Quelques techniques

La solubilité reflète la capacité d’une espèce chimique à se dissoudre dans un solvant donné : plus on peut dissoudre une quantité importante d’une substance dans un liquide et plus sa solubilité est grande.

Voici quelques techniques que vous rencontrerez lors de vos TP ou lors des exercices.

Comment diluer ? Quand on dilue un solide dans un liquide, il arrive un moment où plus rien ne peut être dilué. On dit alors que le solvant est saturé.

Décoction (ou infusion)

On laisse le végétal en contact avec l'eau chaude. Les espèces chimiques contenues vont se solubiliser. ex: le thé.

Macération

Même chose avec l'alcool. ex: fruit à l'alcool. Les espèces chimiques contenues vont se solubiliser dans l'alcool.

Hydrodistillation ou entrainement à la vapeur

Le but de cette manipulation est d'extraire par hydrodistillation l'huile essentielle de l'espèce chimique. On a par exemple l'extraction de l'huile essentielle contenue dans les fleurs de lavande.

Distillation

Technique qui permet de séparer les différentes espèces chimiques qui sont contenues dans les espèces chimiques d'un mélange liquide. On retrouve par exemple la distillation du pétrole.

Exercice 1

La solution d'hydroxyde de Sodium

Mesurons le pH d'une solution d'hydroxyde de sodium. On trouve pH = 14. Cette solution est basique.

 Dilution au 100 iémeDilution au 1000 iémeDilution au
1000000 iéme
pH1397

Plus on dilue une solution basique, plus son pH diminue.

Quels sont les ions présent dans l'acide Chlorhydrique

La formule de l'acide chlorhydrique est : H++Cl-
. L'ion Hydrogène H+, C'est l'ion acide, plus une solution est acide, plus elle contient d'ion H+. On peut prouver la présence d'ions H+, dans une solution, en mesurant le pH. Si pH < 7, alors la solution est acide et elle contient donc des H+.

Certains ions coexistent ensemble. D'autre ne coexistent pas et forme un solide non soluble appelé Précipité.

- Dans l'eau pure : Rien ne se passe ( Il n'y a pas de Cl - ).

- Dans l'eau salée : Formation d'un précipité blanc.

Équation-bilan de formation du précipité :

Ag+ + Cl - = AgCl → Précipité blanc de chlorure d'argent.

Conclusion

Pour mettre en évidence la présence d'ions Chlorure dans une solution, il suffit de verser quelques gouttes d'une solution de Nitrate d'argent dans la solution. S'il forme un précipité blanc, il
noircit à la lumière. Alors il y a des ions Cl- dans la solution.

Exercice 2

Comment fabriquer du cuivre ? Dans la métallurgie, on utilise certains métaux pour leurs propriétés, autant chimiques qu'électriques. Le cuivre est par exemple souvent utilisé pour la conduction électrique ou pour les instruments chirurgicaux.

Le but de l'exercice est d'illustrer le dosage de solutions parfois utilisées en hydrométallurgie et contenant des ions cuivre (II) : Cu2+(aq) .

On dispose d'une solution S1 contenant des ions Cu2+(aq) .

Une première méthode de dosage

Cette méthode met en jeu deux réactions successives : on prélève un volume V1 = 20,0 mL de la solution S1 que l'on place dans un erlenmeyer, on ajoute une solution d'iodure de potassium (K+ (aq) + I (aq) ).

La transformation chimique mise en jeu est modélisée par :

2 Cu2+(aq) + 4 I- (aq) = 2 CuI(s) + I2 (aq)              (réaction 1)

On dose ensuite le diode formé I2(aq) par une solution de thiosulfate de sodium (2 Na+(aq) + S2O32-(aq) ) :

l'erlenmeyer est placé sous une burette contenant la solution de thiosulfate de sodium telle que
[S2O32- (aq) ] = 0,40 mol.L-1. L'équivalence est repérée grâce à la décoloration d'empois d'amidon ajouté.

Le volume de solution de thiosulfate de sodium ajouté est alors VE= 12,4 mL.

La transformation chimique mise en jeu est modélisée par :

I2(aq) +2 S2O32- (aq) = S4O62-(aq)  +2 I- (aq)         (réaction 2)

Quelques questions sur cette méthode de dosage.

Dans la réaction (1), il est nécessaire que l'ion iodure I- (aq) soit en excès par rapport aux ions cuivre Cu2+(aq) . Justifier cette nécessité.

On considérera que cette condition est vérifiée par la suite.

La méthode proposée constitue-t-elle un dosage direct ou indirect des ions Cu2+(aq) ? Justifier votre réponse.

Exploitation du dosage.

On pourra éventuellement s'aider d'un tableau d'avancement.

Quelle relation lie les quantités de diiode et d'ions thiosulfate  ayant réagi à l'équivalence ?

Quelle relation lie les quantités de diiode et d'ions cuivre mises en jeu lors de la réaction (1) ?

En déduire la concentration [Cu2+] de la solution S1 en ion cuivre (II).

Deuxième méthode de dosage

On veut maintenant réaliser le dosage spectrophotométrique de la solution S1.

Pour cela, on prépare un ensemble de solutions de sulfate de cuivre (Cu2+(aq) + SO42-(aq)) à partir d'une solution mère Sm de concentration cm= 0,50 mol.L-1. La teinte bleue de ces solutions est due à la présence des ions Cu2+(aq).

SolutionSmSdlSd2Sd3Sd4Sd5
[Cu2+]
(mol.L-1)
0,5000,2500,2000,1000,0500,010

Préparation d'une solution diluée : décrire soigneusement la préparation de 50 mL de la solution Sd2
à partir de la solution mère Sm sachant que l'on dispose de la verrerie suivante :

- fioles jaugées de 25 mL, 50 mL, 100 mL ;

- pipettes jaugées de 10 mL, 20 mL, 25 mL ;

- béchers de 50 mL et de 100 mL ;

- éprouvettes graduées de 20 mL et 50 mL.

Mesure de l'absorbance de chacune des solutions avec un spectrophotomètre.

L'opérateur introduit de l'eau distillée dans une cuve qu'il place dans le spectrophotomètre, il règle alors l'absorbance sur la valeur "zéro". Justifier cette opération.

On mesure l'absorbance des solutions préparées. Les points expérimentaux sont présentés sur le graphique suivant :

La loi de Beer-Lambert A = k. [ Cu2+(aq) ] est-elle vérifiée ?

 

  • Détermination de la concentration de la solution S1.

On prélève 25,0 mL de cette solution que l'on introduit dans une fiole jaugée de 50 mL dont on
complète le niveau avec de l'eau distillée. Après homogénéisation l'absorbance de cette solution S2
est mesurée : on trouve A = 1,5.

Déterminer graphiquement la concentration en ions Cu2+(aq) de la solution S2. En déduire celle de la
solution S1.

La méthode employée constitue-t-elle un dosage par titrage ou un dosage par étalonnage ? Justifier.

Validité des dosages

Comment faite une dilution ? Pour faire un parfum, il faut également réaliser un mélange spécifique. C'est se savant mix de fragrances qui rendra le parfum agréable.

Préparation de la solution S1.

En réalité, la solution S1 a été préparée par dissolution de sulfate de cuivre pentahydraté solide
(CuSO4 , 5 H2O ) de masse molaire M = 249,6 g.mol-1.

Une masse m = 15,6 g de ce produit est utilisée pour préparer un volume V = 250 mL de solution, déterminer la concentration en ions Cu2+(aq) de cette solution.

Conclure sur la validité des dosages effectués précédemment. Justifier votre réponse.

Exercice 3

On se propose d’identifier deux espèces chimiques acides différentes notées HA1 et HA2, en utilisant quelques mesures mettant en jeu différentes techniques expérimentales.

Tout d’abord, on prépare deux solutions aqueuses S1 et S2, à partir des espèces HA1 et HA2 et d’eau distillée, de telle manière que la concentration en soluté apporté soit c0 = 1,0´10-2 mol.L–1 pour chacune d’elles. On considère que la réaction de chaque espèce acide dans l’eau est instantanée.

Les parties 1, 2 et 3 sont indépendantes.

1.Mesure par pH-métrie

1.1. Nous allons tenter de différencier ces deux espèces acides en observant leur action sur l’eau, par l’intermédiaire d’une mesure de pH réalisée dans les mêmes conditions pour chaque solution.

1.1.1.   Définir une espèce acide selon Brönsted.

1.1.2.   Écrire l’équation qui représente la réaction d’une espèce acide quelconque HA avec l’eau.

Indiquer les deux couples acide/base mis en jeu à cette occasion.

1.1.3    On néglige toute autre réaction.

Quelle relation a-t-on, dans ces conditions, entre les quantités de matière de A et H3O+ ?

1.2. On réalise la mesure du pH, à 25°C, en utilisant un volume V = 200 mL de chacune des deux solutions S1 et S2. Des mesures précises de pH pour S1 et S2 permettent de calculer leurs concentrations effectives en ions oxonium :

[H3O+]1 = 1,3´10–3 mol.L-1  pour S1             et         [H3O+]2 = 1,0´10–2 mol.L-1  pour S2

1.2.1.   Calculer les quantités de matière en ions oxonium, n(H3O+)1 et n(H3O+)2 dans chaque solution.

1.2.2.   Calculer la quantité de matière d’acide HA1 et HA2, initialement présente dans les 200 mL de chaque solution avant toute réaction avec l’eau.

1.2.3.   Exprimer l’avancement maximal de la réaction et calculer sa valeur en fonction des données.

Calculer l’avancement final xf1 et xf2 pour la réaction de chaque acide avec l’eau.

Préciser la signification du taux d’avancement final et calculer t1 et t2 pour chaque réaction.

Comment mesure le pH ? Vous serez souvent amenés à faire des calculs de pH lors de vos TP. Pour effectuer des vérifications, vous pouvez utiliser du papier pH. C'est une bandelette qui réagira avec des couleurs différentes selon le pH de la solution qui rentre en contact avec elle.

2.Suivi spectrophotométrique

L’une des deux réactions précédentes se caractérise par un taux d’avancement final maximal.

Pour identifier précisément l’espèce acide qui participe à cette réaction, on introduit dans les 200 mL de cette solution 4 mL d’une solution de peroxyde d’hydrogène (H2O2 ), de concentration c = 0,10 mol.L-1.

On observe alors l’apparition d’une coloration jaune très pâle qui se renforce progressivement ; cette coloration est caractéristique du diiode en solution aqueuse.

La transformation d’oxydoréduction qui se déroule alors peut être décrite par l’équation suivante :

H2O2 (aq) + 2 H3O+(aq) + 2 I(aq) = 4 H2O(l) + I2 (aq)                  réaction (1)

2.1. Par spectrophotométrie, on établit la courbe qui représente l’évolution de la concentration en diiode formé au cours du temps (Voir Annexe à rendre avec la copie), ce qui permet de suivre le déroulement de la réaction.

2.1.1. Tracer les tangentes à la courbe aux points d’abscisse : t = 0 min ; t = 20 min ; t = 60 min.

2.1.2. Indiquer comment varie la vitesse de réaction au cours du temps. Justifier cette évolution.

2.1.3. À quelle date la vitesse de réaction est-elle maximale ?

2.1.4. Donner la définition du temps de demi-réaction t1/2.

2.1.5. Faire sa détermination graphique sur la courbe donnée en annexe, à rendre avec la copie, et indiquer sa valeur.

2.2. La réaction (1) représente une transformation d’oxydoréduction.

2.2.1. Identifier les deux couples oxydant/réducteur mis en jeu dans cette équation.

2.2.2. Écrire les demi-équations correspondantes.

2.2.3. Quelle est l’espèce chimique qui subit une oxydation ?

2.2.4. Identifier l’espèce acide recherchée HA en donnant sa formule.

3.Mesure conductimétrique

Pour identifier à présent l’autre acide, on réalise une mesure de conductivité de sa solution ; on immerge la cellule du conductimètre dans les 200 mL de solution utilisée au 1.2. ; on obtient sexp. = 53,4 mS.m-1.

La conductivité d’une solution est liée à la concentration effective des espèces chargées en solution par la relation suivante : s = ( lX+.[X+] + lY–.[Y])

3.1. Exprimer cette relation pour la solution acide étudiée, en considérant uniquement les ions formés après réaction de l’espèce acide avec l’eau.

3.2. En utilisant le résultat du 1.1.3., exprimer la conductivité molaire ionique l(A) de la base conjuguée de l’espèce acide, en fonction des autres grandeurs, s , l(H3O+), [H3O+].

Calculer sa valeur (utiliser les valeurs données en 1.2.).

3.3. En considérant les valeurs de conductivités molaires ioniques du tableau ci-dessous, identifier la nature de la base conjuguée présente en solution.

Donner la formule du deuxième acide recherché.

Formule de l’ionH3O+NO3HCOO–HO–CN–
λ (mS.m2.mol-1 )35,07,145,4619,97,8

Annexe à rendre avec la copie

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Clément

Freelancer et pilote, j'espère atteindre la sagesse en partageant le savoir que j'ai acquis lors de mes voyages au volant de ma berline. Curieux scientifique, ma soif de découverte n'a d'égale que la durée de demie-vie du bismuth 209.

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