9, 16, 33, 60,
insoluble dans l’eau
miscible à l’alcool,
R 11, 38, 50/53,
61, 62
N
M = 36,4 g.mol-1
Acide
Pourcentage massique :
chlorhydrique
37%
H3O+(aq) + Cl-(aq)
d = 1,19
R 34, 37
C
S 26, 36, 45
Acide fort dans l’eau
M = 134,4 g.mol-1
Chlorure de
Tfus = 498 °C
cuivre
Teb = 999 °C
CuCl2
d = 3,4
soluble dans l’eau
1
R 20, 21, 22, 36,
37, 38, 45
S 26, 28, 36, 37,
39, 45
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Solution
R 35
d’hydroxyde de
S 26-36/37/39-
sodium
45
M = 58,1 g.mol-1
Tfus = -94,6 °C
acétone
R 11, 36, 66, 67
Teb = 56 °C
C6H8O
S 2, 9, 16, 26, 46
d = 0,78
miscible à l’eau, l’alcool,
Xi
F
et l’éther
Partie 1 – Hydratation d’un alcène
L’hydratation de l’hex-1-ène est une réaction d’addition d’une molécule d’eau sur la double liaison. L’acide
sulfurique sert de catalyseur. Dans cette réaction, le groupe hydroxyle se fixe sur le carbone le plus substitué
(règle de Markovnikov), comme le montre la réaction ci-dessous :
+H2O
H2SO4
OH
1. Réaction de l’hex-1-ène avec l’eau en présence d’acide sulfurique concentré
On dispose d’un ballon bicol muni d’une ampoule de coulée, surmonté d’un réfrigérant à boules et placé sur un
agitateur magnétique.
Il a déjà été placé dans ce bicol 3,8 mL d’acide sulfurique H2SO4 à 85% et un barreau aimanté.
-
Introduire 1,9 mL d’hex-1-ène dans l’ampoule de coulée.
-
Régler l’agitation magnétique. Elle doit être forte.
-
Faire couler l’hex-1-ène dans le bicol.
-
Laisser agiter fortement 20 minutes.
Q1. Noter toutes les observations. Quelle est celle que l’on fait qui montre que la réaction est légèrement
exothermique ? A partir de quel instant ?
Q2. On dispose au laboratoire d’acide sulfurique dont l’étiquette est reproduite ci-dessous :
a) calculer la concentration molaire c0 de la solution commerciale.
b) Calculer la concentration molaire c1 de la solution d’acide sulfurique à 85%.
c) Indiquer le mode opératoire pour préparer 100,00 mL de solution d’acide sulfurique à 85%.
2
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Q3. Les 3,8 mL d’acide sulfurique introduit contiennent de l’eau. Calculer la quantité de matière d’eau introduite
dans le milieu réactionnel.
-
Introduire à nouveau 1,9 mL d’hex-1-ène.
-
Laisser à nouveau agiter fortement 20 min.
-
Plonger le ballon dans un bain d’eau glacée.
Pour l’opération suivante, vérifier que vous portez bien des gants et des lunettes
-
Mesurer 15 mL de solution de soude NaOH de concentration molaire cB = 10 mol.L-1 dans une éprouvette
graduée de 25 mL.
-
Les verser dans l’ampoule de coulée après avoir vérifié que le robinet est bien fermé.
-
Attention ! La réaction entre l’acide sulfurique concentré et la soude concentrée étant extrêmement
exothermique, l’introduction de soude dans le ballon se fera très doucement, surtout au début.
-
A la suite de l’introduction de soude, laisser refroidir et décanter 10 minutes.
Q4. Identifier le solide qui s’est formé au cours de cette réaction.
Q5. Montrer que la quantité d’hydroxyde de sodium NaOH introduite permet de neutraliser le milieu
réactionnel.
2. Distillation
-
Verser délicatement le liquide surnageant dans le ballon du montage à distillation.
-
Y ajouter environ 20 mL d’eau.
-
Y ajouter quelques grains de pierre ponce.
-
Mettre en route la distillation en chauffant doucement. On recueille le distillat dans une éprouvette graduée
de 25 mL.
-
Un mélange d’hexan-2-ol et d’eau distille entre 85°C et 100°C. Arrêter la distillation quand on aobtenu
environ 6 à 7 mL de distillat.
Q6. Que contient le ballon avant la distillation ? Que contient-il après ?
Q7. Décrire l’aspect du distillat. Interpréter.
Q8. Calculer la quantité maximale d’hexan-2-ol que l’on peut obtenir. La densité de l’hex-1-ène est d = 0,673.
3. Séparation du produit obtenu
-
Verser le distillat dans une ampoule à décanter.
-
Ajouter environ 0,6 g de chlorure de sodium NaCl solide au distillat. Agiter pour dissoudre NaCl.
-
Ajouter 10 mL de cyclohexane.
-
Agiter en dégazant plusieurs fois
Q9. Dessiner l’ampoule à décanter et indiquer ce que contient chaque phase.
-
Eliminer la phase aqueuse inférieure.
-
Ajouter dans l’ampoule 10 mL de solution saturée de chlorure de sodium NaCl.
-
Agiter en dégazant plusieurs fois
-
Eliminer la phase aqueuse inférieure.
-
Recueillir la phase organique dans un bécher de 50 mL.
-
Rincer l’ampoule à décanter avec 2 mL de cyclohexane et ajouter cette solution de rinçage dans le bécher.
-
Sécher la solution avec du sulfate de magnésium anhydre.
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4. Identification
a) Test d’identification d’un alcène
-
Dans un tube à essais contenant 1 mL de cyclohexane, ajouter quelques gouttes de hex-1-ène puis environ 1
mL de solution de permanganate de potassium en milieu basique. Boucher et agiter fortement.
Q10. Qu’observe-t-on ?
b) Tests de caractérisation du distillat obtenu
-
Dans un erlenmeyer de 100 mL, introduire environ 5 mL de distillat, environ 5 mL d’acide sulfurique à 6
mol.L-1 et enfin, à l’aide d’une éprouvette graduée, 30 mL de solution de permanganate de potassium à 0,1
mol.L-1.
-
Placer ce mélange sur la plaque chauffante et chauffer modérément (ne pas atteindre l’ébullition). Eteindre
la plaque et laisser agir 10 minutes en agitant de temps en temps.
-
Introduire environ 5 mL de cyclohexane dans l’erlenmeyer.
-
Agiter puis laisser décanter.
-
Verser un peu de cette phase organique incolore (on pourra se servir d’une pipette pasteur) dans un tube à
essais contenant 1 mL de 2,4-DNPH.
Q11. Qu’observe-t-on ? Que peut-on en déduire ?
-
Verser un peu de cette phase organique dans un tube à essais, plongée préalablement dans un bain d’eau
glacée, contenant 1 mL de réactif de Schiff.
Q12. Qu’observe-t-on ? Que peut-on en déduire ?
-
Dans un tube à essais, verser 1 mL de distillat et environ 1 mL de solution de permanganate de potassium en
milieu basique. Boucher et agiter fortement.
Q13. Qu’observe-t-on ? Que peut-on en déduire ?
Partie 2 – Ions complexes hydratés
1. Détermination de l’indice d’hydratation x du sulfate de cuivre hydraté
Les cristaux déshydratés, de formule CuSO4
(s)
sont blancs (« test de l’eau » étudié au collège : les cristaux
bleus de sulfate de cuivre (II) sont hydratés, ce qui leur donne une teinte bleue). La formule des cristaux est
CuSO4, x H2O(s) où x est le nombre moles de molécules d’eau associé à une mole de CuSO 4 (s).
Il s’agit de déterminer x.
-
Peser un bécher sec de 100 mL, contenant un agitateur en verre sec. Noter cette valeur M 1 = …………………
-
Dans ce même bécher peser la masse m1 = 4,00 g de cristaux de sulfate de cuivre hydraté.
-
Chauffer les cristaux, tout en agitant de façon régulière avec l’agitateur en verre, jusqu’à décoloration
complète des cristaux. On ne doit plus constater de dégagement d’eau et les parois du bécher doivent être
sèches.
-
Peser à nouveau l’ensemble bécher-cristaux déshydratés-agitateur en verre. Soit M 2 = ……………….. cette
masse.
-
Laisser refroidir.
Q1. Ecrire l’équation de déshydratation de CuSO4, x H2O(s) qui a lieu pendant le chauffage.
Q2. Déduire des différentes pesées la masse m2 de sulfate de cuivre anhydre CuSO4
(s)
obtenu à l’issu du
chauffage.
Q3. Montrer que l’on peut obtenir x par la relation
Q4. Déterminer la valeur de x (x est un nombre entier).
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2. Etude de quelques ions complexes hydratés
La couleur bleue du sulfate de cuivre hydraté est, en fait, due à la présence d’un ion, appelé ion complexe ou plus
simplement complexe, de formule [Cu, x H2O]2+.
On distingue le cation métallique Cu2+ que l’on appelle ion central. cet ion central est lié à x molécules d’eau,
appelées ligands.
Q1. D’après la documentation fournie, donner le nom de cet ion complexe.
Nous allons étudier la compétition qui peut avoir lieu, suivant l’environnement, entre plusieurs ligands pour un
même ion central.
2.1.
-
Etude de l’ion Cu2+
Prélever quelques mL de solution de sulfate de cuivre dans un tube à essais. Avec une pipette, verser dans le
tube à essais au goutte à goutte une solution d’ammoniac NH3(aq) concentrée.
Q5. Au départ, indiquer la couleur de la solution aqueuse de sulfate de cuivre.
Q6. Noter les observations en versant un peu puis beaucoup d’ammoniac.
Q7. Indiquer la couleur de la solution après avoir versé l’ammoniac.
Q8. Peut-on interpréter ce changement de couleur.
Q9. Le complexe formé avec l’ammoniac est [Cu, (NH3)4]2+. Ecrire l’équation modélisant cette transformation.
On dispose de cristaux de chlorure de cuivre (II) CuCl2(s) et d’une solution de chlorure de cuivre (II).
-
Prélever quelques mL de solution de chlorure de cuivre dans un tube à essais.
Q10. Noter la couleur des cristaux de chlorure de cuivre (II).
Q11. Noter la couleur de la solution de chlorure de cuivre (II). Expliquer pourquoi il y a une différence de
couleur. Indiquer à quel complexe est due la couleur de la solution de CuCl 2.
-
Verser doucement quelques gouttes d’acide chlorhydrique concentré.
Q12. Indiquer comment évolue la couleur de la solution au fur et à mesure que l’on rajoute de l’acide
chlorhydrique.
Q13. En fin d’expérience, le complexe formé est un ion central Cu 2+ entouré de 4 ligands Cl-. Ecrire l’équation
modélisant la transformation.
-
Prélever à nouveau environ 1 mL de solution de sulfate de cuivre dans un tube à essais.
-
Y rajouter environ 2 mL de solution aqueuse de salicylate de sodium (HO-C6H4-COO-(aq) + Na+(aq)).
Q14. Quelle est la couleur du complexe observé ?
Q15. Les ligands L comme l’ion salicylate peuvent donner deux complexes de type CuL et CuL 2. Donner la formule
de ces deux complexes.
2.2.
-
Etude de l’ion Co2+
Prélever quelques mL de solution concentrée (c = 1 mol.L -1) de chlorure de cobalt (II) CoCl2 dans un bécher
de 25 mL et le chauffer de façon à évaporer l’eau.
Q16. Indiquer la couleur de la solution au départ.
Q17. Indiquer les observations en chauffant.
-
Prélever quelques mL de solution moins concentrée (c = 5 . 10-2 mol.L -1) de chlorure de cobalt (II) dans un
autre tube à essais.
-
Sous la hotte, y ajouter doucement quelques gouttes d’acide chlorhydrique commercial jusqu’à un complet
changement de couleur.
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Q18. Indiquer l’évolution de la couleur.
Q19. Indiquer à quoi est due la coloration initiale des ions cobalt Co2+. Même chose pour la coloration finale.
-
Prendre un morceau de papier filtre et, avec une baguette en verre trempée dans la solution concentrée de
chlorure de cobalt (II), effectuer un dessin quelconque sur le papier filtre
-
En se servant de la plaque chauffante, faire évaporer la solution (attention à ne pas brûler le papier !).
Q20. Noter les observations et interpréter cette expérience. Indiquer une application pratique de ce
phénomène.
-
-
Soit le mélange suivant à préparer dans un bécher de 50 mL :
o
11,2 mL d’éthanol mesuré à l’éprouvette graduée
o
1 mL de solution de CoCl2 de concentration c = 1 mol.L-1
Verser un peu de ce mélange dans 2 tubes à essais que l’on met :
1 à température ambiante, 1 dans un bain de glace.
-
Chauffer légèrement sur la plaque chauffante le reste du mélange dans le bécher.
Q21. Comparer les différentes couleurs des trois tubes.
Q22. Quel est le paramètre qui semble intervenir ici dans l’équilibre entre les complexes.
Q23. Cet équilibre s’écrit :
[Co(H2O)6]2+(aq) + 2 Cl-(aq) + 2 ROH(l)
=
[Co(ROH)2Cl2](aq) + 6 H2O(l)
Indiquer le sens de variation de la constante d’équilibre K(T) quand la température T augmente. Justifier.
-
Prélever quelques mL de solution moins concentrée (c = 5 . 10-2 mol.L -1) de chlorure de cobalt (II) dans un
tube à essais.
-
Y ajouter goutte à goutte de l’ammoniac concentré.
Q24. Noter le changement de couleur. Interpréter en termes de changement de ligands.
-
Prélever quelques mL de solution plus concentrée (c = 1 mol.L -1) de chlorure de cobalt (II) dans un autre tube
à essais.
-
Y ajouter goutte à goutte de l’acétone.
Q25. Noter les changements de couleur. Interpréter en termes de changements de ligands. Préciser l’action de
l’acétone sur les molécules d’eau de l’interface.
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Hydratation- feuille de matériel
Par binôme
Pour la classe
Gants et lunettes
Hex-1-ène (sous la hotte) + 1 pipette graduée de 2 mL
1 montage à reflux avec un ballon bicol
et 1 bécher de 50 mL
1 agitateur magnétique chauffant (ou un agitateur
Soude à 30% (ou 10 mol.L-1) + 1 éprouvette graduée de
magnétique et un bec électrique)
25 mL
1 ampoule de coulée
Solution saturée de chlorure de sodium
1 cristallisoir
NaCl solide
2 éprouvettes graduées de 25 mL
Cyclohexane
1 montage à distillation
Sulfate de magnésium anhydre
1 ampoule à décanter
Solution de permanganate de potassium en milieu
2 béchers de 100 mL
basique (1 mL de soude molaire dans 10 mL de solution
1 éprouvette graduée de 10 mL
de KMnO4 à 5.10-3 mol.L-1)
2 béchers de 50 mL
Acide sulfurique à 6 mol.L-1
12 tubes à essais + quelques bouchons
Solution de permanganate de potassium à 0,1 mol.L-1
1 erlenmeyer de 100 mL
avec éprouvette graduée de 50 mL
Pipette pasteur munie d’une poire à pipeter
Sulfate de cuivre hydraté solide + balance + spatule
1 agitateur en verre
Solution de sulfate de cuivre à 0,5 mol.L-1.
1 bécher de 25 mL
Chlorure de cuivre (II) CuCl2 solide
1 morceau de papier filtre
Solution de chlorure de cuivre (II)
Acide chlorhydrique commercial (sous la hotte)
3,8 mL d’acide sulfurique à 85%
Solution aqueuse de salicylate de sodium
Glaçons
(HO-C6H4-COO-(aq) + Na+(aq))
Pissette d’eau distillée
Solution concentrée (c = 1 mol.L-1) de chlorure de
Pierre ponce
cobalt (II) CoCl2
2,4-DNPH
Solution moins concentrée (c = 5 . 10-2 mol.L-1) de
Réactif de Schiff
chlorure de cobalt (II)
Solution d’ammoniac concentrée
Ethanol + éprouvette graduée de 25 mL
Solution d’acide chlorhydrique concentrée
Acétone
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