Introduction à la chimie en solution 1 - Mise en solution des sels

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1 Introduction à la chimie en solution 1 - Mise en solution des sels Introduction La chimie en solution traite de la réactivité des substances chimiques dissoutes dans un solvant, et plus particulièrement dans l eau. On appelle dissolution la formation d un mélange à partir de deux ou plusieurs substances. Un solution est donc un mélange homogène constitué majoritairement par un solvant et d un ou plusieurs solutés. L eau utilisé comme solvant cumule de nombreux d avantages : elle est extrêmement abondante, non toxique et se purifie facilement... Selon leur nature, les sels sont plus ou moins s dans l eau. On considère qu un sel est lorsque sa solubilité est supérieure à 0.1 mole par litre. Les substances solides sont constitués d ions ou de molécules formant des réseaux tridimensionnels ordonnés, les cristaux. Ces réseaux cristallins sont maintenu par des forces attractives entre les particules, dites forces de cohésion. Lorsqu un solide cristallin est dissout dans un solvant, les molécules de solvant interagissent avec les particules situées sur la surface du solide et les extraient du réseau. Ce phénomène nécessite un apport énergétique pour surmonter les forces de cohésion. Un refroidissement peut être alors perceptible. La quantité de chaleur que consomme une substance en se dissolvant est appelée chaleur de dissolution (endothermique). Les particules dissoutes dans le solvant s entourent d une couche de molécules de solvant qui se réorganisent pour prendre en compte la présence de la particule. Ce phénomène est appelé solvatation, ou hydratation quand le solvant est de l eau. Ce processus de solvatation apporte de l énergie (exothermique), il s agit de la chaleur de solvatation. Selon les grandeurs des chaleurs de dissolution et de solvatation, l enthalpie de dissolution (somme des chaleur de dissolution et de solvatation) est soit endothermique ou exothermique, dans la pratique cette enthalpie est le plus souvent positive (endothermique). Un sel est dissout lorsque la solution est limpide à l observation visuelle (elle peut très bien être colorée). Dans ce cas les particule de matières dissoutes sont des ions, des molécules ou des complexes dont la taille est de l ordre de 0.1 à 1 nm. Si les particules de matière dissoute sont des molécules ou des agrégats de molécules dont la taille est comprise entre 1 et 100 nm, il s agit de solutions colloïdales. Elles seront aussi limpide à l observation visuelle, mais un rayon lumineux qui traverse ces solutions, sera dispersé par les particules en suspensions et le rayon sera visible (voir figure ci-dessous). Passage d un faisceau laser dans deux flacon contenant une solution de chlorure de sodium (à gauche) et d une solution colloïdale de particules de Latex - diamètre environ 100 nm- (à droite). On constate la diffusion de la lumière par l observation du faisceau. 1

2 On peut définir qualitativement la solubilité dans un solvant par les qualificatifs suivants : très facilement correspond à une solubilité dans moins d une partie de solvant ; très pour un rapport de 1 à 10 ; pour 10 à 100 ; peu pour 100 à 1000 ; très peu entre 1000 et et in au-delà. Un composé peut être dans l eau simplement par addition de quelques ml d eau à quelques mg de poudre (1 ière méthode). Si la poudre ne se dissout pas, on peut utiliser une solution acide (2 ième méthode). Si le sel n est toujours pas, on peut tenter de le désagréger (3 ème méthode). 1 ère méthode : mise en solution dans l eau déminéralisée (dissolution simple) qqe mg H 2 O ou 2 ème méthode : mise en solution dans une solution acide qqe mg HNO 3 (4M) in ou 3 ème méthode : mise en solution par désagrégation (ou déminéralisation) qqe mg Na 2 CO 3 (2M) in Versez le précipité HNO 3 (4M) (5 min) ou in On se propose dans ces travaux pratiques d étudier la mise en solution de différents sels en utilisant les trois méthodes de mise en solution présentées. Mode opératoire Mettre une pointe de spatule (petit modèle) de sel dans une éprouvette, rajouter quelques ml d'eau. Si le composé est, l'essai s'arrête là. Si le composé n'est pas, recommencer l essai en rajoutant quelques ml d'hno 3 concentré au lieu de l eau. Si le sel est aussi in dans HNO 3 : recommencer la mise en solution en versant dans l'éprouvette une pointe de spatule et avec quelques ml de Na 2 CO 3 [2 M]. Porter à ébullition pendant environ 5 2

3 min. Filtrer. Vérifier si le précipité obtenu est dans HNO 3. Rq : Pour mesurer approximativement la quantité de solution dans un tube à essai ou une éprouvette, il faut considérer qu un centimètre correspond à un millilitre. Les sels suivants sont à tester: Nitrates Chlorures Sulfates Acétates Carbonates* Pb(NO 3 ) 2 PbCl 2 PbSO 4 Ba(CH 3 CO 2 ) 2 CuCO 3 Cu(NO 3 ) 2 NH 4 C1 CuSO 4 K(CH 3 CO 2 ) PbCO 3 Ca(NO 3 ) 2 BaCl 2 CaSO 4 NH 4 (CH 3 CO 2 ) K 2 CO 3 Ba (NO 3 ) 2 CaCl 2 BaSO 4 Pb(CH 3 CO 2 ) 2 BaCO 3 KNO 3 KCl MgSO 4 Ca(CH 3 CO 2 ) 2 CaCO 3 Mg (NO 3 ) 2 CuCl 2 K 2 SO 4 Mg(CH 3 CO 2 ) 2 (NH 4 ) 2 CO 3 NH 4 NO 3 MgCl 2 (NH 4 ) 2 SO 4 Cu(CH 3 CO 2 ) 2 NaCl * :On ne fera évidemment pas la désagrégation avec Na 2 CO 3 pour les carbonates. Rapport 1 - Mettre sous la forme d un tableau les résultats des essais de mise en solution en marquant par ( ) les essais qui ont conduit à la mise en solution Anions Cations dans l eau en sol. acide après désagrégation - NO 3 Pb 2+ Cu 2+ Mg 2+ Cl - Pb 2+ NH 4 + CO 3 2- Pb 2+ Ba 2+ 2 Commenter les résultats obtenus pour les sels composés d'un même anion et pour les sels d'un même cation. 3 Essayer d établir des règles générales à la mise en solution. 2 - Analyse des propriétés des ions en solution Introduction Comment constater «de visu» qu une réaction a lieu? Pour y répondre nous allons réaliser au cours de ces travaux des tests sur des sels pour observer leur réactivité d ions en solution. La modification des constituants après addition d un réactif signifie qu une réaction a lieu. Sans l aide d instruments d analyse, le chimiste doit utiliser ses sens (tout en faisant attention) 3

4 : certaines odeurs sont caractéristiques de produits, comme l odeur de vinaigre de l acide acétique, mais l inhalation de certaines substances chimiques est dangereuse. Il est aussi possible d observer facilement la modification de la couleur d une solution (formation d un complexe coloré), le dégagement gazeux, la précipitation ou le changement de température (refroidissement ou échauffement). Les travaux pratiques se répartissent en deux parties : dans un premier temps les tests s effectueront sur les chlorures de différents cations, puis dans un deuxième temps sur les sels des anions de sodium. Réactifs testés HCl : acide fort. On peut s attendre à une réaction de type acide-base où le sel testé a le rôle de base. Lorsque qu il est très concentré, HCl peut aussi former des complexe en apportant Cl - comme ligand. H Cl + B Cl + BH + M n+ + x HCl M(Cl) x n-x NaOH : base forte. On peut s attendre à une réaction de type acide-base où le sel testé a le rôle d acide. - AH + OH A + KMnO 4 : Oxydant fort. On peut s attendre à une réaction de type oxydo-réduction où le sel testé à le rôle de réducteur. Red + MnO Ox + Mn H H 2 O E =+1.51 V H 2 O KI : Réducteur fort. On peut s attendre à une réaction de type oxydo-réduction où le sel testé a le rôle d oxydant. 1 Ox + I Red + I 2 2 E =+0.62 V NH 3 : Bon ligand. On peut s attendre à la formation d un complexe avec le cation du sel. x M + y NH 3 Mx(NH 3 )y Mode opératoire Afin de préparer les solutions pour l'expérience, il suffit de prendre une quantité suffisante du composé pour couvrir l'extrémité d'une spatule (grand modèle), de le mettre dans une éprouvette et d'ajouter quelques ml d'eau pour le dissoudre. Ajouter ensuite le réactif à l aide d une pipette en inclinant le tube à essai pour éviter le mélange du réactif et de la solution. 4

5 Réactif (HCl, NaOH,...) Solution (CrCl 3, FeCl 2,...) Exemple avec NiCl 2 avec NH 3 NH 3 en solution (NH 4 OH) Complexe [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ Solution limpide bleu Formation de Ni(OH) 2 Précipité blanc NiCl 2 en solution ( [Ni(H 2 O) 6 ] 2+ ) A - Cations On étudiera les sels des cations avec le chlore (chlorures). Faire les essais suivants 1. Préparer une solution de chlorure (vois ci-dessus) et mesurer son ph. 2. Noter les effets a) d'un acide fort, en ajoutant quelques gouttes de HCl [4M] b) d une base forte, en ajoutant quelques gouttes de NaOH [2M] c) d un excès de NaOH, en ajoutant environ 5 ml dans le tube de l essai b) d) d'un agent d'oxydation (KMnO 4 en solution acide) ajouté goutte à goutte. e) d'un agent de réduction (KI en solution acide). f) d un bon ligand en ajoutant de quelques gouttes de NH 4 OH [4M] g) puis d'un excès de NH 4 OH. en ajoutant environ 5 ml dans le tube de l essai f) Rq : Pour mesurer le ph avec le papier ph extraire une goutte de solution avec une baguette en verre et verser celle-ci sur le papier. Comparer sa couleur avec les couleurs étalons de la boîte. Composés à étudier NaCl MgCl 2 6H 2 O AlCl 3 6H 2 O FeH 8 N 2 O 8 S 2 6H 2 O (sel de Mohr) FeCl 3 6H 2 O NiCl 2 6H 2 O 5

6 CaCl 2 CrCl 3 6H 2 O CuCl 2 6H 2 O ZnCl 2 4H 2 O B - Anions On étudiera les sels des anions avec le sodium. 1. Préparer une solution du sel (voir ci-dessus) et mesurer son ph. 2. Noter les effets a) d'un acide fort, en ajoutant quelques gouttes de HCl [4M]. Observer s'il y a un dégagement de gaz b) d'un agent d'oxydation (KMnO 4 en solution acide) ajouté goutte à goutte. c) d'un agent de réduction (KI en solution acide). Composés à étudier NaNO 2 Na 2 SO 4 Na 2 S (tester sous la chapelle) Na 2 CrO 4 Na 2 SO 3 Na 2 CO 3 Rapports 1 - Comment peut-on, sans instrument de mesure, constater qu une réaction a eu lieu? 2 - Notez vos observations sous forme de tableaux (couleur, solubilité, ph...). 3 - Ecrire les équations chimiques correspondantes aux réactions en précisant le type de réactions (acido-base, précipitation, oxydo-réduction ou de complexation) sans les ions spectateurs. 6

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