TP CH [PDF]

Zitiervorschau

Université des Sciences et de la Technologie d’Oran Mohamed BOUDIAF Faculté des Sciences Département de Chimie

Unité de Méthodologie de Chimie Semestre 1

Mr Kamel BENTAYEB et Mme Houda BAGHLI

BMD: 2004/2005 1

CLASSEMENT DES SUBSTANCES ET PREPARATIONS DANGEREUSES Explosibles Substances et préparations solides, liquides, pâteuses ou gélatineuses qui, même sans intervention d’oxygène atmosphérique, peuvent présenter une réaction exothermique avec formation rapide de gaz et qui, dans des conditions d’essais déterminées, détonent, déflagrent rapidement ou, sous l’effet de la chaleur, explosent en cas de confinement partiel. Comburantes Substances et préparation qui, au contact d’autres substances, notamment inflammables, présentent une réaction fortement exothermique. Extrêmement inflammables Substances et préparations liquides dont le point éclair est < 0°C et le point d’ébullition à pression atmosphérique < 35°C, ainsi que substances et préparations gazeuses qui, à température et pression ambiantes, sont inflammables à l’air. Facilement inflammables Substances et préparations : - qui peuvent s’échauffer au point de s’enflammer à l’air à température ambiante sans apport d’énergie. - à l’état solide, qui peuvent s’enflammer facilement par une brève action d’une source d’inflammation et - continuer à brûler ou à se consumer après l’éloignement de cette source. - à l’état liquide, dont le point d’éclair est < 21°C. - ou qui, au contact de l’eau ou de l’air humide, produisent des gaz extrêmement inflammables en quantités dangereuses. Inflammables Substances et préparations liquides, dont le point d’ébullition est bas. Très toxiques Substances et préparations qui, par inhalation, ingestion ou pénétration cutanée en très petites quantités, entraînent la mort ou des risques aigus ou chroniques.

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Toxiques Substances et préparations qui, par inhalation, ingestion ou pénétration cutanée en petites quantités, entraînent la mort ou des risques aigus ou chroniques. Nocives Substances et préparations qui, par inhalation, ingestion ou pénétration cutanée en petites quantités, entraînent la mort ou des risques aigus ou chroniques. Irritantes Substances et préparations non corrosives qui, par contact immédiat, prolongé ou répété avec la peau ou les muqueuses, peuvent provoquer une réaction inflammatoire. Corrosives Substances et préparations qui, en contact avec des tissus vivants, peuvent exercer une action destructrice sur ces derniers. Sensibilisantes Substances et préparations qui, par inhalation ou pénétration cutanée, peuvent donner lieu à une réaction d’hypersensibilité telle qu’une exposition ultérieure à la substance ou à la préparation produit des effets indésirables caractéristiques. Cancérogènes Substances et préparations qui, par inhalation, ingestion ou pénétration cutanée, peuvent produire le cancer ou en augmenter la fréquence. Mutagènes Substances et préparations qui, par inhalation, ingestion ou pénétration cutanée, peuvent produire des défauts génétiques héréditaires ou en augmenter la fréquence. Toxiques vis-à-vis de la reproduction Substances et préparations qui, par inhalation, ingestion ou pénétration cutanée, peuvent produire ou augmenter la fréquence d’effets indésirables non héréditaires dans la progéniture ou porter atteinte aux fonctions ou capacités reproductrices. Dangereuses pour l’environnement Substances et préparations qui présenteraient ou pourraient présenter un risque pour une ou plusieurs composantes de l’environnement.

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TRAVAUX PRATIQUES DE CHIMIE (LMD)

CONSIGNES DE SECURITE AU LABORATOIRE Préparation théorique des travaux pratiques Il est dans l'intérêt de l'étudiant de préparer les T.P. chez lui afin de pouvoir en réaliser l'intégralité dans le temps imparti. La préparation sera contrôlée par l'enseignant. L'étudiant est prié de se munir de papier millimétré si le T.P. le nécessite. Horaire Les travaux pratiques sont prévus pour être réalisés intégralement en deux heures. En aucun cas, l'étudiant ne pourra exiger de terminer son travail après la fin normale de la séance. La présence aux T.P. est obligatoire. Toute absence et tout retard non autorisés seront sanctionnés sauf, cas de force majeure (accident, maladies ...) pour lequel un justificatif sera exigé le plus rapidement possible (48h). Matériel - Règles de sécurité Pour chaque manipulation, les étudiants disposent de tout le matériel et tous les réactifs en quantité suffisante pour la réaliser. En conséquence, il est inutile et donc défendu d'emprunter du matériel à une autre manipulation. Il est également interdit d’emporter hors du laboratoire du matériel. Celui-ci sera contrôlé à la fin de chaque séance. Si un étudiant casse malgré lui du matériel, il se doit en toute honnêteté d'en avertir l'enseignant. Les manipulations de chimie ne présentent aucun risque grave si les étudiants suivent les principes élémentaires de sécurité et les conseils de l'enseignant. Le port de lunettes de sécurité est obligatoire lors de certaines manipulations pour lesquelles ces lunettes seront fournies. Le port d’une blouse en fibres naturelles est obligatoire : les blouses en fibres synthétiques (exp : nylon) sont interdites car elles augmentent la gravité des plaies en cas de brûlures. Sans blouse l'étudiant ne sera pas autorisé à entrer au laboratoire de T.P. Pendant le TP il faut respecter les règles suivantes : 1) Opérer toujours avec soin et méthode; éviter les gestes brusques, respecter les quantités de réactifs conseillées. 2) Ne jamais aspirer à la bouche un liquide corrosif ou toxique : acides concentrés, bases concentrées ou produits toxiques. 3) Tenir les tubes à essais en orientant l'ouverture dans une direction où il n'y a personne. 4

4) Faire attention aux éclaboussures de solutions acides ou basiques même diluées qui attaquent plus ou moins la peau, la blouse ou les vêtements. Toujours laver immédiatement l'endroit éclaboussé à l'eau même en l'absence de douleur ou de brûlure immédiate (5-10 min selon gravité). 5) Pour chauffer un liquide dans un tube à essais, prendre celui-ci près de l'ouverture avec une pince à tube en bois que l'on tiendra par le manche. Ne jamais mettre la pince en bois dans la flamme : elle charbonne ou s'enflamme. Ne jamais chauffer le fond du tube : placer la surface de séparation du liquide dans la partie chaude de la flamme incolore et diriger l'ouverture du tube à essais vers la cloison. Pour chauffer progressivement, déplacer doucement le tube horizontalement dans la flamme. Si l'ébullition est trop rapide, ou si la réaction "s'emballe", le soulever verticalement au dessus de la flamme et réduire le débit du gaz de manière à obtenir un dégagement gazeux plus faible. Nettoyage Les produits chimiques contenus dans les flacons doivent rester purs. Par conséquent, ne jamais remettre dans un flacon le produit resté inutilisé. Faire couler l'eau dans l'évier chaque fois que vous videz des produits chimiques. Il est indispensable de tout diluer. Une salle de T.P. doit demeurer propre : les déchets divers (papier, verre cassé ...etc.) seront déposés dans les poubelles et non dans les éviers. Avant de quitter la salle chaque étudiant s'efforcera de laisser l'emplacement où il a manipulé dans l'état où il était quand il est arrivé. Pour ce faire, il remettra en place le matériel nettoyé et passera l'éponge sur la paillasse. GENERALITES Note préliminaire : Ces généralités (exemples mis à part) seront considérées connues lors des T.P. Il est conseillé de les revoir avant chaque T.P. I-MATERIEL DE VERRERIE En travaux pratiques, deux types de matériel seront utilisés. I-1 Appareils de verrerie courante Erlenmeyers dits erlens (fig.1) utilisés surtout pour les dosages. Certains peuvent être grossièrement gradués. Le resserrement du col empêche les projections vers l'extérieur lors de l'agitation de la solution pendant le dosage. l'cuvent être chauffés. Béchers (fig.2) avec bec verseur. Nombreux usages : permettent par exemple de plonger des électrodes dans une solution. Certains peuvent aussi être grossièrement gradués. Ils peuvent être chauffés.

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Figure 1

Figure 2

Verre à pied (fig.3) sert essentiellement de "poubelle de paillasse". Entonnoir (fig. 4). Tube à essai (fig.5). Lorsqu'une solution doit y être chauffée, la flamme du bec BUNSEN ne doit jamais être appliquée sur le fond mais sur la partie supérieure de la solution. Ceci afin d'éviter toute projection lors de l'ébullition. Le verre de montre (fig.6)

Figure 3

Figure 4

Figure 5

Figure 6

I-2 Appareils de verrerie gradués I-2-1 Nomenclature Fioles jaugées (fig.7) pour la préparation ou la dilution précise de solutions titrées. Pipettes jaugées (fig.8) pour prélever un volume donné de solution. Elles peuvent être à un seul trait (le volume gravé sur la pipette correspond à celui limité par le trait jusqu'à l'extrémité effilée). Ou bien, à deux traits (le volume gravé sur la pipette correspond à celui limité par les deux traits).

Figure 7

Figure 8

Figure 9 6

Pipettes graduées (fig. 9) ou éprouvettes graduées (fig.10) servent aux prélèvements de volume lorsqu'une très grande précision n’est pas exigée. L'éprouvette graduée doit toujours être utilisée pour les composés dangereux (acides ou bases concentrées par exemple). Burettes graduées (fig.11) pour déterminer d'une façon précise le volume d'une solution qui réagira sur un volume donné d'une autre solution. Elles peuvent être utilisées parfois à la Place d'une pipette quand l'usage de celle-ci est incommode (pour éviter l'aspiration d'un produit comme l'ammoniaque par exemple).

Figure 10

Figure 11

I-2-2 Technique d’utilisation La lecture des volumes La verrerie jaugée ne doit jamais être chauffée ni fortement refroidie. D'une manière générale, la lecture d'un volume se fera en plaçant l’œil en face du trait de jauge, sur le même plan horizontal que ce dernier, de façon qu'il n'apparaisse pas comme une ellipse. Le ménisque inférieur du liquide doit reposer sur le trait de jauge (fig.12). Si la solution est colorée (cas du permanganate de potassium par exemple) il n'est pas toujours possible de discerner avec exactitude le ménisque inférieur. On se base alors sur la partie supérieure du ménisque.

Figure 12

7

Certaines burettes graduées possèdent une bande bleue sur fond blanc sur la partie opposée aux graduations (c’est le cas pour nos manipulations). L'observation de cette bande au travers du ménisque fait apparaître une pointe qui sert de repère pour la lecture. Dans tous les cas, il est impératif de prendre la même méthode de visée pendant tout le dosage. Utilisation de la pipette Il ne faudra jamais pipeter une solution directement d'un flacon mais transverser un peu de celle-ci dans un bêcher préalablement rincé, éventuellement à l'eau distillée puis avec un peu de la solution. 1. Rincer la pipette avec de l'eau distillée éventuellement, puis obligatoirement avec la solution qu'elle devra contenir. 2. Aspirer jusqu'à ce que le liquide soit au-dessus du trait de jauge. Boucher la pipette avec l'index bien sec (et non le pouce !) et sortir la pipette du liquide. Essuyer avec du papier spécial l'extrémité de la pipette qui été plongé dans la solution. 3. Incliner à 45° environ le bêcher et appuyer contre sa paroi intérieure la pipette tenue bien droite et disposée de façon que l’œil soit à la hauteur du trait de jauge (fig.13a). 4. Laisser couler lentement le liquide en soulevant légèrement l'index jusqu'à ce que le ménisque inférieur soit tangent au trait de jauge. Arrêter alors l'écoulement en appuyant à nouveau l’index sur la pipette. 5. En gardant toujours le doigt sur la pipette de façon que le niveau reste invariable, transporter la pipette au-dessus du récipient destiné à recevoir la prise d'essai, généralement un erlen (qui ne devra être rincé qu'avec de l'eau distillée. Il sera inutile de le sécher). Appuyer l'extrémité de la pipette sur la paroi intérieure inclinée à 45° environ. Opérer comme aux points 3 et 4 (fig. 13b).

Figure 13a

Figure13b 8

Utilisation de la burette Après l'avoir rincée avec un peu de la solution qu'elle contiendra, la remplir bien au dessus de la graduation zéro. Ouvrir légèrement le robinet et laisser écouler lentement au dessus du verre à pied jusqu'à ce que le tube effilé soit bien rempli et ne contienne plus de bulles d'air. Laisser ensuite écouler le liquide jusqu'à la graduation zéro. Attendre un peu. Si du liquide retenu par capillarité le long de la paroi descend, réajuster au zéro. Mettre le vase à réaction (erlen ou becher) sous la burette. Ouvrir à nouveau le robinet et laisser couler lentement en agitant sans cesse. Cette agitation petit se faire en qui fait tourner un barreau aimanté préalablement utilisant un agitateur magnétique mis dans le vase à réaction. Deux types d'expérience se présenteront : Si l'on fait un simple dosage volumétrique où la fin de la réaction est visualisée par un changement de coloration, il est conseillé d’effectuer un premier dosage rapide en versant la solution de la burette cm3 par cm3. On détermine ainsi les deux valeurs entières V1 et V2 qui encadrent la valeur exacte Ve. Il suffira alors d'effectuer deux autres dosages plus précis en versant rapidement jusqu'à V1 puis goutte à goutte jusqu'à Ve. On prendra la valeur moyenne des volumes trouvés lors de ces deux derniers dosages (lis ne doivent pas différer de plus de 0,1 cm3 sinon on effectuerait un quatrième dosage). Si l'on suit l'évolution d'une réaction par la mesure de la d.d.p. entre deux électrodes plongées dans la solution, il faudra reporter sur une courbe tracée sur papier millimétré, dite courbe de titrage la valeur de cette d.d.p. en fonction du volume versé et ceci au fur et à mesure de l'expérience. Dans ce cas, c'est évidemment la surveillance de l'évolution de la d.d.p. qui régit l'ouverture plus ou moins forte du robinet. La courbe doit être tracée directement point par point. Remarque Il faut être sûr que tout le liquide soit descendu des parois avant de faire la lecture d'un volume sur une burette. I-2-3 Précision de la verrerie jaugée Il a été établi qu'en suivant la technique d'utilisation donnée, l'imprécision maximale ∆v sur ces instruments est de : 0,05 cm3 sur un volume mesuré à la burette. 0,02 cm3 sur un volume mesuré à la pipette de 10 cm3 . 0,025 pour la pipette de 20 cm3. 9

Quant à la fiole jaugée, l'erreur relative ∆v /v due à son emploi devrait rester inférieur à 0,001 d'après les constructeurs. ( l’erreur ∆v est précisée sur le matériel). II- TITRIM ETRIE II-1 Théorie Pour définir le titre d'une solution trois notions différentes interviendront en T.P. 1. le titre pondéral T : masse en gramme du composé dissout par litre de solution (et non par litre d’eau). 2. la molarité M : nombre de moles du soluté (molécules du composé dissout) par litre de solution. 3. la normalité N : sa détermination nécessite l'écriture de la réaction de dosage pour préciser s'il s'agit d'une réaction acido-basique (A) ou d'une réaction d'oxydo-réduction (B). (A) Ce premier cas fera intervenir des couples acido-basiques Acide

Base + H+

La normalité des solutions correspondra au nombre de moles d'ions H3O+ (proton H+ hydraté) qu'elles seront capables de céder ou capter par litre. (B) Ce deuxième cas fera intervenir des couples rédox Réducteur

Oxydant + n.e-

La normalité correspondra au nombre de moles d'électrons qu'elle seront capables de céder ou capter par litre. N.B. 1 mole d'électrons est égale à 6,023.1023 électrons vrais. Sa charge est donc égale à 1,6.10-19 * 6,023.1023 = 96500 C = 1 faraday. (l C = 1 Coulomb). La notion de normalité est essentielle pour les calculs mais il faut toujours savoir la relier à la notion de molarité pour la préparation de solutions titrées. Pour des couples acido-basiques : Normalité = Molarité * nombre de mole d'ions H3O+ cédés ou captés par une molécule supposée non dissociée. Pour des couples redox : Normalité = Molarité * nombre de mole d’électrons cédés ou captés par une molécule supposée non dissociée. Remarque 1 : On aura toujours N supérieur ou égale à M 10

Remarque 2 : Le symbole M signifie molaire =1 mole de molécules par litre. Remarque 2 : le symbole N signifie normale =1 mole d'équivalents gramme par litre (ion H+ , e-). II-2 Calculs de l’équivalence a) Réaction acido-basique : A l'équivalence, il y a autant d'ions H3O+ cédés par l'acide que d'ions H3O+ captés par la base : NA*VA = NB * VB . NA et NB désignant respectivement les normalités de l'acide et de la base, et VA et VB les Volumes d'acide et de base en cm3. b) Réaction d’oxydo--réduction : A l'équivalence, il y aura autant d'électrons cédés par le réducteur que d'électrons captés par l'oxydant : Nr * Vr = No * Vo . No et Nr désignant respectivement les normalités de l'oxydant et du réducteur et Vo et Vr les volumes de l’oxydant et du réducteur en cm3. Important L'écriture de la réaction de dosage est indispensable pour pouvoir relier la molarité à la normalité. III - INDICATEURS DE FIN DE RÉACTION III-1 Dosage acido-basique : Le point d'équivalence dans un dosage acido-basique peut être déterminé très souvent avec une bonne précision grâce au simple emploi d'un indicateur coloré, mais le choix judicieux de cet indicateur nécessite une connaissance du pH au point d'équivalence. III-1.1 Définition Un indicateur coloré correspond à un couple acide-base faible dont les deux formes acides IA ou basique IB ont des couleurs différentes. On caractérise le couple IA/IB par son pKa IA

+

H2O

H3O+ + IB

pH = pKa + log ([IB]/[IA]) Supposons que la couleur de la forme acide soit rouge et celle de la forme basique soit bleue. On peut écrire : pH = pKa + log ([forme bleue]/[forme rouge]) Si pH1= pKa+1 il y aura 10 fois plus d'éléments bleus que d'éléments rouges, et la solution sera nettement bleue.

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Si pH2 = pK-1 il y aura 10 fois plus d'éléments rouges que d'éléments bleus, et la solution sera nettement rouge. A pH2 et pH1, l’œil discerne nettement les teintes extrêmes. La zone, qui s'appelle zone de virage, comprend évidemment la valeur du pKa de l'indicateur. L'indicateur est d'autant plus sensible que la différence de couleur entre les 2 formes est plus prononcée. III-1.2 Indicateurs colorés usuels pKa

v i ra g e

bleu de thymol

2,0

rouge

jaune

hélianthine

3,7

rouge

jaune

rouge de méthyle

5,2

rouge

jaune

bleu de bromothymol

6, 8

jaune

bleu

rouge de cresol

8,0

Jaune

rouge

phénolphtaléine lie

9,0

incolore

rose

thymolphtaléine

9,8

incolore

bleu

jaune d'alizarine

11,0

jaune

rouge(violet)

III-1.3 Utilisation On a recours à un indicateur coloré pour la détermination du point équivalent (P.E) d'un titrage, sans avoir à suivre en continu le système par une méthode physique telle que la pH-métrie. Mais son utilisation doit vérifier plusieurs conditions : a) Adaptation de l'indicateur au titrage étudié : L'indicateur doit avoir sa zone de virage comprise dans la zone du fort saut de pH, afin que juste avant le P.E., sa teinte soit acide par exemple, et juste après le P.E., elle devient basique. On choisit donc l'indicateur dont le pKa est le plus voisin possible du pH à l'équivalence (calcul préalable nécessaire). b) Précision du titrage : Lorsque la première condition est réalisée, un bon titrage nécessite en outre deux nouvelles conditions. L'ajout de IA par exemple, à une solution acide AH (C0), ne doit pas modifier le comportement de la solution, lors du titrage par une monobase étalon (C connue). Or nous avons alors affaire à un mélange de deux acides, ce qui entraînera une erreur systématique par excès sur Ve , due au volume nécessaire pour titrer IA. (Ve= volume de monobase étalon versé pour obtenir l'équivalence). Il faut donc minimiser la quantité d'indicateur. En général, il suffit d'ajouter quelques gouttes d'indicateur coloré (solution diluée), quantité suffisante en raison de son fort pouvoir colorant. 12

En supposant désormais que le virage de l'indicateur se fasse à la goutte près (une goutte sortant d'une burette usuelle a un volume de l'ordre de 0,05 cm3, soit 20 gouttes correspondent à 1 Cm3), on peut admettre comme incertitude relative de mesure un ordre de grandeur de 1%. Ainsi, pour Ve = 10 cm3, 1 goutte avant Ve : pH ≤ pK1-1 1 goutte après Ve : pH ≥ pK1+1 ∆Ve/Ve = 2(0,05)/10 =1% ↔ ( ∆pH)P.E. ≥2 Dans le cas "idéal" ou pK1 serait égal à pHP.E. il faut que le saut de pH soit d'au moins deux unités. Pour traduire cette condition, en utilisant le degré d'avancement du dosage x, il suffit d'utiliser l'incertitude relative à 1 %. x = nombre de moles de réactif ayant réagi / nombre de mole de réactif à titrer x = CeV/C0V0 = CeV/CeVe = V/Ve (Au P.E. ; on x=1, quels que soient Ce, C0, V0). x = 0,99 : pH ≤ pK1 -1

(∆pH/∆x)x=1 ≥ 2/0,02 ≥100.

x = 1,01 : pH ≥ pK1+1 Le plus souvent on choisit pK1 voisin de pHP.E. et la condition précédente se traduit alors ainsi : Partant de x1 = 0,99 puis x2 = 1,01, on calcule pH1 et pH2. Tout indicateur dont la zone de virage [pKl-l, pK1 +1] est comprise entre pH1 et pH2 convient pour ce titrage. III-2 Titrage redox (oxydo-réduction) III-2.1 Définition Les indicateurs utilisés pour les réactions d'oxydo-réduction sont également des matières colorantes dont la couleur varie quand le milieu dans lequel ils se trouvent cesse d'être réducteur pour devenir oxydant ou inversement. Très souvent, les réactifs eux-mêmes sont colorés, ce qui évite l'emploi d'un indicateur redox. Exemple en milieu acide : MnO4Mauve /Mn2+ Incolore Cr2O7 2-

Orange

/Cr3+

Vert

III-2.2 Choix de l’indicateur de fin de réaction Le meilleur indicateur sera celui dont le potentiel normal apparent sera le plus proche du potentiel au point d'équivalence (E.P.E.) dans les conditions de pH du titrage. 13

IV- CALCUL D'INCERTITUDES IV-1 Principes L'erreur absolue sur une somme ou une différence est égale à la somme des erreurs absolues sur chacun des termes. L'erreur relative sur un, produit ou un quotient est égale à la somme des erreurs relatives sur chacun des facteurs ou des termes. IV -2 Exemple Calcul de l'incertitude sur le titre pondérale de l’acide oxalique COOH-COOH, nH2O. TA =

mA V

∆TA ∆m A ∆V =( + ) TA mA V ∆TA = TA (

∆m A ∆V + ) mA V

On écrit alors le résultat sous la forme suivante :

TA = TA ± ∆TA

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ANALYSE QUANTITATIVE I- PRINCIPE Si l'analyse qualitative a pour but de déterminer la nature des composés d'une substance donnée, l'analyse quantitative se propose quant à elle de déterminer les proportions relatives à ces composés. On utilise essentiellement l'analyse volumétrique : on mesure les volumes de deux solutions réagissant l'une sur l'autre, en présence généralement d'un indicateur coloré qui permet de visualiser la fin de la réaction. Ces mesures de volumes se font à l'aide d'appareils de verrerie gradués (cf. généralités), Les calculs font intervenir les notions de dilution et de stoéchiométrie, les quantités ayant réagi étant proportionnelles à celles qui figurent dans l'équation de réaction. L'analyse volumétrique est rapide et d'exécution facile. Elle est cependant moins précise que l'analyse gravimétrique. II- OBJECTIFS Après avoir effectué ces T.P., on devra être en mesure : D'effectuer une pesée avec une balance de précision au milligramme (mgr) près. De reconnaître et d'utiliser correctement et à bon escient des appareils de verrerie gradués et de verrerie courante de laboratoire. D'effectuer une dissolution et une dilution. D'effectuer des dosages volumétriques. De déterminer l'incertitude des mesures en utilisant soit la précision des appareils de mesure donnée par le constructeur, soit en évaluant celle-ci. III- MANIPULATIONS Les travaux pratiques à effectuer se divisent en quatre manipulations : 1- T.P.1 : Préparation d'une solution titrée d'acide oxalique (TA). 2- T.P.2 : Dosage d'une solution de soude de normalité NaOH par une solution d'acide chlorhydrique de normalité NHCl connue. 3- T.P.3 : Dosage de la solution d'acide oxalique de normalité NA (préparé dans le T.P.1 par la solution de soude de normalité NaOH déterminée par le T.P. 2. 4- T.P.4 : Dosage d’une solution de permanganate de titre inconnu à l'aide de notre solution d'acide oxalique de normalité NA (déterminé par le T.P. 3). 15

T.P.1 : PREPARATION D'UNE SOLUTION D'ACIDE FAIBLE, L’ACIDE OXALIQUE L'acide oxalique de formule COOH-COOH nH2O, se présente à l'état solide sous forme de cristaux, chaque molécule cristallisant avec n molécules d'eau. La masse moléculaire de l'acide oxalique cristallisé est donc la masse moléculaire de COOHCOOH + n fois la masse moléculaire de H2O. I- But de la manipulation Détermination du titre pondéral TA de l’acide oxalique en grammes par litre de solution. II- Principe La manipulation consiste a dissoudre une masse précise de cristaux d’acide oxalique dans l’eau pour obtenir une solution de titre TA d’acide oxalique. III- Matériels et réactifs utilisés Matériels

Réactifs

Verre de montre Balance de précision Entonnoir

Acide oxalique cristallisé (COOH-COOH, nH2O)

Fiole jaugée de 200 ml

Eau distillée.

Pissette. IV- Mode opératoire 1. Peser 1,26 gr d’acide oxalique sous forme de cristaux contenue dans le verre de montre fourni, en utilisant la balance. On détermine le plus précisément possible cette masse. Toute la quantité fournie doit être utilisée, il faudra peser le verre de montre avec les cristaux (= ml) et le verre de montre vide et sec (= m2). Ne pas oublier de régler le zéro de la balance avant chaque pesée. Évaluer la précision de la balance. 2 - Verser les cristaux dans une fiole jaugée de 200 cm3, munie d’un entonnoire. Rincer plusieurs fois le verre de montre à l'eau distillée (pissette) pour récupérer tout le solide. 3 - Compléter progressivement la fiole avec de l'eau distillée, jusqu'au trait de jauge, en l'agitant de temps en temps pour bien dissoudre les cristaux et, homogénéiser la solution. Pour sécher le verre de montre, il suffira de le rincer avec très peu d'acétone qui s'évaporera rapidement à l'air libre. 16

On a ainsi obtenu une solution d'acide oxalique de titre pondéral TA. V- Questions 1. Evaluer la précision de la balance et déterminer ∆m1et ∆m2. 2. Calculer le titre pondéral (concentration massique) TA de l’acide, ainsi que ∆TA. On prendra pour la fiole jaugée, les incertitudes maximum données par le constructeur. 3. Donner le résultats final sous la forme TA = TA ± ∆TA. Verre de montre

Eau distillée

Entonnoir

Trait de jauge

Fiole jaugée

Préparation d’une solution acide

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T.P.2 : TITRAGE D’UN ACIDE FORT PAR UNE BASE FORTE Cette manipulation concerne le dosage d'une solution de soude de normalité NB par une solution d'acide chlorhydrique de normalité NA connue. I- But de la manipulation Détermination de la normalité NB de la base NaOH. II- Principe Le titrage (dosage) acido-basique est une méthode volumétrique pour la détermination de la normalité inconnue de la base en utilisant la normalité connue de l’acide et inversement. III- Matériels et réactifs utilisés Matériels

Réactifs

Burette

Acide chlorhydrique (HCl) à 0,1N

Pipette de 10 ml

La soude NaOH ( ?N)

Erlenmayer ou bécher

Indicateur coloré : phénolphtaleine

IV- Mode opératoire 1. Mettre la soude dans la burette. 2. Mettre 10 ml de la solution d'acide chlorhydrique (HCl) à 0,1N dans un erlenmayer à l’aide de la pipette, et quelques gouttes d'indicateur coloré. 3. Commencer le titrage en ouvrant le robinet de la burette doucement. 4. Noter le changement de coloration (fermeture du robinet) et le volume VB de soude versé. 5. Refaire le titrage 3 fois, noter les volumes dans un tableau du type suivant. N° Titrage

1

2

3

Volume versé VNaOH (ml)

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V- Questions 1. Ecrire la réaction chimique qui se produit lors de ce titrage. 2. Calculer le volume moyen de soude versé (VNaOH moyen). 3. En déduire la normalité NB de la solution de soude. 4. Calculer l’incertitude ∆NB en utilisant l’équation d’équivalence. On prendra pour la pipette et la burette, les incertitudes maximum données par le constructeur. 5. Donner le résultats final sous la forme NB= NB ± ∆ NB. 6. Pourquoi avoir arrêter le titrage à l’apparition de la couleur rose résultante ? 7. Définir le point d’équivalence d’un titrage acido-basique (avec graphe). 8. Définir les indicateurs colorés. Peut-on utilisé un autre indicateur pour cette réaction ? Burette : La soude NaOH

2 gouttes de l’indicateur coloré

Erlen : L’acide HCl

Titrage acido-basique

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T.P.3 : TITRAGE D’UN ACIDE FAIBLE PAR UNE BASE FORTE

Cette manipulation concerne le dosage d'une solution d’acide oxalique de normalité NA par de la soude de normalité NB connue. I- But de la manipulation Détermination de la normalité NA de l’acide oxalique. II- Principe Le titrage (dosage) acido-basique est une méthode volumétrique pour la détermination de la normalité inconnue de l’acide en utilisant la normalité connue de la base. III- Matériels et réactifs utilisés Matériels

Réactifs

Burette

La soude NaOH ( 0,1N)

Pipette de 10 ml

Acide oxalique ( ?N)

Erlenmayer ou bécher

Indicateur coloré : phénolphtaleine

IV- Mode opératoire 1. Mettre la soude (0,1N) dans la burette. 2. Mettre 10 ml de la solution d'acide oxalique dans un erlenmayer à l’aide de la pipette, et quelques gouttes d'indicateur coloré. 3. Commencer le titrage en ouvrant le robinet de la burette doucement. 4. Noter le changement de coloration (fermeture du robinet) et le volume VB de soude versé. 5. Refaire le titrage 3 fois, noter les volumes dans un tableau du type suivant. N° Titrage

1

2

3

Volume versé VNaOH (ml)

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V- Questions 1. Ecrire la réaction chimique qui se produit lors de ce titrage. 2. Calculer le volume moyen de soude versé (VNaOH moyen). 3. En déduire la normalité NA de l’acide oxalique. 4. Calculer l’incertitude ∆NA en utilisant l’équation d’équivalence. On prendra pour la pipette et la burette, les incertitudes maximum données par le constructeur. 5. Calculer la molarité MA de l’acide oxalique à partir de TA(déterminé au TP1) , avec l’incertitude ∆MA. On prendra pour la pipette et la burette, les incertitudes maximum données par le constructeur. 6. Donner le résultats final sous la forme NA= NA ± ∆ NA et MA= MA ± ∆ MA 7. Définir le point d’équivalence d’un titrage acide faible base forte, décrire le mécanisme de dosage (avec graphe). 8. Démontrer la relation donnant le nombre de molécules d’eau : n=

(TA −90MA) 18MA

,calculer n dans ce cas. Burette : La soude NaOH

2 gouttes de l’indicateur coloré

Erlen : L’acide Oxalique

Titrage acido-basique

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T.P.4 : TITRAGE OXYDO-REDUCTION Cette manipulation concerne le dosage d'une solution de permanganate de potassium de normalité NO inconnue par la solution d’acide oxalique de normalité NR connue (manganimétrie). I- But de la manipulation Détermination de la normalité NO du permanganate de potassium. II- Principe Le titrage oxydo-réduction est une méthode volumétrique pour la détermination de la normalité inconnue de l’oxydant NO en utilisant le caractère réducteur de l’ion oxalate : C2O422CO2 + 2eIII- Matériels et réactifs utilisés Matériels

Réactifs

Burette

Acide oxalique ( H2C2O4, nH2O)

Pipette de 10 ml

Permanganate de potassium (KmnO4)

Erlenmayer

Eau distillée

Bécher

Acide sulfurique (H2SO4 à 20%)

Eprouvette

IV- Mode opératoire Introduire dans un erlenmeyer 10 cm3 de la solution d’acide oxalique 50 cm3 d’eau distillée et 6 cm3 environ d’acide sulfurique (utiliser une éprouvette graduée pour cet acide). Verser environ 1 cm3 du permanganate de la burette (celle-ci ayant été préalablement mise à zéro). Il ne se décolore pas ; on chauffe sur bec bunsen en agitant jusqu’à décoloration. La réaction est alors amorcée, il y a des ions Mn+2 qui vont catalyser la suite de la réaction. On pourra poursuivre le dosage et il sera inutile de chauffer ensuite. Noter le volume VOX de permanganate versé à l’équivalence. En déduire les différents titres de cette solution. Remplir le tableau de résultats. Remarque : - ne pas trop chauffer pour éviter la déshydtratation de l’acide oxalique H2SO4

CO2 + CO + H2O

- la décoloration doit se faire du rose à l’incolore. Une teinte brune intermédiaire (MnO2) indiquerait un défaut d’acide sulfurique. 22