TP C4 : UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE N EST PAS TOUJOURS TOTALE

Transcription

1 : UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE N EST PAS TOUJOURS TOTALE But du TP : On souhaite montrer qu une transformation chimique entre un acide et de l eau, ou qu une transformation chimique d oxydo réduction, peut ne pas être totale. 1/ Transformations chimiques entre des acides et l eau. 1.1 Equations des réactions chimiques E1 : L équation de la réaction entre le chlorure d hydrogène et l eau s écrit : HCl (g) + H 2 O (l) = Cl (aq) + H 3 O + (aq) E2 : L équation de la réaction entre l acide acétique et l eau s écrit : CH 3 COOH (l) + H 2 O (l) = CH 3 COO (aq) + H 3 O + (aq) - 1 -

2 1.2 Détermination de la concentration molaire volumique en ions H 3 O + (ou H + ) dans chaque solution par ph mètrie et par conductimètrie Etalonnage d un ph mètre La température de la salle étant de 23 C, les solutions à mesurer sont aussi à 23 C. On règle la température sur le ph mètre. On étalonne le ph mètre avec deux solutions tampon de ph connu : La sonde, constituée par deux électrodes combinées (l électrode de mesure et l électrode de référence), est introduite dans une première solution tampon de ph = 7 (colorée en jaune). A l aide d un premier bouton de réglage (standardisation) on fait coïncider la valeur affichée avec 7. Après avoir rincé la sonde à l eau distillée on répète l opération avec une deuxième solution tampon acide (ph = 4) (colorée rose) et, à l aide d un deuxième bouton de réglage (pente), on fait coïncider la valeur affichée avec 4. Le ph mètre est alors étalonné et prêt à mesurer le ph d une solution inconnue. Solutions tampons ph 7 et ph4 On veillera à toujours garder les électrodes trempées dans une solution de chlorure de potassium saturée ou d eau distillée et à rincer les électrodes avec de l eau distillée entre chaque mesure de ph et les essuyer délicatement avec un papier filtre Etalonnage d un conductimètre On règle le conductimètre au correspondant pour une solution de chlorure de potassium de concentration c 0 =2.0 mol/l de température 23 C, soit = ms/m

3 Le conductimètre et le ph mètre sont prêts ; il suffit de rincer les électrodes et de les plonger dans la solution que l on souhaite étudier et de lire les valeurs. Photo du dispositif expérimental Réalisation des mesures a) Préparation des solutions Photo des verreries utilisées - 3 -

4 On dispose d une solution d acide chlorhydrique de concentration c 1 =1.0*10 2 mol/l, on prélève pour l instant environ 75 cm 3 de cette solution à l aide d un bécher de 100mL que l on note A1. On veut réaliser à partir de A1, une solution de concentration c 2 =1.0*10 3 mol/l et de volume 50 cm 3. Soit n 2 la quantité de moles à prélever pour réaliser cette dilution : n 2 =c 2 v 2 Le volume v 1 à prélever de A1 correspondant à cette quantité de matière est : v 1 = n 2 /c 1 Soit v 1 = c 2 v 2 /c 1 = (1/10) v 2 = 5*10 3 L On prélève donc 5mL de A1 à l aide d une éprouvette sur pied graduée de 10 ml que l on verse dans une fiole jaugée de 50 ml. On remplit ensuite celle ci jusqu au trait de jauge et on agite la solution pour l homogénéiser. On verse la solution obtenue par dilution dans un bécher de 100 ml noté A2. On n oublie pas d ajuster A1 à un volume de 50 cm 3 pour les mesures! On fait de même pour la solution suivante. On dispose d une solution d acide acétique de concentration c 2 =1.0*10 3 mol/l. Comme les valeurs sont les mêmes, on en prélève 50 cm 3 dans un bécher de 100 ml (noté B1) et 5 cm 3 à l aide d une éprouvette sur pied graduée de 10mL. On verse ces 5 ml dans une fiole jaugée de 50 ml pour réaliser une dilution de facteur 1/10 et obtenir ainsi une solution de concentration c 2 =1.0*10 3 mol/l. On agite la fiole jaugée bouchée pour homogénéiser et on verse la solution dans un bécher de 100 ml noté B2. Photo des 4 solutions préparées - 4 -

5 b) Mesures Tableau A : acide chlorhydrique H + Cl : Concentration molaire ph A [ H 3 O ].n AP H + (mol) A [ H 3 ] O (ms/cm). n AC H + (mol). n Amoy H + (mol) volumique c AP (mol/l) AC (mol/l). c 1 = 1, mol/l * * * * *10 4. c 2 = 1, mol/l * * * * *10 5 Tableau B : acide acétique : Concentration molaire volumique c ph B [ H 3 O ] BP (mol/l). n BP H + (mol) B [ H 3 ] O (ms/cm) BC (mol/l). n BC H + (mol). n Bmoy H + (mol). c 1 = 1, mol/l * * * * *10 5. c 2 = 1, mol/l * * * * *

6 1.2.4 Calcul de la concentration molaire volumique en ion H 3 O + : [H 3 O + ] a) A partir de la mesure du ph : [H 3 O + ] p A partir de la définition du ph : ph= log [ H 3 O ], ou [ H 3 O ] =10 ph, on détermine la concentration molaire volumique en ions H 3 O + de chaque solution. b) A partir de la mesure de la conductivité : [H 3 O + ] c Sachant que A = H+. [H 3 O + ] + Cl. [ Cl ], B = H+. [H 3 O + ] + CH 3COO.[ CH 3 COO ], [H 3 O + ] A = [Cl ] dans chaque solution d acide chlorhydrique, [H 3 O + ] B = [ CH 3 COO ] dans chaque solution d acide acétique, on détermine la concentration molaire volumique en ions H + dans chaque solution : A = [H 3 O + ] ( H+ + Cl ) d où [H 3 O + ] = A/( H+ + Cl ) pour les solutions d acide chlorhydrique de même on a : [H 3 O + ] = B / ( H+ + CH 3COO ) pour les solutions d acide acétique Données : A 25 C : CH 3COO = 4,09 ms.m 2.mol 1 H =35, 0 ms. m2. mol 1 Cl =7,63 ms. m2. mol 1 Remarque : indice P : à partir de la mesure du ph indice C : à partir de la mesure de la conductivité On obtient n Amoy H + en calculant la moyenne de n AP H + et n AC H +. Soit n Amoy H + = (n AP H + + n AC H + )/2 De même n Bmoy H + = (n BC H + + n BP H + )/2 1.3 Calcul des quantités de matière en ion [H 3 O + ] Pour un volume V=1.0*10 1 L, pour déterminer à l instant final X, on fait X = 2 n moy H+ Car n moy ih+ a été déterminée pour un volume de 50 cm

7 C 1 = 1, mol/l. HCl (gaz) + H 2 O = H 3 O + + Cl t 0 =0 C 1 *V = 10 3 excès 0 0. t 10 3 X excès X X t 8*10 5 excès 2 n AH+ = 9.2* *10 4 c 2 = 1, mol/l. HCl (gaz) + H 2 O = H 3 O + + Cl t 0 = excès 0 0. t 10 4 X excès X X t 1.2*10 5 excès 8.80* *10 5 c 1 = 1, mol/l. CH 3 COOH (liquide) + H 2 O = H 3 O + + CH 3 COO t 0 = excès 0 0. t 10 3 X excès X X t 9.6*10 4 excès 4.06* *10 5 c 2 = 1, mol/l. CH 3 COOH (liquide) + H 2 O = H 3 O + + CH 3 COO t 0 = excès 0 0. t 10 4 X excès X X t 8.82*10 5 excès 1.18* *

8 1.4 Types de transformation chimique Critère d une transformation totale ou non totale Soit un acide HA dissous dans l eau, et n iha la quantité de matière d acide apportée. On appelle x m l avancement maximal : x m = n iha Si l avancement final x f est tel que x f = x m, la transformation est totale. Si l avancement final x f est tel que x f < x m, la transformation n est pas totale. A1 A2 B1 B2 x f 9.2* * * *10 5 x max 1.0* * * *10 4 On remarque que pour toutes les solutions x f «x max donc elles ne sont pas totales. Une transformation chimique n est pas totale quand elle se produit en permanence dans les deux sens : à l équilibre, c'est à dire quand les vitesses de réactions des deux sens sont égales, réactifs et produits coexistent dans le mélange chimique car les réactifs sont reproduits et les produits consommés par la transformation inverse. C est pourquoi à l équilibre d une réaction non totale, x f < x max. 1.5 Taux d avancement On définit le taux d avancement comme le quotient de l'avancement final par l'avancement maximal : il est toujours inférieur ou égal à 1.( S'il vaut 1 on a une réaction totale ) Avec les valeurs du tableau précédent, on a : A1 A2 B1 B2 x f /x max (en%) On constate que pour les solutions non totales, plus la concentration est grande plus le taux d avancement est faible. 1.6 Etude de la transformation chimique inverse dans le cas d une réaction non totale On reprend A1, dans laquelle nous avions une solution d acide chlorhydrique de concentration c=10 2 mol/l et de volume 50 ml. Son ph est de 2.05 (mesuré auparavant). On y ajoute une pointe de spatule d éthanoate de sodium (solide) et on observe l évolution du ph : on remarque que celui ci augmente en fonction du temps. Au bout d une à deux minutes, on atteint un ph de 3.96 (soit presque le double de la valeur du départ!). Or comme on sait que [H 3 O + ]=10 ph, si le ph augmente cela signifie que [H 3 O + ] diminue, autrement dit H 3 O + a réagi. L équation de la transformation chimique observée est : CH 3 COO (aq) + H 3 O + (aq) = CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) - 8 -

9 Remarque : Ce système peut évoluer dans les deux sens (sens direct et sens inverse) donc on peut aussi l écrire : CH 3 COO (aq) + H 3 O + (aq) CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) (avec une flèche, ancienne notation) 2/Transformations chimiques d oxydo réduction : étude de la réaction entre les ions argent Ag + et les ions Fer II Fe 2+. On réalise deux mélanges avec des proportions différentes de solutions de nitrate d argent et d ions Fe 2+ (solution de sel de Mohr acidifiée), de façon à ce que le réactif limitant ne soit pas le même dans chaque expérience et on étudie les transformations chimiques qui ont lieu dans ces mélanges réactionnels Solutions utilisées : Solution S 1 : solution de nitrate d argent, de concentration molaire volumique c = 0,10 mol/l. Solution S 2 : solution d ions fer II (solution de sel de Mohr acidifiée), de concentration molaire volumique c = 0,10mol/L. 2.1 Tests préliminaires : mise en évidence des ions Ag + ; Fe 2+ ; et Fe 3+. Dans trois tubes à essai notés 1, 2, et 3, on verse respectivement 1mL de solution S1 de nitrate d argent 2mL de solution S2 de sel de mohr acidifiée 2mL de solution S3 de sulfate de fer III Puis on ajoute respectivement dans ces tubes : 1 à 2 ml de solution de chlorure de sodium quelques gouttes de solution d hexacyanoferrate (III) quelques gouttes de solution de thiocynate de potassium - 9 -

10 Schéma des tests préliminaires réalisés Schéma des résultats obtenus Observations : (1) Le tube 1 donne un précipité blanchâtre, puis noirci à la lumière (2) Le deuxième prend la couleur d un bleu de prusse (3) Enfin le dernier devient rouge sang

11 Photo des résultats expérimentaux On peut écrire les équations chimiques de chaque transformation : (1) Ag + + Cl = AgCl (s) (2) 3Fe Fe(CN) 3 6 = Fe 3 (Fe(CN) 6 ) 2 (3) Fe 3+ + SCN = FeSCN Premier mélange réactionnel : 1mL de S1 et 2mL de S2 On verse 1mL de S1 et 2mL de S2 dans un tube à essai. La transformation chimique étant lente, on met le mélange dans le bain marie

12 Schéma de l expérience On observe qu il se forme un précipité blanc. On filtre la solution refroidie, et on fait les 3 tests

13 Schéma du filtrage

14 Test 1 Solution de chlorure de sodium Solution de nitrate d argent Précipité bla (qui noircit à lumière) Schéma de l expérience Il se forme un précipité blanchâtre qui réagit à la lumière lors de l ajout de la solution de chlorure de sodium. Les ions mis en évidence sont les ions Ag

15 Test 2 Solution d hexacyanoferrate (III) de potassium Solution d ions fer II (sel de Mohr) Schéma de l expérience Le mélange devient bleu lors de l ajout de la solution, donc il y a des ions Fe

16 Test 3 Solution de thiocyanate de potassium Solution de sulfate de fer III Schéma de l expérience d ions Fe 3+. Le mélange devient rouge sang lors de l ajout de la solution, ce qui affirme la présence Les trois tests révèlent la présence de Ag +, Fe 2+, et Fe 3+ qui sont tous en excès. Lors du mélange d 1mL de solution S1 avec 2mL de solution S2 il se forme un précipité, donc les deux solutions réagissent. On peut affirmer qu il se forme de l Ag sous forme solide et par conséquent des ions Fe 3+. On a l équation de la réaction entre la solution S1 et la solution S2 : Ag + (aq) + Fe 2+ (aq) = Ag (s) + Fe 3+ (aq) Donc, on pouvait prévoir que le test 3 au thiocyanate de potassium soit positif, c'est à dire que le mélange devienne rouge sang. En revanche, la réaction entre la solution S1 et S2 aurait pu être totale et, dans ce cas, un des deux autres tests aurait pu être négatif puisque soit le réactif Ag + soit le réactif Fe 2+ aurait disparu Le test 3 confirme qu il y a eu réaction, tandis que la positivité des tests 1 et 2 affirme que la réaction est non totale

17 Mise en évidence d ions Fe 2+ Mise en évidence d ions Ag + Mise en évidence d ions Fe 3+ Schéma bilan des 3 tests 2.3. Deuxième mélange réactionnel: 2,0 ml de solution S 1 avec 1,0 ml de solution S 2. Test 1 Il se forme un précipité blanchâtre lors de l ajout de la solution de chlorure de sodium. Les ions mis en évidence sont les ions Ag +. Test 2 Le mélange devient bleu lors de l ajout de la solution, donc il y a des ions Fe 2+. Test 3 Le mélange devient rouge sang lors de l ajout de la solution, ce qui affirme la présence d ions Fe 3+. Lors du mélange d 1mL de solution S1 avec 2mL de solution S2 il se forme un précipité, donc les deux solutions réagissent. Il se forme donc de l Ag sous forme solide et donc des ions Fe 3+. On a l équation de la réaction entre la solution S1 et la solution S2 : Ag + (aq) + Fe 2+ (aq) = Ag (s) + Fe 3+ (aq) On pouvait donc prévoir que le test au thiocyanate de potassium soit positif, c'est à dire que le mélange devienne rouge sang. Mais là encore, la réaction entre la solution S1 et S2 aurait pu être totale et, dans ce cas, un des deux autres tests aurait pu être négatif puisque l un des deux réactifs Ag + ou Fe 2+ aurait disparu. non totale. Le test 3 confirme qu il y a eu réaction tandis que les tests 2 et 1 affirment que la réaction est

18 Conclusion : Les réactifs sont présents à la fin de chaque mélange réactionnel, donc la transformation n est pas totale que ce soit l un ou l autre réactif qui soit limitant. Ce TP montre plus précisément qu une transformation chimique entre un acide et de l eau, ou qu une transformation chimique d oxydo réduction, peut ne pas être totale